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    人教版高二化学选修三 2.1.2共价键的键参数与等电子原理 作业
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    人教版 (新课标)选修3 物质结构与性质第一节 共价键精品达标测试

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    这是一份人教版 (新课标)选修3 物质结构与性质第一节 共价键精品达标测试,文件包含212共价键的键参数与等电子原理作业原卷版docx、212共价键的键参数与等电子原理作业解析版docx等2份试卷配套教学资源,其中试卷共15页, 欢迎下载使用。

    一、单选题
    1.下列比较错误的是
    A.离子半径:r(Li+)>r(H-)
    B.键能:C—C >C—Si
    C.键长:N—N >N=N
    D.H2O与CH4分子中的键角:CH4>H2O
    【答案】A
    【详解】
    A.根据同电子层结构,核多径小原子,离子半径:r(H-)>r(Li+),故A错误;
    B.碳的原子半径小于硅原子半径,键长:C—Si>C—C,因此键能:C—C>C—Si,故B正确;
    C.氮氮单键结合的程度比氮氮双键结合的程度小,因此键长:N—N>N=N,故C正确;
    D.H2O是“V”行结构,键角为105°,CH4是正四面体形,键角为109°28′,因此H2O与CH4分子中的键角:CH4>H2O,故D正确。
    综上所述,答案为A。
    2.下列各说法中正确的是 ( )
    A.分子中键能越高,键长越大,则分子越稳定
    B.元素周期表中的ⅠA族(除H外)和ⅦA族元素的原子间不能形成共价键
    C.水分子可表示为HO—H,分子中键角为180°
    D.H—O键键能为463KJ/ml,即18克H2O分解成H2和O2时,消耗能量为2×463KJ
    【答案】B
    【详解】
    A. 分子中键长越短,键能越高,则分子越稳定,键长越大,键能越低,则分子越不稳定,A不正确;
    B.元素周期表中的ⅠA族(除H外)和ⅦA族元素都是典型的金属的和非金属,所以形成的化学键是离子键,B正确;
    C.水分子的结构是V型,键角是105°,C不正确;
    D. H-O键的键能为463 kJ•ml-1,18gH2O即1mlH2O分解成2mlH和1mlO时消耗的能量为2×463kJ,故D错误,故D不正确;
    答案选B。
    3.依据键能数据判断下列分子跟H2反应能力最强的是
    A.O2B.N2C.F2D.Br2
    【答案】C
    【详解】
    键能越小,分子越容易被破坏,与氢气反应能力越强,据表知,键能最小的是F-F键,故F2反应能力最强,C正确;
    答案选C。
    4.下列说法中正确的是( )
    A.乙烯中的键能是乙烷中的键能的2倍
    B.氮气分子中含有1个键和2个π键
    C.键的极性比键的极性大
    D.中4个键的键能不相同
    【答案】B
    【详解】
    A.乙烯中碳碳双键的键能小于乙烷中碳碳单键的键能的2倍,但大于碳碳单键的键能,故A错误;
    B.氮气分子中存在氮氮三键,含有1个σ键和2个π键,故B正确;
    C.非金属性:N>C,与氧元素相比碳元素差距大,共价键的极性是C-O键的极性大,故C错误;
    D.铵根离子中存在四个N-H共价键,其中一个是配位键,这四个共价键采用的是sp3杂化,键长和键能完全相同,故D错误;
    故选BC。
    5.下列关于键长、键能和键角的说法中不正确的是( )
    A.键角是描述分子立体结构的重要参数
    B.键长的大小与成键原子的半径和成键数目有关
    C.C=C键的键能等于C—C键键能的2倍
    D.因为O—H键的键能小于H—F键的键能,所以O2、F2与H2反应的能力逐渐增强
    【答案】C
    【详解】
    A.键角是分子中两个共价键之间的夹角,是描述分子立体结构的重要参数,故A正确;
    B.一般共用电子对数越多、原子半径越小,键长越短,即键长的大小与成键原子的半径和成键数目有关,故B正确;
    C.碳碳双键中有一个σ键和一个π键,碳碳单键为σ键,σ键和π键的键能不同,所以C=C键的键能不是C—C键键能的2倍,故C错误;
    D.O—H键的键能小于H—F键的键能,所以H原子更容易和F原子结合,所以O2、F2与H2反应的能力逐渐增强,故D正确;
    故答案为C。
    6.下列叙述中正确的是( )
    A.两个原子间形成的共价键键能越大,键长越短,键越牢固
    B.两个原子半径之和就是所形成的共价键键长
    C.两个原子间键长越长,键越牢固
    D.键的强度与键长无关
    【答案】A
    【详解】
    A.共价键的键长越短,电子云重合程度越大,结合越牢固,键能越大,A正确;
    B.两个成键原子的原子核之间的平均距离叫做键长,B错误;
    C.由A选项的解析可知,键长越短,键越牢固,C错误;
    D.由A选项的解析可知,键的强度与键长有关,D错误;
    故选A。
    7.工业上高纯硅可通过下列反应制取:SiCl4(g)+2H2(g)Si(s)+4HCl(g),有关化学键的键能数据如表所示:
    下列说法正确的是( )
    A.反应中的能量变化与物质的状态无关
    B.像这样需要加热才能进行的反应都是吸热反应
    C.晶体硅比SiC更稳定
    D.该反应中每生成1mlSi(s)吸收的能量为236kJ
    【答案】D
    【详解】
    A.化学反应中的能量变化与物质的状态有关,能量:气态>液态>固态,A错误;
    B.吸热反应与放热反应与反应条件无关,氢氧化钡晶体与氯化铵常温下反应,该反应为吸热反应,B错误;
    C.晶体硅和SiC都是原子晶体,同主族,从上到下,原子半径增大,原子半径:Si>C,则硅碳之间的键长小于硅硅之间的键长,键长越短,越稳定,所以SiC比晶体硅更稳定,C错误;
    D.∆ H=反应物的总键能-生成物的总键能,根据SiCl4(g)+2H2(g)Si(s)+4HCl(g),∆H=(360×4+436×2-176×2-431×4)kJ/ml=+236kJ/ml,所以每生成1mlSi(s)吸收的能量为236kJ,D正确;
    故答案为:D。
    【点睛】
    Si是原子晶体,Si原子之间以Si-Si键构成正四面体型,取出一个正四面体来看,是一个Si原子在中间,四个Si原子在正四面体四个角,一个Si原子会形成4根Si-Si键,但每一根Si-Si键都是两个Si原子共用的,所以相当于一个Si原子只占一根Si-Si键的,所以总的来说一个Si原子对应2根Si-Si键(×4=2)。
    8.与NO3-互为等电子体的是 ( )
    A.SO3B.SO2C.CH4D.NO2
    【答案】A
    【详解】
    价电子数和原子数都相同的微粒互为等电子体,NO3-有4个原子,价电子总数为5+6×3+1=24;SO3有4个原子,价电子总数为6×4=24,所以与硝酸根互为等电子体;SO2、CH4、NO2的原子总数均不为4,所以与硝酸根不是等电子体,故答案为A。
    9.原子数和电子数相同的微粒叫做等电子体,下列微粒属于等电子体的是( )
    A.12CO2和14COB.H2O2和D2O
    C.N2和13COD.NO和CO
    【答案】C
    【详解】
    A.12CO2和14CO分子中原子数不同,故A不选;
    B.H2O2和D2O分子中原子数不同,故B不选;
    C.N2和13CO分子中原子数都是2个,电子数均为14个,电子数相同,故C选;
    D.NO和CO,CO电子数均为14个,NO电子数为15,两者不相同,故D不选;
    故选C。
    【点睛】
    本题考查等电子体的判断,等电子体是指价电子数和原子数(氢等轻原子不计在内)相同的分子、离子或原子团。有些等电子体化学键和构型类似。可用以推测某些物质的构型和预示新化合物的合成和结构。可采用同族元素互换法、价电子迁移法、电子-电荷互换法判断等电子体。
    10.根据等电子原理,由短周期元素组成的粒子,只要其价电子总数相同,均可互称为等电子体。等电子体之间结构相似、物理性质也相近。以下各组粒子不能互称为等电子体的是( )
    A.CO和N2B.O3和SO2C.CO2和N2OD.N2H4 和C2H4
    【答案】D
    【详解】
    A. CO和N2的原子个数都为2,价电子数前者为10,后者为10,原子数和价电子数分别都相等,互称为等电子体,A不符合题意;
    B. O3和SO2的原子个数都为3,价电子数前者为18,后者为18,原子数和价电子数分别都相等,互称为等电子体,B不符合题意;
    C. CO2和N2O的原子个数都为3,价电子数前者为16,后者为16,原子数和价电子数分别都相等,互称为等电子体,C不符合题意;
    D. N2H4和C2H4的原子个数都为6,价电子数前者为14,后者为12,原子数相等,但价电子数不相等,不互称为等电子体,D符合题意;故答案为:D。
    11.下列说法正确的是( )
    A.键角:BF3>CH4>H2O>NH3
    B.分子或离子中键角:H2O<H3O+,NH3<NH4+
    C.键能(作用能):氢键<离子键<共价键
    D.键长:C-H<N-H<O-H
    【答案】B
    【详解】
    A.BF3是平面三角形,键角120°,CH4、H2O、NH3的VSEPR模型为四面体,CH4无孤电子对、NH3有1对孤电子对、H2O有2对孤电子对,由于孤电子对间排斥力>孤电子对和成对电子对间的排斥力>成对电子对间的排斥力,所以键角:BF3>CH4>NH3>H2O,故A错误;
    B.H2O、H3O+的VSEPR模型为四面体,但H2O有2对孤电子对、H3O+有1对孤电子对,NH3、NH4+的VSEPR模型为四面体,NH3有1对孤电子对,NH4+无孤电子对,由于孤电子对间排斥力>孤电子对和成对电子对间的排斥力>成对电子对间的排斥力,所以键角:H2O<H3O+,NH3<NH4+,故B正确;
    C.氢键是特殊的分子间作用力,作用力强弱小于化学键,但离子键和共价键的键能(作用能)没有必然的大小关系,不能确定它们作用力大小,故C错误;
    D.原子半径:C>N>O,原子半径越大,键长越大,所以键长:C-H>N-H>O-H,故D错误;
    故选B。
    【点睛】
    本题考查了价层电子对互斥理论的应用,明确价层电子对互斥理论原理是解答本题的关键,注意VSEPR模型可以预测分子立体构型,但不是实际分子空间构型。
    12.下列说法错误的是( )
    A.键角:BF3>CH4>NH3>H2O
    B.P4和CH4都是正四面体形分子且键角都为109°28′
    C.C22-与O22+互为等电子体,1 ml O22+中含有的π键数目为2NA
    D.已知反应N2O4(l)+2N2H4(l)===3N2(g)+4H2O(l),若该反应中有4 ml N—H键断裂,则形成的π键数目为3NA
    【答案】B
    【详解】
    A.在分子中,中心原子上孤电子对之间的排斥力>孤电子对和成键电子之间的排斥力>成键电子之间的排斥力,则含有孤电子对越多,分子中的键角越小,H2O中O原子含有2个孤电子对,BF3中B原子不含孤电子对,NH3分子中N原子含有1个孤电子对,CH4分子中C原子不含孤电子对,所以键角最小的是H2O,键角:BF3>CH4>NH3>H2O,选项A正确;
    B.P4分子是正四面体,键角为60°;CH4是正四面体分子键角为109°28′,选项B错误;
    C.根据等电子体原理可知,O22+的电子式与C22-的电子式相似;O22+的电子式为,在1个O22+含有2个π键,故1 ml O22+中,含有2NA个π键,选项C正确;
    D.有4ml N-H键断裂,即1mlN2H4参加反应,生成1.5mlN2,且1个N≡N中含2个π键,则形成的π键有1.5ml×2=3ml,则形成的π键数目为3NA,选项D正确。
    答案选B。
    二、填空题
    13.(1)N有_____个电子。
    (2)写出一种N等电子体物质的化学式_____。
    (3)等电子数的微粒往往具有相似的结构,试预测N的构型_____。
    (4)据报道,美国科学家卡尔·克里斯特于1998年11月合成了一种名为“N5”的物质,由于其具有极强的爆炸性,又称为“盐粒炸弹”。迄今为止,人们对它的结构尚不清楚,只知道“N5”实际上是带正电荷的分子碎片,其结构是对称的,5个N排成V形。如果5个N结合后都达到8电子结构,且含有2个N≡N键。则“N5”分子碎片的离子符号是_____。
    【答案】(1)22 (2 CO2或N2O等 (3) 直线型 (4) N
    【详解】
    (1)N含有电子数为:7×3+1=22,故答案为:22;
    (2) N含有22个电子,含有22个电子的三原子微粒有N2O、CO2、CNO-,故答案为:N2O或CO2;
    (3)N与CO2都含有3个原子、22个电子,二者互为等电子体,CO2为直线形分子,则N的构型也为直线形,故答案为:直线形;
    (4)N5是带正电荷的分子碎片,结构是对称的,5个N排成V形,5个N结合后都达到8电子结构,且含有2个N≡N键,满足条件的结构为,故“N5”带一个单位正电荷,即N5分子碎片的离子符号为N,故答案为:N。
    14.(1)在元素周期表中全部是金属元素的区域为______;按电子排布分区,属于p区的是______。
    a.A b.B c.C d.D
    (2)科学家常用“等电子体”来预测不同物质的结构,例如CH4与NH有相同的电子数和立体构型。依此原理在下表空格中填出相应的化学式:①_; ②_;③_______。
    (3)某些共价键的键能数据如下表(单位:kJ·ml-1):
    ①把1 ml Cl2分解为气态原子时,需要__(填“吸收”或“放出”)___kJ能量。
    ②由表中所列化学键形成的单质分子中,最稳定的是___,最不稳定的是___;形成的化合物分子中最稳定的是___,最不稳定的是___。
    【答案】(1)b cd (2) C2H6 CO (3)吸收 243 N2 I2 H2O HI
    【详解】
    (1)在元素周期表中全部是金属元素的区域为B区;按电子排布分区,属于p区的是CD区;
    故答案为:b;cd;
    (2)含8个原子,电子对数为22,C2H6与其互为等电子体;含4个原子,电子数为32,与其互为等电子体;N2含2个原子,电子数为14,CO与其互为等电子体;
    故答案为:C2H6;;CO;
    (3)①化学键断裂要吸收能量,由表中数据可知把1ml Cl2分解为气态原子时,需要吸收243kJ的能量;
    ②键能越大,化学键越稳定,化学性质越稳定,所以最稳定的单质是N2;最不稳定的单质是I2;最稳定的化合物是H2O;最不稳定的化合物是HI。
    15.1919年,Langmuir提出等电子原理:原子数相同、电子总数相同的分子,互称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。
    (1)根据上述原理,仅由第二周期元素组成的共价分子中,互为等电子体的是____________和____________;____________和____________。
    (2)此后,等电子原理又有所发展。例如,由短周期元素组成的微粒,只要其原子数相同,各原子最外层电子数之和相同,也可互称为等电子体,它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质中,与NO2-互为等电子体的分子有____________、____________。
    【答案】(1)N2 CO CO2 N2O (2) SO2 O3
    【解析】
    【分析】
    (1)等电子原理:原子数相同、电子总数相同的分子,互称为等电子体,主要从C、N、O元素形成的化合物考虑;
    (2)Langmuir提出的等电子体原理实际上是狭义的等电子体,广义的等电子体原理则是原子总数相同,价电子总数相同的微粒,与NO2-互为等电子体的分子,考虑与N和O同族,同周期的元素,调控电荷即可。
    【详解】
    (1)第二周期元素中,只有B、C、N、O、F可形成共价型分子,同素异形体间显然不能互为等电子体,若为含两个原子的等电子体,则可能是某元素的单质与其相邻元素间形成的化合物,如N2与CO,在此基础上增加同种元素的原子可得其他的等电子体,如N2O和CO2。
    (2)NO2-的最外层电子数为5+6×2+1=18,则与其互为等电子体的分子可能为O3或SO2。
    16.下表为元素周期表的一部分,其中的编号代表对应的元素。
    请回答下列问题:
    (1)表中属于d区的元素是___(填编号)。④⑤⑥⑦⑧五种元素形成的稳定离子中,离子半径是小的是_____(填离子称号)
    (2)表中元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子构型为_____。
    (3)某元素的特征电子排布式为nsnnpn+1,该元素原子的最外层电子的孤电子对数为_____。该原子的第一电离能______电子排布式为nsnnpn+2的原子(填“大于”、“等于”或“小于”)。
    (4)某些不同族元素的性质也有一定的相似性,如上表中元素⑤与元素②的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式:________。
    (5)上述10种元素形成的最高价氧化物对应水化物中,酸性最强的是________(填化学式)
    (6)下列各组微粒的空间构型相同的是_________
    ①NH3和H2O ②NH4+和H3O+ ③NH3和H3O+ ④O3和SO2 ⑤CO2和BeCl2 ⑥SiO44-、ClO4-和SO42-⑦BF3和Al2Cl6
    【答案】(1)⑨ Al3+ (2)平面正六边形 (3) 1 大于 (4)Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O (5) HClO4 (6) ③④⑤⑥
    【解析】
    【分析】
    由元素在周期表中位置,可知①为H、②为Be、③为C、④为Mg、⑤为Al、⑥为S、⑦为Cl、⑧为Ca、⑨为Fe、⑩为Cu。
    (1)d区元素包括第Ⅷ族、ⅢB族~ⅦB族(ⅢB族中镧系元素、锕系元素属于f区除外);电子层结构相同的离子核电荷数越大离子半径越小,电子层越多离子半径越大;
    (2)元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子为苯;
    (3)某元素的特征电子排布式为nsnnpn+1,由于s能级最多容纳2个电子,且p能级填充电子,故n=2;具有全充满、半充满、全空电子构型的原子比较稳定,第一电离能高于同周期相邻元素的;
    (4)元素⑤与元素②的氢氧化物有相似的性质,则元素②的氢氧化物Be(OH)2与NaOH反应生成Na2BeO2与水;
    (5)表中10种元素形成的最高价氧化物对应水化物中,酸性最强的是高氯酸;
    (6)计算中心原子的孤电子对数与价层电子对数判断。
    【详解】
    由元素在周期表中位置,可知①为H、②为Be、③为C、④为Mg、⑤为Al、⑥为S、⑦为Cl、⑧为Ca、⑨为Fe、⑩为Cu。
    (1)表中⑨属于d区元素;对于电子层结构相同的离子,核电荷数越大离子半径越小;离子核外电子层越多,离子半径越大,则离子半径由大到小的顺序为:S2->Cl->Ca2+>Mg2+>Al3+,可见离子半径最小的为Al3+;
    (2)元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子为苯,苯分子构型为平面正六边形;
    (3)某元素的特征电子排布式为nsnnpn+1,由于s能级最多容纳2个电子,且p能级填充电子,故n=2,特征电子排布式为2s22p3,2s轨道的2个电子为孤对电子,该元素的2p轨道为半充满、稳定状态,第一电离能高于同周期相邻元素的,故N元素的第一电离能大于电子排布式为nsnnpn+2的O原子的第一电离能;
    (4)元素⑤与元素②的氢氧化物有相似的性质,则元素②的氢氧化物Be(OH)2与NaOH反应生成Na2BeO2与水,反应方程式为:Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O;
    (5)表中10种元素形成的最高价氧化物对应水化物中,酸性最强的是HClO4;
    (6)①NH3中N原子孤电子对数==1、价层电子对数=1+3=4,因此空间构型为三角锥形;H2O中O原子孤电子对数==2、价层电子对数=2+2=4,空间构型为V形,二者空间构型不相同,①不符合;
    ②NH4+中N原子孤电子对数==0、价层电子对数=0+4=4,空间构型为正四面体形;H3O+中O原子孤电子对数==1、价层电子对数=1+3=4,空间构型为三角锥形,二者空间构型不相同;②不符合;
    ③NH3为三角锥形,H3O+也是三角锥形,二者空间构型相同,③符合;
    ④O3中O原子孤电子对==1、价层电子对数=1+2=3,空间构型为V形,SO2中S原子孤电子对==1、价层电子对数=1+2=3,空间构型为V形,二者空间构型相同,④符合;
    ⑤CO2为直线形结构,BeCl2中Be原子没有孤对电子、价层电子对数=0+2=2,空间构型为直线形,二者空间构型相同,⑤符合;
    ⑥SiO44-中Si原子孤电子对数==0、价层电子对数=0+4=4,空间构型为正四面体形;ClO4-中Cl原子孤电子对数==0、价层电子对数=0+4=4,空间构型为正四面体形,SO42-中S原子孤电子对数==0、价层电子对数=0+4=4,空间构型为正四面体形,三者空间构型相同,⑥符合;
    ⑦BF3中中心B原子上没有孤电子对、价层电子对数=0+3=3,空间构型为平面正三角形,Al2Cl6中Al原子形成4个共价键,不是平面形结构,二者空间构型不相同,⑦不符合;
    故符合要求的序号是③④⑤⑥。
    【点睛】
    本题考查了物质结构与性质的知识,涉及元素周期表、微粒半径比较、核外电子排布、电离能、元素周期律运用、分子构型判断等,注意同周期第一电离能变化异常情况与原子结构的关系,熟记常见元素在周期表中位置。
    共价键
    O=O
    N≡N
    F-F
    Br-Br
    键能/(kJ·ml-1)
    497.3
    946
    157
    193.7
    化学键
    Si—Cl
    H—H
    H—Cl
    Si—Si
    Si—C
    键能kJ/ml
    360
    436
    431
    176
    347
    CH4



    NH

    N2
    共价键
    H—H
    Cl—Cl
    Br—Br
    H—Cl
    H—I
    I—I
    N≡N
    H—O
    H—N
    键能
    436
    243
    194
    432
    299
    153
    946
    463
    391
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