高中化學簡單氫化物沸點怎麼比較

『壹』 氫化物的沸點怎麼比較

氣態氫化物沸點
分子間范德華力越強，熔、沸點越高.
分子組成和結構相似的分子晶體，一般分子量(即式量)越大，分子間作用力越強，晶體熔、沸點越高.
如：hcl＜hbr＜hi
特殊:
n,o,f,形成氫化物時,熔沸點比同族高,因為h和這幾個極性強的分子間還會有靜電力,起名叫氫鍵
lih很特殊，lih是離子化合物，鋰原子的最外層電子徹底失去給了氫原子，而h2o中氧的非金屬性再強，也只是點在靠近氧原子！另外，曾經老師講過一個規律：離子鍵〉氫鍵〉共價鍵

『貳』 氫化物的沸點怎麼比較

同主族元素的氣態氫化物的沸點，從上到下，逐漸升高；但氮、氧和氟的氣態氫化物的沸點反應，比下一周期的元素的氫化物的沸點要高，原因是NH3、H2O和HF分子間存在氫鍵。

氫化物

氫化物是氫與其他元素形成的二元化合物。但一般科學技術工作中總是把氫同金屬的二元化合物稱氫化物，而把氫同非金屬的二元化合物稱某化氫。

在周期表中，除稀有氣體外的元素幾乎都可以和氫形成氫化物，大體分為離子型、共價型和過渡型3類，它們的性質各不相同。

氫化物沸點

『叄』 同周期的元素氫化物沸點怎麼比較

首先，判斷元素單質的熔沸點要先判斷其單質的晶體類型，晶體類型不同，決定其熔沸點的作用也不同。金屬的熔沸點由金屬鍵鍵能大小決定；分子晶體由分子間作用力的大小決定；離子晶體由離子鍵鍵能的大小決定；原子晶體由共價鍵鍵能的大小決定。所以第一主族的鹼金屬熔沸點是由金屬鍵鍵能決定，在所帶電荷相同的情況下，原子半徑越小，金屬鍵鍵能越大，所以鹼金屬的熔沸點遞變規律是：從上到下熔沸點依次降低。第七主族的鹵素，其單質是分子晶體，故熔沸點由分子間作用力決定，在分子構成相似的情況下，相對分子質量越大，分子間作用力也越大，所以鹵素的熔沸點遞變規律是：從上到下熔沸點依次升高。用這樣的方法去判斷同主族元素的熔沸點遞變規律就行了，因為理解才是最重要的。同周期的話，不太好說了。通常會比較同一類型的元素單質熔沸點，比如說比較Na、Mg、Al的熔沸點，則由金屬鍵鍵能決定，Al所帶電荷最多，原子半徑最小，所以金屬鍵最強，故熔沸點是：Na<Mg<Al。非金屬元素一般不會比較它們單質之間的熔沸點，一般比較他們的氫化物的熔沸點。比較時要注意CH4、NH3、H2O、HF他們的分子間除分子間作用力外，還有氫鍵，所以同主族氫化物熔沸點他們是最高的，其餘的按分子間作用力大小排列。如氧族元素氫化物的熔沸點是：H2O>H2Te>H2Se>H2S；鹵素：HF>HI>HBr>HCl。同周期比較的話，是從左至右熔沸點依次升高，因為氣態氫化物的熱穩定性是這樣遞變的。另外有時還要注意物質的類型，比如讓你比較金剛石、鈣、氯化氫的熔沸點，只要知道金剛石是原子晶體，熔沸點最高，其次是金屬鈣，最後是分子晶體氯化氫。還有原子晶體的：比較金剛石、晶體硅、碳化硅的熔沸點，那就要看共價鍵了，原子半徑越小，共價鍵鍵能越大，故熔沸點：金剛石>碳化硅>晶體硅。

『肆』 如何比較氫化物的沸點及穩定性

氫化物的穩定性是試卷中經常考查的題目，通常考查同周期或同主族元素的對應氫化物的穩定性。一般規律是，同周期從左到右，對應元素的非金屬性逐漸增強，氫化物的穩定性逐漸增強；同主族從上到下，對應元素的非金屬性逐漸減弱，氫化物的穩定性逐漸減弱。但有時題目中會出現既不同周期也不同主族元素的氫化物穩定性的比較，這時候如何比較呢？日前筆者在為某出版社審核一份原創試卷時，就發現有這么一個題目：「H2O的穩定性比HCl的穩定性弱。」命題者認為這是正確的。
筆者將這個問題讓全班學生進行討論，也有很多學生認為這句話是正確的，歸納起來主要有以下幾種觀點：（1）看狀態：常溫下，H2O為液態，HCl為氣態，液態的物質比氣態的物質穩定性強。（2）看作用力：水分子間存在氫鍵或H2O的氫鍵數量比HCl的多，水分子間作用力更大，結構更穩定。（3）看反應條件：水是由氧氣和氫氣製得的，一般在點燃條件下反應，在光照時不反應；氯化氫是由氯氣和氫氣製得的，在點燃或混合光照的條件下都能發生反應，而且比較劇烈。反應的難易程度與生成物的穩定性有關：反應越容易，生成物越穩定。（4）看氧化性：Cl2的氧化性比O2強，其原因是Cl2隻有一個共價鍵而O2有兩個，因此Cl―Cl鍵更易斷裂，也更易反應，所以生成的氯化氫更穩定。
二、問題探討
對於觀點（1）：我們知道，物理性質和化學性質是物質的兩種不同性質，是並列的關系，不能相互影響，因此（1）是錯誤的。對於觀點（2）：物質的物理性質和化學性質是受組成物質的作用力所影響的，有的物質中的作用力同時影響兩種性質，如離子晶體中的離子鍵和原子晶體中的共價鍵；也有的物質兩種性質受不同的作用力影響，如分子晶體中的分子間作用力影響物理性質，分子內的共價鍵影響化學性質。水在固態時屬於分子晶體，水分子間存在氫鍵，氫鍵主要影響物質的溶解性、熔沸點、物質的狀態等物理性質，而物質的穩定性是化學性質，由水中的共價鍵所影響，氫鍵不可能影響化學性質，因此（2）是錯誤的。（1）與（2）錯誤的原因是混淆了基本概念之間的關系。
對於觀點（3）：在中學化學中，通常認為非金屬單質與氫氣反應越容易，則生成的氫化物越穩定，這可能是命題者和很多學生易犯的錯誤。我們知道，任何規律都會存在著特殊情況，這里也不例外。對於觀點（4）：Cl2隻有一個共價鍵，其Cl―Cl的鍵能為242.7kJ・mol-1，O2中的

『伍』 怎樣比較簡單氫化物的沸點

同主族元素的氣態氫化物的沸點，從上到下，逐漸升高；但氮、氧和氟的氣態氫化物的沸點反應，比下一周期的元素的氫化物的沸點要高，原因是NH3、H2O和HF分子間存在氫鍵。氣態氫化物一般是指非金屬氫化物。

沸騰是在一定溫度下液體內部和表面同時發生的劇烈汽化現象。沸點是液體沸騰時候的溫度，也就是液體的飽和蒸氣壓與外界壓強相等時的溫度。沸點指純凈物在1個標准大氣壓下沸騰時的溫度。不同液體的沸點是不同的。沸點隨外界壓力變化而改變，壓力低，沸點也低。

相關信息

當液體沸騰時，在其內部所形成的氣泡中的飽和蒸汽壓必須與外界施予的壓強相等，氣泡才有可能長大並上升，所以，沸點也就是液體的飽和蒸汽壓等於外界壓強時的溫度。液體的沸點跟外部壓強有關。當液體所受的壓強增大時，它的沸點升高；壓強減小時；沸點降低。

例如，蒸汽鍋爐里的蒸汽壓強，約有幾十個大氣壓，鍋爐里的水的沸點可在200℃以上。又如，在高山上煮飯，水易沸騰，但飯不易熟。這是由於大氣壓隨地勢的升高而降低，水的沸點也隨高度的升高而逐漸下降。，水的沸點是93.5℃），沸點低的一般先汽化，而沸點高的一般較難汽化。

『陸』 高中化學 氣態氫化物的穩定性和熔沸點怎麼比較 單質的穩定性和熔沸點怎麼比較

非金屬的氣態氫化物熱穩定性及熔沸點的比較：
1、熱穩定性比較原子半徑越大，原子之間的化學鍵越弱，越容易分解，即熱穩定性越小。
比如熱穩定性：HCl > HBr > HI
2、比較熔沸點（分子晶體）
通常比較分子之間作用力，分子間力越大，熔沸點越高。一般情況下，分子間以色散力為主，而色散力與分子體積有關，所以半徑越大，分子間作用力越大，熔沸點越高。
如：HCl < HBr < HI
3、需要注意的情況
同一系列，即同族元素，同類型氫化物才有可比性。
如出現氫鍵等其他特殊條件，熔沸點會出現例外。

拓展：各種晶體的熔沸點比較
金屬鍵形成的單質晶體。金屬單質及一些金屬合金都屬於金屬晶體，例如鎂、鋁、鐵和銅等。金屬晶體中存在金屬離子(或金屬原子)和自由電子，金屬離子(或金屬原子)總是緊密地堆積在一起，金屬離子和自由電子之間存在較強烈的金屬鍵，自由電子在整個晶體中自由運動，金屬具有共同的特性，如金屬有光澤、不透明，是熱和電的良導體，有良好的延展性和機械強度。大多數金屬具有較高的熔點和硬度，金屬晶體中，金屬離子排列越緊密，金屬離子的半徑越小、離子電荷越高，金屬鍵越強，金屬的熔、沸點越高。例如周期系IA族金屬由上而下，隨著金屬離子半徑的增大，熔、沸點遞減。第三周期金屬按Na、Mg、Al順序，熔沸點遞增。
根據中學階段所學的知識。金屬晶體都是金屬單質，構成金屬晶體的微粒是金屬陽離子和自由電子（也就是金屬的價電子）。
冰(H2O)分子晶體棍球模型分子間以范德華力相互結合形成的晶體。大多數非金屬單質及其形成的化合物如乾冰(CO2)、I2、大多數有機物，其固態均為分子晶體。分子晶體是由分子組成，可以是極性分子，也可以是非極性分子。分子間的作用力很弱，分子晶體具有較低的熔、沸點，硬度小、易揮發，許多物質在常溫下呈氣態或液態，例如O2、CO2是氣體，乙醇、冰醋酸是液體。同類型分子的晶體，其熔、沸點隨分子量的增加而升高，例如鹵素單質的熔、沸點按F2、Cl2、Br2、I2順序遞增；非金屬元素的氫化物，按周期系同主族由上而下熔沸點升高；有機物的同系物隨碳原子數的增加，熔沸點升高。但HF、H2O、NH3、CH3CH2OH等分子間，除存在范德華力外，還有氫鍵的作用力，它們的熔沸點較高。
分子組成的物質，其溶解性遵守「相似相溶[1]」原理，極性分子易溶於極性溶劑，非極性分子易溶於非極性的有機溶劑，例如NH3、HCl極易溶於水，難溶於CCl4和苯；而Br2、I2難溶於水，易溶於CCl4、苯等有機溶劑。根據此性質，可用CCl4、苯等溶劑將Br2和I2從它們的水溶液中萃取、分離出來。分子晶體熔沸點高低規律
分子間作用力越強，熔沸點越高
①組成和結構相似的分子晶體，一般相對分子質量越大，分子間作用力越強，熔沸點越高。例如：元素周期表中第ⅦA族的元素單質其熔沸點變化規律為：At2>I2 > Br2 > Cl2>F2。
②若分子間有氫鍵，則分子間作用力比結構相似的同類晶體大，故熔沸點較高。
例如：HF > HI > HBr > HCl。H2O> H2Se> H2S。 NH3> PH3
原子晶體定義：相鄰原子之間通過強烈的共價鍵結合而成的空間網狀結構的晶體叫做原子晶體原理簡介
相鄰原子間以共價鍵結合而形成的空間網狀結構的晶體。例如金剛石晶體，是以一個碳原子為中心，通過共價鍵連接4個碳原子，形成正四面體的空間結構，每個碳環有6個碳原子組成，所有的C－C鍵鍵長為1.55×10-10米，鍵角為109°28′，鍵能也都相等
金剛石是典型的原子晶體，熔點高達3550℃，是硬度最大的單質。原子晶體中，組成晶體的微粒是原子，原子間的相互作用是共價鍵，共價鍵結合牢固，原子晶體的熔、沸點高，硬度大，不溶於一般的溶劑，多數原子晶體為絕緣體，有些如硅、鍺等是優良的半導體材料。原子晶體中不存在分子，用化學式表示物質的組成，單質的化學式直接用元素符號表示，兩種以上元素組成的原子晶體，按各原子數目的最簡比寫化學式。常見的原子晶體是周期系第ⅣA族元素的一些單質和某些化合物，例如金剛石、硅晶體、SiO2、SiC等。（但碳元素的另一單質石墨不是原子晶體，石墨晶體是層狀結構，以一個碳原子為中心，通過共價鍵連接3個碳原子，形成網狀六邊形，屬過渡型晶體。）對不同的原子晶體，組成晶體的原子半徑越小，共價鍵的鍵長越短，即共價鍵越牢固，晶體的熔，沸點越高，例如金剛石、碳化硅、硅晶體的熔沸點依次降低。
金剛石的晶體模型相鄰原子間以共價鍵結合而形成的空間網狀結構的晶體，如：金剛石、晶體硅、碳化硅、二氧化硅等。凡靠共價鍵結合而成的晶體統稱為原子晶體。例如金剛石晶體，是以一個碳原子為中心，通過共價鍵連接4個碳原子，形成正四面體的空間結構，每個碳環有6個碳原子組成，所有的C－C鍵鍵長為1.55×10-10米，鍵角為109°28′，鍵能也都相等，金剛石是典型的原子晶體，熔點高達3550℃，是自然界硬度最大的單質。原子晶體中，組成晶體的微粒是原子，原子間的相互作用是共價鍵，共價鍵結合牢固，原子晶體的熔、沸點高，硬度大，不溶於一般的溶劑，多數原子晶體為絕緣體，有些如硅、鍺等是優良的半導體材料。原子晶體中不存在分子，用化學式表示物質的組成，單質的化學式直接用元素符號表示，兩種以上元素組成的原子晶體，按各原子數目的最簡比寫化學式。常見的原子晶體是周期系第ⅣA族元素的一些單質和某些化合物，例如金剛石、硅晶體、SiO2、SiC、B等。對不同的原子晶體，組成晶體的原子半徑越小，共價鍵的鍵長越短，即共價鍵越牢固，晶體的熔，沸點越高，例如金剛石、碳化硅、硅晶體的熔沸點依次降低。 且原子晶體的熔沸點一般要比分子晶體和離子晶體高。
離子間通過離子鍵結合形成的晶體。在離子晶體中，陰、陽離子按照一定的格式交替排列，具有一定的幾何外形，例如NaCl是正立方體晶體，Na+離子與Cl-離子相間排列，每個Na+離子同時吸引6個Cl離子，每個Cl-離子同時吸引6個Na+。不同的離子晶體，離子的排列方式可能不同，形成的晶體類型也不一定相同。離子晶體中不存在分子，通常根據陰、陽離子的數目比，用化學式表示該物質的組成，如NaCl表示氯化鈉晶體中Na+離子與Cl-離子個數比為1:1， CaCl2表示氯化鈣晶體中Ca2+離子與Cl-離子個數比為1:2。
離子晶體是由陰、陽離子組成的，離子間的相互作用是較強烈的離子鍵。離子晶體的代表物主要是強鹼和多數鹽類。離子晶體的結構特點是：晶格上質點是陽離子和陰離子；晶格上質點間作用力是離子鍵，它比較牢固；晶體里只有陰、陽離子，沒有分子。離子晶體的性質特點，一般主要有這幾個方面：有較高的熔點和沸點，因為要使晶體熔化就要破壞離子鍵，離子鍵作用力較強大，所以要加熱到較高溫度。硬而脆。多數離子晶體易溶於水。離子晶體在固態時有離子，但不能自由移動，不能導電，溶於水或熔化時離子能自由移動而能導電 離子晶體熔沸點高低比較
離子所帶電荷越高，離子半徑越小，則離子鍵越強，熔沸點越高。例如：Al2O3 > MgO > NaCl > CsCl

『柒』 如何比較氫化物的沸點呢

簡單來說首先看有沒有氫鍵，有氫鍵沸點就高，沒有的話，就看相對分子質量，相對分子質量越大，沸點越高，含有氫鍵中學最常見的就是氟化氫，水，和氨氣了，一般他們沸點比同周期的都高。