高中化学人教版（2019）选择性必修2 综合测试(含解析)
选择性必修二综合测试
化学
姓名：___________班级：___________考号：___________
一、单选题
1．最近，科学家成功地制成了一种新型的碳氧化合物，该化合物晶体中每个碳原子均以四个共价单键与氧原子结合为一种空间网状的无限伸展结构。下列对该晶体的叙述错误的是（ ）
A．该物质的化学式为CO4
B．该晶体的熔、沸点高，硬度大
C．该晶体中C原子与C－O化学键数目之比为1：4
D．该晶体的空间最小环由12个原子构成
2．下列说法不正确的是( )
A．HCl分子中的共价键是s﹣pσ键
B．σ 键可以绕键轴旋转，π 键一定不能绕键轴旋转
C．CH3﹣CH3、CH2＝CH2、CH≡CH 中 σ 键都是 C﹣C 键，所以键能都相同
D．当镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，镁原子由基态转化成激发态，这一过程中吸收能量
3．有下列离子晶体空间结构示意图：为阳离子,为阴离子。以M代表阳离子，N代表阴离子，化学式为MN2的晶体结构为( )
A． B． C． D．
4．我国用BeO、KBF4等原料制备KBe2BO3F2晶体，在世界上首次实现在177.3 nm深紫外激光倍频输出，其晶胞如图所示。下列说法错误的是
A．构成晶体的非金属元素的电负性由大到小的顺序为F>O>B
B．KBF4中的阴离子的中心原子的杂化方式为sp2
C．根据元素周期表中元素所处的位置可推测BeO与Al2O3性质相似
D．晶胞中的K+有2个位于晶胞内部，8个位于晶胞顶点，则1mo1该晶胞含3molKBe2BO3F2
5．下列关于共价晶体、分子晶体的叙述中，正确的是
A．在SiO2晶体中，1个硅原子和2个氧原子形成2个共价键
B．分子晶体中一定存在共价键
C．HI的相对分子质量大于HF，所以HI的沸点高于HF
D．金刚石为共价键三维骨架结构，晶体中的最小环上有6个碳原子
6．解释下列物质性质的变化规律与物质结构间的因果关系时，与化学键强弱无关的变化规律是
A．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱
B．NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低
C．F2、C12、Br2、I2的熔、沸点逐渐升高
D．Li、Na、K、Rb 的熔点逐渐降低
7．氮气可以作食品包装、灯泡等的填充气，也是合成纤维、合成橡胶的重要原料。实验室制备氮气的反应式：NH4Cl+NaNO2NaCl+N2↑+2H2O。下列说法正确的是（ ）
A．元素的电负性：N>O>H
B．氮气分子的电子式：
C．钠电离最外层一个电子所需要的能量：①>②
D．水中的氢键可以表示为：O—H…O，其中H…O之间的距离即为该氢键的键长
8．当地时间2020年1月30日晚，世界卫生组织(WHO)宣布，将新型冠状病毒疫情列为国际关注的突发公共卫生事件，防疫专家表示，75%的医用酒精、含氯消毒剂(如84消毒液等)可以有效杀灭病毒。关于酒精和含氯消毒剂的有关说法正确的是
A．乙醇中与羟基相连的C原子是sp2杂化，另一个C原子是sp3杂化
B．乙醇是非极性分子，易溶于水
C．1个HClO分子中含有两个σ键
D．1个乙醇分子中含有6个σ键，一个π键
9．化合物M是一种新型超分子晶体材料，由X、18-冠-6、以为溶剂反应制得(如图)。下列叙述正确的是
A．组成M的元素均位于元素周期表p区
B．M由X的高氯酸盐与18-冠-6通过氢键结合生成
C．M中碳、氮、氯原子的轨道杂化类型均为
D．M的晶体类型为分子晶体
10．氯的含氧酸根离子有、、、等，关于它们的说法不正确的是
A．的中心Cl原子采取杂化
B．的空间结构为三角锥形
C．的空间结构为直线形
D．中Cl原子的杂化类型与相同
11．基态原子的核外电子排布的原则不包括
A．能量守恒原理 B．能量最低原理
C．泡利原理 D．洪特规则
12．根据如图所示，下列说法错误的是( )
A．第三周期某元素基态原子的前5个电子的电离能如图1所示。该元素是Mg
B．铝镁合金是优质储钠材料，原子位于面心和顶点，其晶胞如图2所示，1个铝原子周围有8个镁原子最近且等距离
C．图4所示是的部分结构以及其中H-N-H键键角，键角比大与中N原子的孤电子对转化为成键电子对有关
D．立方BN晶体晶胞结构如图5所示，设晶胞中最近的B、N原子之间的距离为anm，阿伏加德罗常数的值为，则晶体的密度为
13．四种元素基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5
则下列有关比较中正确的是
A．第一电离能：④＞③＞①＞② B．电负性：④＞①＞③＞②
C．原子半径：②＞①＞③＞④ D．最高正化合价：④＞③=②＞①
14．下列表示钠原子的式子中能反映能级差别和电子自旋状态的是
A． B．
C．1s22s22p63s1 D．
15．下列说法正确的是( )
A．1 mol N2分子中的π键与1 mol CO2分子中的π键的数目之比为2∶1
B．稳定性：甲烷＞乙烯
C．强度：氢键＞化学键＞范德华力
D．沸点：
16．下列说法正确的是
A．第四周期元素中，锰原子价电子中未成对电子数最多
B．含有极性键的分子一定是极性分子
C．价层电子对互斥理论中，π键电子对数不计入中心原子的价层电子对数
D．熔化和干冰升华克服的作用力类型相同
二、填空题
17．如图是元素周期表的一部分，根据元素在周期表中的位置，回答下列问题：
(1)⑨号元素在周期表中的位置是_______，其最高能层的电子占据的原子轨道电子云轮廓为_______形。若将其最高价氧化物的水化物溶于氨水中可得到一种透明的深蓝色溶液，写出反应的化学方程式为：_______。
(2)第二周期所有元素中第一电离能介于①②之间的有_______种。由②③④形成的简单离子半径由小到大顺序是_______(填化学用语)。
(3)元素⑦⑧可形成原子个数比为1：1的共价化合物，分子中各原子最外层均达到8电子的稳定结构，试写出其结构式_______，该分子为_______(填“极性分子”或“非极性分子”) 。
(4)元素②⑥可形成的化合物是一种性质优良的无机非金属材料，根据元素周期律知识，写出其化学式_______，它的熔点高，硬度大，电绝缘性好，化学性质稳定，它的晶体类型是_______ 。
(5)下列有关性质的比较正确且能用元素周期律解释的是_______(填标号)
A．电负性：②>③ B．氢化物的稳定性：③>⑦
C．最高价氧化物对应的水化物的碱性：④>⑤ D．氢化物的沸点：③>⑦
(6)⑩可形成的卤化物的熔点如下表：
卤化物 氟化物 氯化物 溴化物
熔点/°C > 1000 77.75 122.3
⑩的氟化物的化学式为_______，该物质的熔点比氯化物熔点高很多的原因是 _______。
18．我国复旦大学魏大程团队开发的一种共形六方氮化硼修饰技术，可直接在二氧化硅表面生长高质量六方氮化硼薄膜。
(1)下列N原子的电子排布图表示的状态中，能量最高的是_______(填字母)。
A． B．
C． D．
(2)第二周期主族元素中，按第一电离能大小排序，第一电离能在B和N之间的元素有_______种。
(3)Na与N形成的NaN3可用于汽车的安全气囊中，其中阴离子的空间结构为_______，Na在空气中燃烧发出黄色火焰，这种黄色焰色用光谱仪摄取的光谱为_______(填“发射”或“吸收”)光谱。
(4)已知NH3分子的键角约为107°，而同主族磷的氢化物PH3分子的键角约为94°，试用价层电子对互斥模型解释NH3的键角比PH3的键角大的原因：_______。
(5)BH3·NH3是一种有效、安全的固体储氢材料，可由BH3与NH3反应生成，B与N之间形成配位键，氮原子提供_______，在BH3·NH3中B原子的杂化方式为_______。
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．A
【详解】A．晶体中每个碳原子均以四个共价单键与氧原子结合，每个氧原子和2个碳原子以共价单键相结合，所以碳氧原子个数比=1：2，则其化学式为：CO2，故A错误；
B．该化合物晶体属于原子晶体，所以其熔沸点高，硬度大，故B正确；
C．该晶体中，每个碳原子含有4个C-O共价键，所以C原子与C-0化学键数目之比为1：4，故C正确；
D．该晶体的空间最小环由6个碳原子和6个氧原子构成，共计是12个原子，故D正确；
故答案选A。
2．C
【详解】A、HCl分子中的共价键是H原子的1s轨道与Cl原子的3p轨道形成的s﹣pσ键，故A正确；
B、σ键为球对称，π键为镜面对称，σ键可以绕键轴旋转，π键一定不能旋转，故B正确；
C. CH3﹣CH3、CH2＝CH2、CH≡CH 中C﹣C、C﹣H键都是σ键，C≡C中有1个σ键和2个π键，C＝C中有1个σ键和1个π键，故C错误；
D、基态原子吸收能量转化为激发态原子，电子由低能级进入高能级，故D正确。
3．B
【详解】A.阳离子位于顶点和面心，晶胞中总共含有阳离子M的数目为8×+6×=4，1个阴离子位于体心，为晶胞所独有，故晶胞中含有的阴离子N的数目为1，则阳离子和阴离子的比值为4：1，化学式为M4N，故A不选；
B.有4个阳离子位于顶点，晶胞中平均含有阳离子M的数目为4×=，1个阴离子位于体心，为晶胞所独有，故晶胞中含有的阴离子N的数目为1，则阳离子和阴离子的比值为：1=1：2，化学式为MN2，故B选；
C.有3个阳离子位于顶点，晶胞中平均含有阳离子M的数目为3×=，1个阴离子位于体心，为晶胞所独有，故晶胞中含有的阴离子N的数目为1，则阳离子和阴离子的比值为：1=3：8，化学式为M3N8，故C不选；
D.有8个阳离子位于顶点，晶胞中平均含有阳离子M的数目为8×=1，1个阴离子位于体心，为晶胞所独有，故晶胞中含有的阴离子N的数目为1，则阳离子和阴离子的比值为1：1，化学式为MN，故D不选；
故答案选B。
4．B
【详解】A．非金属元素的非金属性越强，电负性越大，则电负性由大到小的顺序为F>O>B，故A正确；
B．KBF4中的阴离子为BF4-，中心原子为B，根据价电子理论，中心原子价电子对数=4+（4-4×1）=4，因此杂化方式为sp3，故B错误；
C．根据对角线规则，在对角线的元素，性质具有相似性，故C正确；
D．晶胞中的K+有2个位于晶胞内部，8个位于晶胞顶点，该晶胞中K+的数目=8×+2=3，则1mo1该晶胞含3molK，因此KBe2BO3F2物质的量为3mol，故D正确；
答案选B。
5．D
【详解】A．在晶体中，1个硅原子和4个氧原子形成4个共价键，A不正确；
B．部分分子晶体如稀有气体中不含有共价键，B不正确；
C．虽然HI的相对分子质量大于HF，但是，由于HF分子之间可以形成氢键，所以HF的沸点高于HI，C不正确；
D．金刚石为共价键三维骨架结构，晶体中的最小碳环上有6个碳原子，D正确；
故选：D。
6．C
【详解】A、HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱，是因为氢原子和卤素原子间共价键的键能依次减小的缘故，与共价键的强弱有关，选项A不选；
B、NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次减低，是因为钠离子和卤素离子间的晶格能依次减弱的缘故，与离子键的强弱有关，选项B不选；
C、F2、Cl2、Br2、I2的熔、沸点逐渐升高，是因为卤素单质分子间作用力依次增大，与化学键的强弱无关，选项C选；
D、碱金属元素从上到下，原子半径逐渐增大，金属键逐渐减小，金属单质的熔点逐渐降低，则熔点：Li＞Na＞K＞Rb，与金属键的强弱有关，选项D不选；
答案选C。
7．C
【详解】A. 同周期元素，原子序数越大，电负性越大，则元素的电负性：O>N>H，与题意不符，A错误；
B. 氮气分子的电子式：，与题意不符，B错误；
C. ②时，最外层电子跃迁到3p能级，具有较高的能量，则钠电离最外层一个电子所需要的能量：①>②，符合题意，C正确；
D. 水中的氢键可以表示为：O—H…O，其中H…O之间的距离即为分子间的作用力，与题意不符，D错误；
答案为C。
8．C
【详解】A．由乙醇的结构式可知，两个碳原子均形成4根单键即4个σ键，没有孤对电子，均采取sp3杂化，故A错误；
B．乙醇为极性分子，水也是极性分子，且乙醇分子与水分子之间能形成氢键，因此乙醇易溶于水，故B错误；
C．HClO的电子式为，结构式为，由HClO的结构式可知，1个HClO分子中含有两个单键，单键是σ键，故C正确；
D．由乙醇的结构式可知，乙醇分子中都是单键，单键都是σ键，无π键，故D错误；
答案为C。
9．B
【详解】A．周期表里的第13-18列，即IIIA-VIIA和零族属于p区，组成M的元素有H、C、N、O、Cl、Br，根据元素周期表结构可知H位于s区，A错误；
B．由图知，M由X的高氯酸盐与18-冠-6通过氢键结合生成，B正确；
C．M中苯环上的碳原子的轨道杂化类型为，C错误；
D．M为离子化合物，其晶体类型为离子晶体，D错误；
故选B。
10．C
【详解】A．的中心原子的孤电子对数为0，与中心原子结合的O原子数为4，则原子采取杂化，A正确；
B．的中心原子的价层电子对数为，且含有1个孤电子对，空间结构为三角锥形，B正确；
C．的中心原子的价层电子对数为，且含有2个孤电子对，空间结构为V形，C错误；
D．中原子的孤电子对数为3，与原子结合的O原子数为1，原子采取杂化，中原子的孤电子对数为2，与原子结合的O原子数为2，原子采取杂化，D正确；
故选C。
11．A
【详解】基态原子的核外电子排布的原则为能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道；泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子；洪特规则：洪特规则是在等价轨道（相同电子层、电子亚层上的各个轨道）上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同；所以基态原子的核外电子排布的原则不包括能量守恒原理。
故选A。
12．D
【详解】A．由图1知电离能I3比I2的5倍多，说明最外层有2个电子，结合该元素是第三周期元素，则该元素为第三周期第IIA族元素，此元素为镁元素，A正确；
B．根据图示 ，1个铝原子周围有8个镁原子最近且等距离，B正确；
C．图4所示是的部分结构以及其中H-N-H键键角，键角比大，因为氨分子与Zn2+形成配合物后，孤对电子与Zn2+形成配位键，原孤对电子与成键电子对之间的排斥力减弱，所以与中N原子的孤电子对转化为成键电子对有关，C正确；
D．根据均摊原则，1个晶胞中含有N原子数是4、含有B原子数是，晶胞中最近的B、N原子之间的距离为anm，则晶胞体对角线为4anm，晶胞边长是，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶体的密度为，D错误；
故答案为D。
13．C
【分析】①1s22s22p63s23p4表示的元素是S元素，②1s22s22p63s23p3表示的元素是P元素， ③1s22s22p3表示的元素是N元素， ④1s22s22p5表示的元素是F元素，然后根据元素周期律分析解答。
【详解】根据上述分析可知：①是S，②是P，③是N，④是F元素。
A．一般情况下同一周期元素，原子序数越大，元素的第一电离能越大。但若元素处于第ⅡA族、第VA族，由于原子最外层电子处于全充满、半充满的稳定状态，其第一电离能大于同一周期相邻元素。同一主族元素，原子序数越大，元素的第一电离能越小，则四种元素的第一电离能大小关系为：④＞③＞②＞①，A错误；
B．元素的非金属性越强，其电负性就越大。同一周期元素，原子序数越大，元素的非金属性越强，同一主族元素，原子序数越大，元素的非金属性越弱，则元素的电负性大小关系为：④＞③＞①＞②，B错误；
C．同一周期元素，原子序数越大，原子半径越小；不同周期元素，原子序数越大，原子半径越大，则原子半径大小关系为：②＞①＞③＞④，C正确；
D．F元素非金属性很强，原子半径很小，与其它元素反应只能得到电子或形成共用电子对时偏小F元素，因此没有与族序数相等的最高化合价，故F元素化合价不是在所有元素中最高的，D错误；
故合理选项是C。
14．D
【详解】A．原子结构示意图中只有电子层，没有电子亚层，且不能看出电子自旋状态，故A错误；
B．23Na中只能知道Na的质量数为23，从而确定中子数为23-11=12，不能反映能级差别和电子自旋状态，故B错误；
C．电子排布式中含有电子层和电子亚层，能看出电子的能级差别，但是不能看出电子自旋状态，故C错误；
D．电子排布图中包含了电子层和电子亚层，小方块表示了能级差别，方块中的箭头表示电子自旋状态，故D正确。
故选：D。
15．B
【详解】A．N2分子间存在氮氮叁键，含2个π键，CO2的结构式为O=C=O，分子中含有2个π键，则1 mol N2分子中的π键与1 mol CO2分子中的π键的数目之比为1:1，故A错误；
B．乙烯分子结构中含有碳碳双键，性质活泼，则甲烷的稳定性比乙烯强，故B正确；
C．氢键属分子间作用力，一般比化学键弱得多，比范德华力强，故C错误；
D．易形成分子内氢键，而易形成分子间氢键，则的沸点明显高于，故D错误；
故答案为B。
16．C
【详解】A．第四周期元素中，价层电子排布为，且能级处于半充满稳定状态时，含有的未成对电子数最多，即价层电子排布为，此元素为铬，A错误；
B．二氧化碳分子中碳氧键为极性键，但二氧化碳分子为非极性分子，B错误；
C．价层电子对互斥理论中，计算出来的价层电子对数包括成键电子对数和孤电子对数，键电子对数不计入中心原子的价层电子对数，C正确；
D．熔化克服的是离子键，干冰升华克服的是分子间作用力，D错误；
答案选C。
17．(1) 第四周期第ⅠB族 球
(2) 3 Na+
(4) 共价晶体
(5)BC
(6) GaF3 GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体，离子键强于分子间作用力
【分析】根据元素在周期表中的位置，可以确定元素分别是：①B，②N，③O，④Na，⑤Al，⑥Si，⑦S，⑧Cl，⑨Cu，⑩Ga。
【详解】（1）由以上分析知⑨号元素为Cu，在周期表中的位置是第四周期第ⅠB族；Cu的基态原子核外电子排布为：1s22s22p63s23p63d104s1，最高能层的电子占据的原子轨道是4s，电子云轮廓为球形；Cu最高价氧化物对应的水化物为Cu(OH)2，与氨水发生反应生成络合物，方程式为：；
（2）同一周期元素，第一电离能随着原子序数增大而递增，但第ⅡA族和第ⅤA族元素由于全满和半满状态处于相对稳定结构，第一电离能大于相邻元素，所以第一电离能介于B和N元素之间的元素有Be、C、O3种；电子层数相同的离子，原子序数越大，离子半径越小，N和O形成离子时得电子，电子层数不变，Na失去最外层电子，与N和O电子层数相同，原子序数最大，则离子半径大小顺序为：Na+
（4）元素②⑥分别是N和Si，非金属性N>Si，所以N显-3价，Si显+4价，故化学式为Si3N4；根据其熔点高，硬度大等性质，可判断它的晶体类型是共价晶体；
（5）A．同周期元素，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，故A错误；
B．同主族元素，从上往下，元素的非金属性逐渐减弱，其气态氢化物的稳定性逐渐减弱，故B正确；
C．同周期元素，从左往右，元素金属性逐渐减弱，其最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，故C正确；
D．氢化物的沸点与化学键有关，与元素周期律无关，故D错误；
故答案选BC；
（6）元素⑩是金属元素Ga，位于第4周期第ⅢA族，化合价为+3价，F位于第3周期第ⅦA族，化合价为-1价，所以化学式为GaF3；Ga和F的电负性差值大于1.7，他们之间形成离子键，则GaF3是离子晶体，熔化时破坏的是离子键，而Ga和Cl的电负性差值小于1.7，他们之间形成共价键，则GaCl3是分子晶体，熔化时破坏的是分子间作用力，离子键的强度大于分子间作用力，所以氟化物比氯化物熔点高很多。
18．(1)D
(2)3
(3) 直线形 发射
(4)N的原子半径比P小、电负性比P大，使得NH3分子中共用电子对之间的距离比PH3分子中近、斥力大
(5) 孤电子对 sp3
【详解】（1）基态氮原子的能量最低，能量越高的轨道中电子个数越多，原子能量越高，依据图示可知，A为基态原子，能量最低，B、C、D为激发态原子，而D中能量较高的轨道中电子数最多，所以能量最高。
（2）同一周期主族元素从左向右第一电离能呈增大趋势，第IIA、VA族元素为全充满或半充满的稳定状态，第一电离能比同周期相邻元素第一电离能大，因此第二周期主族元素中，第一电离能在B和N之间的元素有Be、C、O三种元素。
（3）NaN3的阴离子为，其中心原子价层电子对数为2+=2，无孤对电子，采取sp杂化，空间构型为直线形；电子从激发态跃迁到低能级，以光的形式释放能量，Na在空气中燃烧发出黄色火焰用光谱仪摄取的光谱为发射光谱。
（4）NH3、PH3的中心原子均采取sp3杂化，N的电负性比P大、原子半径比P小，N原子对键合电子的吸引能力更强，因而NH3分子中成键电子对间的距离较近、斥力较大，NH3的键角比PH3的键角大。
（5）B原子形成3个B-H键，B原子有空轨道，氨分子中N原子有1个孤电子对，B与N之间形成配位键，氮原子提供孤电子对，硼原子提供空轨道；在BH3·NH3中B原子形成3个B-H键，还形成1个配位键，杂化轨道数目为4，采取sp3杂化。
答案第1页，共2页
答案第1页，共2页
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