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1、长春外国语学校2018-2019学年第二学期月考考试高二年级化学试卷(理科)第卷一、选择题：本题共10小题，每小题3分。在每小题给出的四个选项中，只有一项是符合题目要求的。1.下列说法中正确的是()A. s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是字形B. 能层为1时，有自旋相反的两个轨道C. 能层为3时，有3s、3p、3d、4f四个轨道D. s电子云是球形对称的，其疏密程度表示电子在该处出现的概率大小【答案】D【解析】A、核外电子的运动并无固定轨道，选项A错误；B、第一能层有一个能级，有一个轨道，选项B错误；第三能层有3s、3p、3d三个能级，其轨道数分别为1、3、5，选项C错误；D、s电子云
2、是球形对称的，其疏密程度表示电子在该处出现的几率大小，选项D正确。答案选D。2. 下列说法中正确的是A. s区都是金属元素B. s区都是主族元素C. 稀有气体在ds区D. 所有非金属元素都在p区【答案】B【解析】区的名称来自于按构造原理最后填入电子的能级的符号，A、D不正确，因为氢元素在s区，属于非金属。稀有气体在区，C不正确。所以B正确，答案选B。3.下列分子的VSEPR模型和分子的立体构型相同的是( )A. NH3B. CO2C. H2OD. SO2【答案】B【解析】【分析】价层电子对互斥模型（简称VSEPR模型），根据价电子对互斥理论，价层电子对数=键个数+孤电子对数，键个数=配原子个数
3、，孤电子对数=（a-xb），a指中心原子价电子个数，x指配原子个数，b指配原子形成稳定结构需要的电子个数；分子的立体构型是指分子中的原子在空间的排布，不包括中心原子未成键的孤对电子；实际空间构型要去掉孤电子对，略去孤电子对就是该分子的空间构型；价层电子对数为4，不含孤电子对，空间构型为正四面体结构；含有一对孤电子对，空间构型为三角锥形，含有两对孤电子对，空间构型是V型；价层电子对数为3，不含孤电子对，空间构型平面三角形结构；含有一对孤电子对，空间构型为为V形结构；价层电子对数是2且不含孤电子对，空间构型为直线形结构，据此判断。【详解】A氨气分子中氮价层电子对数=键个数+孤电子对数=3+（5-3
4、1）=4，VSEPR模型为正四面体结构，含有一对孤电子对，所以其空间构型为三角锥形，VSEPR模型与分子立体结构模型不一致，选项A错误；BCO2分子中每个O原子和C原子形成两个共用电子对，价层电子对数=键个数+孤电子对数=2+（4-22）=2，VSEPR模型为直线形结构，且不含孤电子对，所以为直线形结构，VSEPR模型与分子立体结构模型一致，选项B正确；C水分子中氧原子价层电子对数=2+（6-21）=4，VSEPR模型为正四面体结构，含有2对孤电子对，略去孤电子对后，实际上其空间构型是V型，VSEPR模型与分子立体结构模型不一致，选项C错误；D二氧化硫分子中氧原子价层电子对数=2+（6-22）
5、=3，VSEPR模型为平面三角形结构，含有一对孤电子对，空间构型为为V形结构，VSEPR模型与分子立体结构模型不一致，选项D错误；答案选B。【点睛】本题考查了价层电子对互斥模型和微粒的空间构型的关系，根据价层电子对互斥理论来分析解答，注意孤电子对数的计算方法，为易错点，注意实际空间构型要去掉孤电子对为解答关键，题目难度中等。4.用价层电子对互斥理论预测SO2和SO3的立体结构，两个结论都正确的是（ ）A. 直线形；三角锥形B. V形；三角锥形C. 直线形；平面三角形D. V形；平面三角形【答案】D【解析】试题分析：SO2分子中S原子的价层电子对数=2+1/2(6-22)=3,有1对孤对电子，根
6、据VSEPR模型判断SO2分子的空间构型是V形；SO3的S原子的价层电子对数=3+1/2(6-23)=3,无孤对电子，所以SO3的空间构型是平面正三角形，答案选D。考点：考查VSEPR理论的应用5.下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是（ ）A. SO3与SO2B. BF3与NH3C. BeCl2与SCl2D. H2O与SO2【答案】A【解析】试题分析：A、SO3中S原子杂化轨道数为（6+0）=3，采取 sp2杂化方式，SO2中S原子杂化轨道数为（6+0）=3，采取 sp2杂化方式，故A正确；B、BF3中B原子杂化轨道数为（3+3）=3，采取 sp2杂化方式，NH3中N原子杂化轨道数为（5
7、+3）=4，采取 sp3杂化方式，二者杂化方式不同，故B错误；C、BeCl2中Be原子杂化轨道数为（2+2）=2，采取 sp杂化方式，SCl2中S原子杂化轨道数为（6+2）=4，采取sp3杂化方式，二者杂化方式不同，故C错误。考点：原子轨道杂化类型判断点评：本题考查原子轨道杂化类型判断，难度中等。需熟练掌握几种常见分子的中心原子杂化类型。6.NH3、H2S等是极性分子，CO2，BF3，CCl4等是含极性键的非极性分子。根据上述实例可推出ABn型分子是非极性分子的经验规律是()A. 分子中不能含有氢原子B. 在ABn分子中A的相对原子质量应小于B的相对原子质量C. 在ABn分子中A原子没有孤电子
8、对D. 分子中每个共价键的键长应相等【答案】C【解析】试题分析：NH3、H2S等是极性分子，而CO2、BF3、CCl4等是含极性键的非极性分子。关键价层电子对互斥理论可知，N和S都含有孤对电子，而C、B没有孤对电子，这说明中心原子是否含有孤对电子是判断的关键，所以ABn型分子是非极性分子的经验规律是在ABn分子中A原子没有孤电子对，答案选C。考点：考查分子极性的判断点评：该题是中等难度的试题，试题基础性强，侧重对学生能力的培养。有利于培养学生分析、归纳、总结问题的能力，提高学生灵活运用基础知识解决实际问题的能力。7. 下列不能形成配位键的组合是（ ）。A. Ag、NH3B. H2O、HC. C
9、o3、COD. Ag、H【答案】D【解析】配位键的形成条件必须是一方能提供孤对电子，另一方能提供空轨道，A、B、C三项中，Ag、H、Co3能提供空轨道，NH3、H2O、CO能提供孤对电子，所以能形成配位键，而D项Ag与H都只能提供空轨道，而无法提供孤对电子，所以不能形成配位键。8.下列关于价层电子对互斥模型（VSEPR模型）的叙述中不正确的是（）A. VSEPR模型可用来预测分子的立体结构B. 分子中价电子对相互排斥决定了分子的空间结构C. 分子中键角越大，价电子对相互排斥力越小，分子越稳定D. 中心原子上的孤电子对不参与互相排斥【答案】D【解析】A、价层电子对互斥理论可用来预测分子的立体构型
10、，故A说法正确；B、立体构型与价电子数对相互排斥有有关，因此分子中价电子对相互排斥决定了分子的立体构型，故B说法正确；C、多原子分子内，两个共价键之间的夹角，分子中键角越大，价电子对相互排斥力越小，分子越稳定，故C说法正确；D、中心原子上的孤电子对参与相互排斥，如H2O中中心原子为O，O有2个孤电子对，离子构型为V型，甲烷中中心原子为C，无孤电子对，空间构型为正四面体，故D说法错误。9.下列叙述正确的是()A. NH3是极性分子，分子中N原子处在3个H原子所组成的三角形的中心B. CCl4是非极性分子，分子中C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心C. H2O是极性分子，分子中O原子处在2个
11、H原子所连成的直线的中央D. CO2是非极性分子，分子中C原子处在2个O原子所连成的直线的中央【答案】D【解析】【分析】根据中心原子形成的键数以及孤对电子数目判断分子的立体构型。【详解】AN与3个H原子形成键，孤对电子数为=1，为三角锥形分子，选项A错误；BCCl4中C与4个Cl形成4个键，孤对电子数为0，为正四面体结构，非极性分子，选项B错误；CH2O中O与2个H形成键，孤对电子数为=2，为V形分子，选项C错误；DCO2是非极性分子，C与2个O形成键，孤对电子数为=0，为直线形分子，选项D正确。答案选D。【点睛】本题考查分子构型的判断，题目难度不大，本题注意把握键数以及孤对电子数目判断。10
12、.用过量硝酸银溶液处理0.01 mol氯化铬水溶液，产生0.02 molAgCl沉淀，则此氯化铬最可能是()A. Cr(H2O)6Cl3B. Cr(H2O)5ClCl2H2OC. Cr(H2O)4Cl2Cl2H2OD. Cr(H2O)3Cl33H2O【答案】B【解析】【分析】氯化铬（CrCl36H2O）中的阴离子氯离子能和银离子反应生成氯化银沉淀，注意配体中的氯原子不能和银离子反应，根据氯化铬（CrCl36H2O）和氯化银物质的量的关系式计算氯离子个数，从而确定氯化铬（CrCl36H2O）的化学式。【详解】根据题意知，氯化铬（CrCl36H2O）和氯化银的物质的量之比是1：2，根据氯离子守恒知
13、，一个氯化铬（CrCl36H2O）化学式中含有2个氯离子，剩余的1个氯离子是配原子，所以氯化铬（CrCl36H2O）的化学式可能为Cr（H2O）5ClCl2H2O，答案选B。【点睛】本题考查了配合物的成键情况，难度不大，注意：该反应中，配合物中配原子不参加反应，只有阴离子参加反应，为易错点。第卷二、综合题：本题共5小题，共70分。11.(1)在第二周期中，第一电离能最小的元素符号是_，第一电离能最大的元素符号是_。(2)在元素周期表中，电负性最大的元素的名称是_。(3)第四周期元素中，基态原子中未成对电子最多的元素的原子序数是_，元素符号_.(4)写出34Se的电子排布式是_，它在元素周期表位
14、置_。【答案】 (1). Li (2). Ne (3). 氟 (4). 24 (5). Cr (6). 1s22s22p63s23p63d104s24p4 (7). 第四周期第VIA族【解析】【详解】(1)同周期随原子序数增大，元素第一电离能呈增大趋势，当A族的s能级为全满稳定状态，A族的p能级为半满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，而稀有气体外围电子排布为2s22p6，达全满的稳定结构，所以第一电离最大，即第二周期，第一电离能最小的元素符号是Li；最大的是Ne；（2）在元素周期表中，同周期中从左向右，元素的非金属性增强，电负性增强，同主族元素从上向下，元素的非金属性减弱，电负性减弱，在元素周期表中，电负性最大的元素是F，名称是氟；(3)第四周期元素中，外围电子排布为ndxnsy，且能级处于半满稳定状态时，含有的未成对电子数最多，即外围电子排布为3d54s1，此元素为铬，原子序数是24，元素符号为Cr；(4) 34Se是34号元素，核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p4；位于周期表第四周期，第VIA族。12.下表给出了14种元素的电负性：元素电负性元素电负性元素电负性Al1.5B2.0Be1.5C2.5Cl3.0F4.0Li1.0Mg1.2N3.0Na0.9O3.5P2.1Cl2.5S1.8
