Question

同一周期（短周期）各元素形成单质的沸点变化如下图所示（按原子序数连续递增顺序排列）。该周期部分元素氟化物的熔点见下表。

（1）A原子核外共有________种不同运动状态的电子、_______种不同能级的电子；

（2）元素C的原子核外电子排布式______________________；

（3）解释上表中氟化物熔点差异的原因：__________________________；

（4）在E、G、H三种元素形成的氢化物中，热稳定性最大的是________（填化学式）。A、B、C三种原子形成的简单离子的半径由大到小的顺序为___________（填离子符号）。

 

Answer 1

【答案】

（1）11；? 4 （各1分，共2分）

（2）1s22s22p63s23p1 （2分）

（3）NaF与MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，故SiF4的熔点低；（1分）Mg2+的半径比Na+的半径小，且所带电荷多，故所带电荷多，故MgF2的熔点比NaF高。（1分）

（4）HCl；Na+? > Mg2+ > Al3+? （各1分，共2分）

【解析】

试题分析：图中曲线表示8种元素的原子序数（按递增顺序连续排列）和单质沸点的关系，H、I的沸点低于0℃，根据气体的沸点都低于0℃，可推断H、I为气体，含两种气体单质的周期为第三周期，则A为Na，B为Mg，C为Al，D为Si，E为P、G为S，H为Cl，I为Ar。

（1）A为Na元素，原子核外电子数为11，故共有11种同运动状态的电子，原子核外电子排布式为1s22s22p63s1，有4种不同能级的电子。

（2）C为Al元素，原子核外电子数为13，原子核外电子排布式为：1s22s22p63s23p1

（3）首先判断各物质的晶体类型，相同类型的晶体再比较微粒间作用力的强弱，NaF与 MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，故SiF4的熔点低；Mg2+的半径比Na+的半径小，故MgF2的熔点比NaF高。

（4）同周期自左而右非金属性增强，非金属性Cl＞S＞P，非金属性越强氢化物越稳定，故HCl最稳定性；Na+、Mg2+、Al3+电子层结构相同，电子层结构相同核电荷数越大离子半径越小，故离子半径Na+＞Mg2+＞Al3+。

考点：本题考查核外电子排布规律、晶体结构与性质、元素周期律、非金属性和离子半径的比较。