Question

回答以下关于第三周期元素及其化合物的问题。

（1）Na原子核外共有        种不同运动状态的电子，有      种不同能量的电子。

（2）相同压强下，部分元素氟化物的熔点见下表：

氟化物	NaF	MgF2	SiF4
熔点/℃	1266	1534	183

试解释上表中氟化物熔点差异的原因：                                       。

（3）SiF₄分子的空间构型为              ，SiF₄中Si—F键间的键角是            。

（4）在P、S、Cl三种元素形成的氢化物中，热稳定性最大的是        （填氢化物的化学式）；

已知Na的原子半径大于Cl的原子半径，其原因是：                         。

Answer

（1）11 （1分） ； 4 （1分）

（2）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，Mg2+带2个单位正电荷数比Na+多，故MgF2的熔点比NaF高。（2分 ） 

（3）正四面体 （1分），109o28，（1分）

（4）HCl （1分）；Na、C1电子层数相同，C1的核电荷数更大，核对核外电子的引力更强，原子半径更小（1分，不答电子层数相同，不得分）。

【解析】

试题分析：（1）原子中没有运动状态相同的电子，Na原子核外有11个电子，故核外有11种不能同运动状态的电子，钠原子核外电子分别处于1s、2s、2p、3s能级，故有4种不同能量的电子，故答案为：11；4；

（2）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，MgF2中离子键更强，熔点更高，故答案为：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，MgF2中离子键更强，熔点更高；

（3）SiF4分子中Si原子成4个Si-F键，没有孤对电子，杂化方式为sp3，故SiF4分子空间结构为正四面体，键角为109°28′，故答案为：正四面体；109°28′；

（4）同周期自左而右非金属性增强，故非金属性Cl＞S＞P，非金属性越强氢化物越稳定，故稳定性HCl＞H2S＞PH3，故答案为：HCl； Na、C1电子层数相同，C1的核电荷数更大，核对核外电子的引力更强，原子半径更小，故答案为：Na、C1电子层数相同，C1的核电荷数更大，核对核外电子的引力更强，原子半径更小。

考点：本题考查核外电子排布、晶体结构与性质、分子构型、结构性质位置关系等，难度不大，注意基础知识的理解与全面掌握。