2015-2016学年重庆八中高二下学期期中化学试卷（解析版）

C．该晶体中与每个Fe3+距离相等且最近的CN﹣为12个 D．该晶体的一个晶胞中含有的M+的个数为4个 【考点】分子晶体；离子晶体．

【分析】根据均摊法，立方体的顶点粒子占，棱上粒子占，由图可推出晶体中阴离子的最小结构单元中含Fe2+个数为：4×=，同样可推出含Fe3+个数也为，CN﹣为12×=3，因此阴离子为[Fe2（CN）6]﹣，则该晶体的化学式只能为MFe2（CN）6，由阴、阳离子形成的晶体为离子晶体，M的化合价为+1价，由图可看出与每个Fe3+距离最近且等距离的CN﹣

为6个，图中是该晶体晶胞的八分之一，按离子的比例关系得出一个晶胞中含有的M+个数．【解答】解：A．根据均摊法，立方体的顶点粒子占，棱上粒子占，由图可推出晶体中4×=，CN﹣为12×阴离子的最小结构单元中含Fe2+个数为：同样可推出含Fe3+个数也为，=3，因此阴离子为[Fe2（CN）6]﹣，则该晶体的化学式只能为MFe2（CN）6，由阴、阳离子

形成的晶体为离子晶体，根据化合价代数和为零可知，M的化合价为+1价， 故A错误；

B．由A的分析可知，晶体的化学式为MFe2（CN）6，由阴、阳离子形成的晶体为离子晶体，故B错误；

C．由图可看出与每个Fe3+距离最近且等距离的CN﹣为6个，故C错误；

D．图中是该晶体晶胞的八分之一，其中CN﹣为12×=3个，所以一个晶胞中的CN﹣有：3个÷=24个，根据晶体的化学式MFe2（CN）6可知：M+与CN﹣的个数比为1：6，所以M+有4个，故D正确； 故选D．

二、解答题（共6小题，满分52分）

17．表为元素周期表的一部分，其中的编号代表所对应的元素．请回答下列问题：

（1）⑧号元素的基态原子的价电子排布式是 3d84s2 ，与其同周期，且基态原子的核外未成对电子数最多的元素是 Cr （写出元素符号）．

（2）④号与⑦号元素形成的氧化物的熔点由高到低的是 MgO＞CaO ． （3）①号与③号元素形成的含有18电子的分子为 过氧化氢 （写出名称），该分子中③号元素的原子的杂化方式为 sp3 ．②、④、⑧三种元素的原子形成的晶体，其晶胞的结构特点如图所示，则该化合物的化学式为 MgNi3C （用对应的元素符号表示）．

（4）下表是某些短周期元素的电负性值：

Be B C O F Na Al Si P S Cl 元素符号 Li 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.1 电负性 ①通过分析电负性值变化规律，确定N最接近的电负性值范围： 2.5 ＜N＜ 3.5 ． ②推测电负性值与原子半径关系是 半径越大，电负性值越小 ． ③试推断：AlBr3中化学键类型是 共价键 ．

【考点】位置结构性质的相互关系应用；元素电离能、电负性的含义及应用．

【分析】由元素在周期表中位置，可知①为H，②为C，③为O，④为Na，⑤为Al，⑥为Cl，⑦为Ca，⑧为Ni，⑨为Cu．

（1）⑧号元素核外电子数为28，结合核外电子排布规律书写；与其同周期，且基态原子的核外未成对电子数最多的元素的外围电子排布为3d54s1；

（2）氧化镁、氧化钙均为离子晶体，离子所带电荷相等，离子半径越小，晶格能越大，晶体的熔沸点越高；

（3）①号与③号元素形成的含有18电子的分子为H2O2，该分子中O原子形成2个σ键、含有2对孤对电子，杂化轨道数目为4；

根据均摊法计算晶胞中原子数目，确定化学式；

（4）①同一周期从左至右，随着核电荷数的递增电负性值递增；同族元素从上到下，随着原子半径的增大元素电负性值递减；

②原子半径越大，对电子吸引越弱，电负性越小；

③氯化铝属于共价化合物，Br的电负性小于Cl的，则AlBr3属于共价化合物．

【解答】解：由元素在周期表中位置，可知①为H，②为C，③为O，④为Na，⑤为Al，⑥为Cl，⑦为Ca，⑧为Ni，⑨为Cu．

（1）⑧号元素核外电子数为28，基态原子的价电子排布式是3d84s2；与其同周期，且基态原子的核外未成对电子数最多的元素的外围电子排布为3d54s1，为Cr元素， 故答案为：3d84s2；Cr；

（2）氧化镁、氧化钙均为离子晶体，离子所带电荷相等，镁离子半径小于钙离子半径，故MgO的晶格能大于CaO的，故熔点MgO＞CaO， 故答案为：MgO＞CaO；

（3）①号与③号元素形成的含有18电子的分子为H2O2，该分子中O原子形成2个σ键、含有2对孤对电子，杂化轨道数目为4，O原子采取sp3杂化，

Ni原子数目为6×=3，Mg原子数目为8×=1， 晶胞中C原子数目为1，故化学式为MgNi3C，故答案为：过氧化氢；sp3；MgNi3C；

（4）①同一周期从左至右，随着核电荷数的递增电负性值递增；同族元素从上到下，随着原子半径的增大元素电负性值递减，N最接近的电负性值范围：2.5＜N＜3.5， 故答案为：2.5；3.5；

②同周期自左而右原子半径减小、电负性增大，同主族自上而下原子半径增大、电负性减小，可推知半径越大，电负性值越小， 故答案为：半径越大，电负性值越小；

③氯化铝属于共价化合物，Br的电负性小于Cl的，Al与Br的电负性之差更小，则AlBr3属于共价化合物，化学键类型是共价键， 故答案为：共价键．

18．卤族元素的单质和化合物很多，我们可以利用所学物质结构与性质的相关知识去认识和理解它们．

（1）在不太稀的溶液中，氢氟酸是以二分子缔合（HF）2形式存在的．使氢氟酸分子缔合的作用力是 氢键 ．

（2）请根据下表提供的第一电离能数据判断：最有可能生成较稳定的单核阳离子的卤素原子是 I ． 氟 氯 溴 碘 1251 1140 1008 第一电离能（kJ/mol） 1681 （3）已知高碘酸有两种形式，化学式分别为H5IO6（结构如上图）和HIO4，前者为五元酸，

后者为一元酸．请比较二者酸性强弱：H5IO6 ＜ HIO4．（填“＞”、“＜”或“=”）

（4）碘在水中的溶解度虽然小，但在碘化钾溶液中溶解度却明显增大这是由于溶液中发生下列反应I﹣+I2=I3﹣．I3﹣离子的中心原子周围σ键电子对对数为 2 ．与KI3类似的，还有CsICl2等．已知CsICl2不稳定，受热易分解，倾向于生成晶格能更大的物质，则它按下列 A 式发生．

A．CsICl2=CsCl+ICl B．CsICl2=CsI+Cl2

（5）已知CaF2晶体的密度为ρg/cm3，NA为阿伏加德罗常数，CaF2晶胞的边长为a pm，则CaF2的相对分子质量可以表示为

（用含a的式子表示）．

【考点】晶胞的计算；化学键．

【分析】（1）根据氢键分析解答；

（2）元素的第一电离能越大，元素失电子能力越弱，得电子能力越强，元素的第一电离能越小，元素失电子能力越强，得电子能力越弱，则越容易形成阳离子；

（3）根据含氧酸中，酸的元数取决于羟基氢的个数，含非羟基氧原子个数越多，酸性越强；

（4）I3﹣离子的中心原子周围σ键电子对对数为2；离子晶体的晶格能与离子半径成反比，与离子所带电荷成正比；

（5）利用均摊法确定该立方体中含有的离子，根据ρV=

计算相对分子质量．

【解答】解：（1）HF分子之间存在氢键，使氢氟酸分子缔合，故答案为：氢键；

（2）卤族元素包含：F、Cl、Br、I、At元素，元素的第一电离能越小，元素失电子能力越强，得电子能力越弱，则越容易形成阳离子，根据表中数据知，卤族元素中第一电离能最小的是I元素，则碘元素易失电子生成简单阳离子，故答案为：I； （3）H5IO6（

）中含有5个羟基氢，为五元酸，含非羟基氧原子1个，HIO4为一

元酸，含有2个羟基氢，含非羟基氧原子2个，所以酸性：H5IO6＜HIO4， 故答案为：＜；

（4）I3﹣离子的中心原子周围σ键电子对对数为2，离子晶体中离子电荷越多，半径越小离子键越强，离子晶体的晶格能越大，已知已知CsICl2不稳定，受热易分解，倾向于生成晶格能更大的物质，所以发生的反应为CsICl2=CsCl+ICl， 故答案为：2；A；

（5）CaF2晶胞如图，

晶胞中Ca原子数目为8×+6×=4，F原子数目为

8，CaF2的相对分子质量为M，晶胞质量m=子质量M=

，晶胞体积V=a3，根据ρV=

计算相对分

，故答案为：．

19．A、B、C、D、E是前四周期原子序数依次增大的五种元素．A元素原子的核外电子数等于其电子层数，B元素基态原子有三个能级且各能级电子数相同，A与D可形成两种常见液态化合物G、H，其原子数之比分别为1：1和2：1．E元素原子的K、L层电子数之和等于其M、N层电子数之和．请回答下列各题（涉及元素请用相应化学符号表示）： （1）B、C、D三种元素中电负性最大的元素其基态原子的电子排布式为 1s22s22p4 ． （2）处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用 电子云 形象化描述．在B的基态原子中，核外存在 2 对自旋相反的电子．

（3）由E和D形成的晶胞如图1所示，晶体中E2+周围等距且最近的E2+有 12 个；ED的焰色反应为砖红色，许多金属或它们的化合物都可以发生焰色反应，其原因是 激发态的电子跃迁到低能级时，以光的形式释放能量 ．E和B可形成的晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似（如图2所示），但该晶体中含有的哑铃形B22﹣的存在，使晶胞沿一个方向拉长．晶

2+

体中E的配位数为 6 ．该化合物的电子式为 ．

（4）用高能射线照射液态H时，一个H分子能释放出一个电子，同时产生一种阳离子． ①释放出来的电子可以被若干H分子形成的“网”捕获，你认为H分子间能形成“网”的原因是 水分子间存在氢键 ．

②由H分子释放出电子时产生的一种阳离子具有较强的氧化性，试写出该阳离子与SO2的水溶液反应的离子方程式 2H2O++SO2=4H++SO42﹣ ．

【考点】原子结构与元素周期律的关系；原子核外电子排布；原子核外电子的运动状态；晶胞的计算．

【分析】A、B、C、D、E是前四周期原子序数依次增大的五种元素．A元素原子的核外电子数等于其电子层数，则A为H元素；B元素基态原子有三个能级且各能级电子数相同，核外电子排布式为1s22s22p2，故B为碳元素；A与D可形成两种常见液态化合物G、H，其原子数之比分别为1：1和2：1，则D为O元素、G为H2O2、H为H2O；C的原子序数介于碳、氧之间，则C为N元素；E元素原子的K、L层电子数之和等于其M、N层电子数之和，原子核外电子数为（2+8）×2=20，则E为Ca，据此解答．