内容发布更新时间 : 2024/11/5 12:52:40星期一 下面是文章的全部内容请认真阅读。

50．（ ）角量子数 l 表征原子轨道在空间的伸展方向。

51．（ ）原子轨道波函数 ψ( γ ，θ，φ) 的具体形式代表了电子的完整运动状态。 52．（ ）p电子的原子轨道角度分布图呈“8”字形，所以p电子是沿着一个“8”字形的

轨道在运动。

53．（ ）n ＝3的第三电子层最多可容纳18个电子。

54．（ ）主族元素和副族元素的金属性和非金属性递变规律是相同的。 55．（ ）外层电子构型为n s12 的元素，都在s 区，都是金属元素。

～

56．（ ）原子序数为33，K，L，M，N各层电子数依次为2，8，18，5。

57．（ ）氢原子1 s轨道的玻尔半径为52.9 pm ，也是1 s轨道电子云界面图的半径。 58．（ ）电离能的数值可以比较元素在气态下金属性和非金属性的相对大小，若元素的第

一电离能越大，则元素的金属性就越强。

59．（ ）钼原子的电子排布为[Kr] 4 d 5 5 s 1，由此可得出结论：洪特规则与能量最低原理矛

盾时，首先应服从洪特规则。

60．（ ）原子中某电子的各种波函数，代表了该电子可能存在的各种运动状态。 61．（ ）所有副族元素都是从上至下，元素的原子半径依次递减。 62．（ ）某元素原子难得到电子，不一定就容易失去电子。

63．（ ）副族元素中，同一族元素原子的第一电离能的变化趋势一般说与主族元素中的变

化趋势不同。

64．（ ）周期系各主族的第一种元素都有着不同于同族其它元素的独特的性质。 65．（ ）s 轨道的角度分布图为一球形，表示s轨道上的电子是沿球面运动的。 66．（ ）首先提出核外电子运动波动方程的是薛定谔。 67．（ ）氢原子光谱在可见光区的谱线称为里德堡线系。

68．（ ）磁量子数m＝0 的轨道都是球形轨道。

69．（ ）由于镧系收缩的影响，使得镧系元素中两相邻元素的原子半径递减程度超过d区中

两相邻元素间原子半径递减程度。

70．（ ）镧系元素中原子半径递减程度不如d区元素的原子半径递减程度大。

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（三） 化学键与分子结构

1．（ ）原子轨道相互重叠应满足最大重叠原理，所以沿键轴以“头碰头”方式才能形成

共价键。

2．（ ）当分子中存在单电子时该分子具有顺磁性。 3．（ ）非极性分子中的化学键，一定是非极性的共价键。

4．（ ）BeCl2分子与XeF2 分子的偶极矩为零，由此可以推断Be原子和Xe原子均采用 s p 杂化轨道成键。

5．（ ）SiH4 分子空间构型为正四面体，是非极性分子，其化学键也是非极性的。 6．（ ）发生轨道杂化的原子可以具有成对电子。 7．（ ）硼原子不可以发生s p 3 d 2 杂化。

8．（ ）原子轨道理论是建立分子轨道理论的基础。

9．（ ）只有极性分子之间存在取向力，所以取向力总是大于色散力和诱导力。 10．（ ）分子的极化率越大，分子的变形性越大，分子间的作用力越强。 11．（ ）金属与非金属元素的原子间形成的化学键都是离子键。

12．（ ）由于离子键没有方向性和饱和性，因此任何离子周围可以吸引数目不定的异号离

子，并且能任意堆积成固态离子化合物。

13．（ ）由于离子的极化，可以造成化学键型的转化。

14．（ ）离子所带电荷越多、半径越小，则其电荷密度越大，离子键越强，该离子晶体的晶

格能也越大。

15．（ ）分子晶体晶格结点上排列的分子可以是极性分子也可以是非极性分子。 16．（ ）离子所带电荷越多，离子的半径就越大。

17．（ ）AgF易溶于水，AgBr难溶于水，主要是由于F离子比Br离子难变形。 18．（ ）同族元素往往有一些相似的性质。CO2固体（干冰）是分子晶体，由于碳和硅同

族，从而可推断SiO2也属于分子晶体。

19．（ ）双原子分子的键能等于其生成热。

20．（ ）在NH3分子中有三个 N－H 键，它们的键能相同，因此破坏每个N－H 键所消耗

的能量也相同。

21．（ ）Sb3离子属于18＋2电子构型，Mn2离子属于9～17电子构型。

＋

＋

－

－

22．（ ）CaF2 是离子型固体，但却难溶于水，是因为其晶格能太大的缘故。

23．（ ）根据电子配对法，原子的基态电子构型中有几个单电子，它就能形成几个共价键。 24．（ ）由于稀有气体原子中没有单电子，所以它们不能形成共价键。

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25．（ ）金属元素与非金属元素之间形成的二元化合物的化学键不一定都是离子键，但非

金属元素之间形成的二元化合物的化学键一定是共价键。

26．（ ）两原子之间形成共价键时，首先形成的一定是σ型共价键。

27．（ ）BCl3分子中B原子采取s p 2 等性杂化，而NF3分子中，N原子采取的是 s p 3 不

等性杂化。

28．（ ）CH4分子中，C原子采取s p 3 等性杂化，在CH3Cl分子中，C原子采取的是s p 3

不等性杂化。

29．（ ）由于杂化轨道的分布向一个方向集中，从而提高了成键能力。 30．（ ）O2的键级是2.5，O2的键级是2.0，所以O2比O2更稳定。

31．（ ）在第二周期的双原子分子中，只有C2和O2是顺磁性的，其余均为反磁性物质。 32．（ ）极性分子中的化学键一定是极性键，非极性分子中的化学键一定是非极性键。 33．（ ）HF液体的的氢键键能比H2O大，而且具有一定的方向性。 34．（ ）离子半径与离子的配位数有关，配位数越大，离子半径也越大。 35．（ ）离子半径与离子的配位数有关，配位数越大，离子半径就越小。 36．（ ）氧原子中有两个单电子，所以形成O2 分子时两个氧原子间将形成两条共价键，电

子配对后分子中不再有单电子，故氧分子具有抗磁性。

37．（ ）共价分子中的键角大小与多重键有关，包含有多重键的键角较大。 38．（ ）共价分子中的键角大小与多重键有关，包含有多重键的键角较小。 39．（ ）共价分子中的键角大小与成键原子的电负性大小有关，当中心原子相同而配位原

子不同时，配位原子电负性越大，键角也越大。

40．（ ）共价分子中的键角大小与成键原子的电负性大小有关，当中心原子相同而配位原

子不同时，配位原子电负性越大，键角则越小。

41．（ ）共价分子中的键角大小与成键原子的电负性大小有关，当中心原子不同而配位原

子相同时，中心原子电负性越大，键角也越大。

42．（ ）共价分子中的键角大小与成键原子的电负性大小有关，当中心原子不同而配位原

子相同时，中心原子电负性越大，键角则越小。

43．（ ）共价分子中，中心原子价层电子对的构型就是该分子的构型。 44．（ ）根据分子轨道理论，三电子π键的键能将大于两电子π键的键能。 45．（ ）范德华力不仅存在于分子之间，也存在于离子之间。 46．（ ）氢键是含有氢原子的分子中的一种特殊化学键。 47．（ ）当分子的中心原子以s p 3 杂化成键时，分子的空间构型为四面体。

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＋

＋

48．（ ）极化能力强的离子其结构的特性是离子电荷高、离子半径小。 49．（ ）极化能力强的离子其结构的特性是离子电荷高、离子半径大。 50．（ ）极化能力强的离子其结构的特性是离子电荷低、离子半径小。 51．（ ）极化能力强的离子其结构的特性是离子电荷低、离子半径大。 52．（ ）晶格能是指气态阳离子与气态阴离子生成1 mol离子晶体所释放的能量。 53．（ ）晶格能是由单质化合成 1 mol 离子化合物时所释放的能量。 54．（ ）晶格能是指气态阳离子与气态阴离子生成离子晶体所释放的能量。 55．（ ）晶格能就是组成离子晶体时，离子键的键能。 56．（ ）s p3杂化轨道是由同一原子中的1个n s轨道和3个n p轨道混合起来重新组合成

的4个新的原子轨道。

57．（ ）CH4分子中的s p3杂化轨道是由H原子的1个n s轨道和C原子的3个p轨道混

合起来而形成的。

58．（ ）旋转操作后ψ 数值恢复但符号相反，这种原子轨道属于u对称。 59．（ ）H2O分子的C2旋转轴是通过O原子核并垂直于分子平面的轴。 60．（ ）由于氟与钠的电负性之差大于氧与镁之间的电负性差，所以氟化钠的离子性百分

数大于氧化镁的离子性百分数，氟化钠的熔点也高于氧化镁的熔点。

61．（ ）同类分子的相对分子质量越大，分子间作用力也越大。 62．（ ）OF2分子空间构型为 “V” 字形，因此它是一个极性分子。

63．（ ）在BF3和NF3分子中，中心原子均采取s p 2 杂化成键，分子呈平面三角形。 64．（ ）在由共价分子形成的晶体中，其物理性质取决于分子中共价键的强度。 65．（ ）s 电子与s电子配对形成的键一定是σ键，而p电子与p电子配对形成的键则是

π键。

66．（ ）同种原子之间的化学键的键长越短，起键能越大，化学键也越稳定。 67．（ ）某元素的原子难失电子，不一定就容易获得电子。 68．（ ）若某元素的原子难失电子，则它一定容易获得电子。 69．（ ）所有非金属元素之间形成的化合物肯定不是离子化合物。 70．（ ）在非金属元素之间也可能形成离子化合物。

71．（ ）价层电子对互斥理论可以推测所有共价分子的空间构型。 72．（ ）NCl3分子呈三角锥形，是因为其中心原子以s p 2 杂化的结果。 73．（ ）空间构型为直线形的分子，都是非极性分子。 74．（ ）多原子分子中，键的极性越强，分子的极性也越强。

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