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．

氟化物	AF	BF2	DF4
熔点/K	1266	1534	183

（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的最高价氧化物对应水化物的电离方程式为______；
（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

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，气体元素单质为非气体，故为第三周期元素，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）原子中没有运动状态相同的电子，由多少电子具有几种运动状态；
根据核外电子排布式判断占有的能级；
（2）氢氧化铝为两性氢氧化物，有酸式电离与碱式电离；
（3）根据晶体类型不同，以及同种晶体类型影响微粒之间作用力的因素解答；
（4）同周期自左而右非金属性增强，非金属性越强氢化物越稳定；
电子层结构相同核电荷数越大离子半径越小，据此解答．
【解析】
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，气体元素单质为非气体，故为第三周期元素，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种不同运动状态的电子，原子核外电子排布式为1s22s22p63s1，有4种不同能级的电子，
故答案为：11；4；
（2）氢氧化铝为两性氢氧化物，电离方程式为：AlO2-+H++H2O⇌Al（OH）3⇌Al3++3OH-，
故答案为：AlO2-+H++H2O⇌Al（OH）3⇌Al3++3OH-；
（3）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，
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，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+，
故答案为：HCl；Na+＞Mg2+＞Al3+．