2008年化学会考主要知识点及其解答

2008年化学会考主要知识点及其解答

认知性学习目标的水平要求由低到高分为下列四个层次。

A：知道、说出、识别、描述、举例、列举（即认识“是什么”） B：了解、认识、能表示、辨认、区分、比较（即明确“是什么”）

C：理解、解释、说明、判断、预期、分类、归纳、概述（即懂得“为什么”） D：应用、设计、评价、优选、使用、解决、检验、证明（即能够“综合应用”）

化学2

主题1 物质结构基础

1．元素、核素、同位素、质量数（A）

答：元素：具有相同核电荷数的原子的总称

核素：具有一定质子数和一定中子数的一种原子称为一种核素。

质量数（A）：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取整数，加起来所得

到的数值。

A=Z+N

同位素：质子数相同、质量数（或中子数）不同的核素互称为同位素。

A为质量数 Z为质子数 a为原子个数 b为电荷数 c为化合价

练习：必修1 P33/2、3、4、5

2．原子核外电子排布规律的初步知识（B）

答：（1）.原子核外电子总是尽量先排在能量最低的电子层里，然后由里向外依

次排布在能量高的电子层里。电子层数（n）：1-7 电子层符号：K、

L、M、N、O等

（2）原子核外每个电子层最多可容纳2n2个电子

（3）原子最外层电子数不超过8个，K层为最外层时不超过2个；原子次

外层电子数不超过18个；

要求：能画出1-18号元素的原子结构示意图 练习：P26/2

3．原子结构和元素性质的关系（B）

原子结构决定元素性质。

4．元素周期律（B）

答：定义：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

表现为：随着原子序数的递增，元素原子核外电子排布呈现周期性变化。

随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。 随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化。

2008年化学会考主要知识点及其解答

元素周期律实质：元素原子核外电子排布的周期性变化。

注：微粒半径大小比较

1.电子层数越多，半径越大

2.电子层数相同，核电荷数不同，核电荷数越大，半径越小 3..电子层数相同，核电荷数相同，核外电子数越多，半径越大 元素金属性和非金属性的判断依据 金属性：1.金属活动顺序

2.单质从水或酸中置换出氢的难易 3.元素最高价氧化物的水化物的碱性

非金属性：1.单质与氢气反应形成气态氢化物的难易，气态氢化物的稳

定性

2.元素最高价氧化物的水化物的酸性 3.非金属置换非金属的难易

要求：能讨论第三周期元素及其化合物的性质变化规律 练习：P10/1、4、8、10 P26/1

5. 元素周期表的结构（A）

答：按原子序数的递增从左到右排列

分为横行和纵行：有7个横行，称为周期 有18个纵行，称为族

6．周期和族（B）

答：周期：短周期 第1-3周期

长周期 第4-6周期 不完全周期 第7周期

电子层数=周期序数

同一周期中（从左到右）：元素原子半径：逐渐减小

元素化合价：最高正价+1→+7 最低负价-4→-1

最高正价和最低负价的绝对值之和为8

金属性：逐渐减弱 非金属性：逐渐增强

族： 主族（族序数：罗马数字+A）7个 副族（族序数：罗马数字+B）7个 Ⅷ族：第8.9.10三个纵行 1个 零族：最外层稳定结构 1个 最外层电子数=主族序数 同一主族中（从上到下）：元素原子半径：逐渐增大 元素化合价：不变 金属性：逐渐增强 非金属性：逐渐减弱 练习：P10/2、3、5、6 P26/6

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7．元素周期表的应用（A）

答：1.元素的原子结构

元素在周期表中的位置元素的性质

2.借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质

要求：知道碱金属、卤族元素的性质递变规律，感受元素周期律和周期表的

重要作用和价值。

练习：P10/9、11、12 P26/3

8. 化学键（A）

定义：物质中直接相邻的原子或离子之间的强烈的相互作用。

组成物质的微粒：原子、离子、分子等 分类：常见的有离子键和共价键。

9. 离子键和共价键的形成（A）

分子间作用力：分子间存在着将分子聚集在一起的作用力。又称范德华力。 特点：1.影响物质熔沸点和溶解性等物理性质，不影响化学性质。 2.分子间作用力比化学键弱

10. 离子化合物和共价化合物（B）

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11.有机化合物中碳原子的成键特征（B）

答：碳原子和其他原子之间可形成四个共价键，两个碳原子之间可以形成碳碳

单键、碳碳双键、碳碳叁键。多个碳原子之间还可以形成碳链、碳环、笼状结构。所以有机物必定是含碳化合物，有机物的种类比无机物的种类多。

12.同分异构现象（A）

定义：化合物具有相同的分子式，但具有不同结构的现象。分子式相同而结构

不同的化合物互称同分异构体。

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