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难度:
使用次数:173
更新时间:2021-07-17
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1.

CNMR(核磁共振)可以用于含碳化合物的结构分析。C表示的碳原子(     

A.核外有13个电子,其中6个能参与成键

B.核内有6个质子,核外有7个电子

C.质量数为13,原子序数为6,核内有7个质子

D.质量数为13,原子序数为6,核内有7个中子

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题型:选择题
知识点:物质结构 元素周期律
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【答案】

D

=
考点梳理:
根据可圈可点权威老师分析,试题“ ”主要考查你对 元素周期律 等考点的理解。关于这些考点的“资料梳理”如下:
◎ 元素周期律的定义

定义:

元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。

实质:

元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

元素周期表中主族元素性质递变规律:

 


 

◎ 元素周期律的知识扩展
元素的性质随原子序数递增而呈现周期性的变化。本质:随原子序数递增,元素原子核外电子排布呈现周期性的变化。
(1)微粒半径的比较:
①判断的依据:
电子层数:相同条件下,电子层越多,半径越大。
核电荷数:相同条件下,核电荷数越多,半径越小。
最外层电子数:相同条件下,最外层电子数越多,半径越大。
②具体规律:
同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如:Li<Na<K<Rb<Cs
同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如:F-<Cl-<Br-<I-
电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如:F->Na+>Mg2+>Al3+
同一元素不同价态的微粒半径,价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
(2)金属性和非金属性强弱的比较
①判断的依据:
A. 金属性强弱
与水反应置换氢的难易
最高价氧化物的水化物碱性强弱
单质的还原性或离子的氧化性(电解中在阴极上得电子的先后)
互相置换反应
原电池反应中正负极
B. 非金属性强弱
与H2化合的难易及氢化物的稳定性
最高价氧化物的水化物酸性强弱
单质的氧化性或离子的还原性
互相置换反应
②具体规律:
同周期元素的金属性,随荷电荷数的增加而减小,如:Na>Mg>Al;非金属性,随荷电荷数的增加而增大,如:Si<P<S<Cl
同主族元素的金属性,随荷电荷数的增加而增大,如:LiCl>Br>I
金属活动性顺序表:K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
(3)元素化合价的变化:同周期:最高正价+1→+7,非金属负价=-(8-族序数) 同主族:最高正价=族序数(O、F、除外)
(4)核外电子排布:元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化最外层不超过8个电子,次外层不超过18个电子;第n层最多排2n2个电子。
◎ 元素周期律的知识点拨

金属性强弱的判断依据:

 1.单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度):反应越容易,说明其金属性越强。
2.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性越强,说明其金属性越强,反之则越弱。
3.金属间的置换反应:依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙,说明甲的金属性比乙强。
4.金属活动性顺序按 Au顺序,金属性逐渐减弱。
5.元素周期表中,同周期元素从左至右金属性逐渐减弱;同主族元素从上至下金属性逐渐增强。
6.原电池中的正负极:一般情况下,活泼金属作负极。
7.金属阳离子氧化性的强弱:阳离子的氧化性越强.对应金属的金属性就越弱。

非金属性强弱的判断依据:
 
1.同周期元素,从左到右,随核电荷数的增加,非金属性增强;同主族元素,从上到下,随着陔电荷数的增加,非金属性减弱。
2.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:酸性越强,其元素的非金属性也越强,反之则越弱。
3.气态氢化物的稳定性:稳定性越强,非金属性越强。
4.单质跟氢气化合的难易程度:越易与H2反应,说明其非金属性越强。
5.与盐溶液之间的置换反应:非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的非金属性比乙强。如,说明溴的非金属性比碘强。
6.相互化合后的价态:如,说明O 的非金属性强于S。
7.其他:如CuCl2,所以C1的非金属性强于S。 

微粒半径大小的比较方法:

1.同周期元素的微粒
同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外),如半径:Na>Mg >Al,Na+>Mg2+‘>Al3+
2.同主族元素的微粒
同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大,如半径:
3.电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小,如半径:(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。 
4.同种元素形成的微粒同种元素原子形成的微粒半径大小为:阳离子< 中性原子<阴离子;价态越高的微粒半径越小,如半径:
5.核外电子数和核电荷数都不同的微粒可通过一种参照物进行比较,如比较的半径大小,可找出与A13+电子数相同,与S同主族的氧元素的阴离子进行比较,半径:,且

◎ 元素周期律的知识拓展

元素周期表中的几项重要规律相等规律:

规律 内容
相等规律 ①周期数:电子层数
②主族元素原子的最外层电子数=价电子数=主族序数=最高正化合价(F、 0除外)
③最低负价绝对值=8一主族序数(限 ⅣA族~ⅦA族非金属元素)
“位、构、性”规律
 递变规律
同周期从左到右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强同主族从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱
奇偶规律 在同一主族内,族序数和原子序数、核内质子数、核电荷数、核外电子数、最外层电子数(价电子数)、离子的电荷数、元素的主要正负化合价数等,若一个是偶数,其他的都是偶数,若一个是奇数,其他的都是奇数
相同电子层结构的规律 稀有气体元素的原子与同周期非金属元素的阴离子以及下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构
序差规律 ①同主族相邻元素的原子序数之差与主族序数有关。IA~ⅡA族元素相差原子序数较小的元素所在周期包含的元素种数。ⅢA族~O族元素相差原子序数较大的元素所在周期包含的元素种数。如Na和K的原子序数相差8 (第三周期含8种元素),Cl和Br的原子序数相差18(第四周期含18种元素)
②同周期主族元素(长周期)的原子序数差:两元素分布在过渡元素同侧时,原子序数差=族序数差;两元素分布在过渡元素两侧时,第四或第五周期元素原子序数差=族序数差+10(如第四周期的Ca和Ca相差11),第六、七周期元素原子序数差=族序数差+24(如ⅡA 族的Ba和ⅢA族的Tl相差25)
 对角线相似规律 周期表中位于对角线位置的元素性质相似,尤以“和Mg、Be和Al最为典型

◎ 元素周期律的教学目标

1、掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化。
2、了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
3、掌握微粒半径的比较方法。

4、认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子周期性排布的结果,从而理解元素周期律的实质。

◎ 元素周期律的考试要求
能力要求:应用
课时要求:40
考试频率:必考
分值比重:4

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