物质与结构2.doc

重点突破 3. 比较金属性强弱的依据 ①同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱； 同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强； ②依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；盐溶液水解后pH越小，其元素的金属性越弱； ③依据金属活动性顺序表（极少数例外）； ④常温下与酸反应的剧烈程度； ⑤常温下与水反应的剧烈程度； ⑥与盐溶液之间的置换反应； ⑦高温下与金属氧化物间的置换反应。 （4）比较非金属性强弱的依据 ①同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强； 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱； ②依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；盐溶液水解后pH越大，其元素的非金属性越弱； ③依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强； ④单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性:越易与H2反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强； ⑤与盐溶液之间的置换反应：非金属单质问的置换反应:非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。如Br2+2KI=2KBr=I2； ⑥相互化合后的价态：如S+O2 SO2 说明O的非金属性强于S； ⑦其他：如2Cu＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 所以，Cl的非金属性强于S。 4.电负性和电离能规律 （1）周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小;表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）电离能递变规律 周一周期 同一族 第一电离能 从左往右，第一电离能呈增大的趋势 从上到下，第一电离能呈减小趋势。 注意第IIA族元素和第VA族元素的特殊性。 x）表示某能级的能量，以下各式中正确的是 A．E(4s) E(3s) E(2s) E(1s) B．E(3d) E(4s) E(3p) E(3s) C．E(5s) E(4f) E(4s) E(3d) D．E(5s) E(4s) E(4f) E(3d) 17．x 、 y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知 A. x的原子半径大于y的原子半径。 B. x的电负性小于y的电负性。 C. x 的氧化性大于y的氧化性。 D. x的第一电离能大于y 的第一电离能。 18．科学研究证明：核外电子的能量不仅与电子所处的能层、能级有关，还与核外电子的数目及核电荷的数目有关。氩原子与硫离子的核外电子排布相同，1s22s22p63s23p6。下列说法正确的是： A．两粒子的1s能级上的电子能量相同 B．两粒子的3p能级上的电子离核的距离相同 C．两粒子的电子发生跃迁时，产生的光谱不同 D．两粒子都达8电子稳定结构，化学性质相同 19．电子在原子核外排布时，必须遵循的原则是； A．电子排布在同一能级时，总是优先单独占据不同轨道，且自旋方向相同 B．电子排布在不同能级时，总是优先占据能量低的轨道，然后再占据能量高的轨道 C．电子排布在同一轨道时，最多只能排2个，且自旋方向必须相反 D．电子的排布总是遵循“能量最低原理”“泡利不相容原理”和“洪特规则” 20．下列说法正确的是： A．“构造原理”是所有原子随原子序数递增，核外电子排布遵循的规律 B．4s轨道的能量一定比3d轨道的能量低 C．同一电子层中三个P轨道的能量一定相等 D．原子核外电子排布遵循“使整个原子处于能量最低的状态”为总原则 21．下列叙述中正确的是（ ） A．同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最大 B．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子 C．同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小 D．当各轨道处于全满、半满、全空时原子较稳定 22．下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是： A．原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式的1s22s2的Y原子 B．原子核外L层仅有两个电子的X原子与原子核外M层仅有两个电子的Y原子 C．2p轨道只有一个未成对电子的X原子和3P轨道只有一个未成对电子的Y原子 D．最外层都只有一个电子的X、Y原子 23．人们常将在同一原子轨道上运动的，自旋方向相反的2个电子，称为“电子对”；将在同一原子轨道上运动的单个电子，称为“未成对电子”。以下有关主族元素原子的“未成对电子”的说法，错误的是： A．核外电子数为奇数的基态原子，其原子轨道中一定含有“未成对电子” B．核外电子数为偶数的基态原子，其原子轨道中一定不含“未成对电子” C．核外电子数为偶数的