NaF>NaI，B正确；C．HCl分子之间只存在分子间作用力，而HF分子之间除存在分子间作用力外，还存在分子间氢键，因此HF的沸点比HCl的高，C错误；D．CCl4、CS2都是由非极性分子构成的物质，H2O是由极性分子构成的物质，根据相似相溶原理可知，由非极性分子构成的溶质CCl4容易溶解在由非极性分子构成的溶剂CS2中，由极性分子H2O构成的溶质不容易溶解在由非极性分子构成的溶剂CS2中，所以溶解度：
CCl4>H2O，D错误；故合理选项是AB；II．
（1）Mn是25号元素，在元素周期表中第四周期VIIB族，根据构造原理可得基态
原子核外电子排布式1s22s22p63s23p63d54s2，根据核外电子排布规律可知，该原子核外的未成对电子有5个；
（2）MnCl2中的Mn2+上有空轨道，而NH3的N原子上有孤电子对，因此二者反应可形成络合物
，则新生成的化学键为配位键。
NH3的价层电子对数为3+
，且N原子上有一对孤电子对，所以NH3分子的空间构型为三角锥形，其中N原子的杂化轨道类型为sp3杂化。
（3）体心立方结构中Mn原子在晶胞顶点和体心内，体对角线为Mn原子半径的4倍，由于晶胞参数为apm，则
，则Mn原子半径r=
pm；在一个Mn晶胞中含有的Mn原子数为
，则根据晶体密度ρ=
可得晶胞密度ρ=
=
=
g/cm3；（4）在晶胞中含有的Mn离子数目为：
，含有的O离子数目为：
，Mn离子∶O离子=4∶4=1∶1，所以该氧化物的化学式为MnO，化合物中元素正负化合价代数和等于0，由于O的化合价为-2价，所以Mn的化合价为+2价；根据晶胞结构可知：
在Mn离子上、下、前、后、左、右6个方向各有一个O离子，所以Mn离子的配位数是6。
【点拨】本题考查了物质结构与性质的知识，涉及分子的极性、物质的熔沸点、硬度、溶解性的比较、原子核外电子排布及与其在周期表位置的关系、晶胞结构与计算等。
在考查学生对知识的掌握的同时，考查了学生的空间想象能力及数学计算能力。
二、考点突破
1.【答案】C
【解析】A．金刚石、石英均为空间网状结构的原子晶体，加热熔化时需破坏共价键，而足球烯是分子晶体，加热熔化时需破坏分子间作用力，故A错误；B．化合物分子中某原子最外层电子数=元素原子最外层电子数+该元素原子化合价绝对值，若该值等于8，则该原子满足8电子结构；而单质分子中根据原子的最外层电子式与形成的共用电子对数判断；据此判断CO2，P4分子中所有原子均满足最外层8电子稳定结构，而HClO分子中氢原子只有2电子，故B错误；C．F2、Cl2、Br2、I2都为分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔点越高，故C正确；D．离子晶体中可能有共价键（如NaOH），也可能没有共价键（如NaCl），而稀有气体是分子晶体，不存在共价键，故D错误；答案选C。
【点拨】B项HClO分子中含有H原子，不可能达到8电子结构，直接判断错误。
2.【答案】B
【解析】①正确，因非金属性F>O>N，所以气态氢化物的热稳定性：
HF>H2O>NH3；②错误，在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，所以离子半径F−>Na+>Mg2+；③错误，分析三种微粒的电子数分别为：
10、10、9；④正确，当溶液中有OH−、AlO
、HCO
时，OH−先反应，其次是AlO
，最后是HCO
；⑤错误，N、P、As属于同一主族，NH3因形成分子间氢键，所以熔沸点最高；因AsH3相对分子质量大于磷化氢，所以AsH3的熔沸点高于PH3；⑥正确，根据分散质直径的大小，浊液>胶体>溶液；⑦错误，如硝酸为强酸，而氮的氢化物中，氨气溶于水显碱性；所以正确的共有3项。
答案选择B项。
【点拨】根据AlO
+HCO
+H2O=Al（OH）3↓+CO
，可顺利判断出AlO
结合H+的能力强于CO
。
3.【答案】C
【解析】A．PH3分子结构和NH3相似，NH3是三角锥型，故PH3也是三角锥型，故A正确；B．PH3分子结构是三角锥型，正负电荷重心不重合，为极性分子，故B正确；C．NH3分子之间存在氢键，PH3分子之间为范德华力，氢键作用比范德华力强，故NH3沸点比PH3高，故C错误；D．P-H键键能比N-H键键能低，故N-H更稳定，化学键越稳定，分子越稳定，故D正确；故答案为C。
【点拨】注意氨气分子中含有氢键，沸点比磷化氢的沸点高。
4.【答案】B
【解析】固态水中和液态水中含有氢键和分子间作用力，当雪花→水→水蒸气主要是氢键和分子间作用力被破坏，但属于物理变化，共价键没有破坏，水蒸气→氧气和氢气，为化学变化，破坏的是极性共价键，选B。
【点拨】发生物理变化时，没有化学键的破坏，主要是分子间作用力被破坏。
5.【答案】C
【解析】A．晶格能的大小与构成离子晶体的离子半径和离子所带电荷数目的多少相关，因为离子半径：
Ca2+＞Na+＞Mg2+、F−＞O2−，离子所带的电荷：
Ca2+=Mg2+＞Na+、O2−＞F−，故晶格能的大小为MgO>CaO>NaF>NaCl，故A说法正确；B．该原子的第三电离能远大于第二电离能，故该金属元素是第IIA族元素，与氯气反应时生成二价的阳离子，故B说法正确；C．HgCl2的稀溶液有弱的导电能力说明HgCl2能够部分电离出自由移动的离子，因此HgCl2属于弱电解质，熔融状态的HgCl2不能导电说明HgCl2是共价化合物，属于分子晶体，故C说法错误；D．CO2、BF3、CH4三种分子的空间构型分别为直线哥形、平面三角形和正四面体，分子结构高度对称，属于非极性分子，故D说法正确；答案选C。
【点拨】绝大多数盐类物质都属于强电解质、离子化合物、离子晶体，但有少部分盐属于共价化合物，如：
AlCl3、BeCl2、SnCl4、HgCl2、GeCl4、AuCl3等。
6.【答案】B
【解析】①同周期随原子序数增大，元素第一电离能呈增大趋势，P元素原子3p能级为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，故第一电离能P＞S＞Si，故该说法错误；②同周期随原子序数增大，元素的电负性增大，故电负性C＜N＜O＜F，故该说法正确；③离子电荷越大、离子半径越小，晶格能越大，熔沸点越高，晶格能CaO比KCl高，所以KCl比CaO熔点低，故该说法正确；④二氧化硫与二氧化碳均为酸性氧化物，化学性质相似，二氧化碳分子为直线型结构，但二氧化硫为V形结构，故该说法错误；⑤分子晶体中，分子间作用力越强，该分子晶体的熔沸点越高，故该说法错误；答案选B。
【点拨】第一电离能与元素原子的核外电子排布有关，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该原子具有较大的第一电离能。
7.【答案】B
【解析】五种短周期元素在元素周期表中的位置如下，已知Y原子最外层电子数是其电子层数的2倍，Y是第三周期元素，Y为S元素，Z为Cl元素，W为N元素，M为C元素，X为Si元素，A．原子电子层数越多，其原子半径越大，同一周期元素，原子半径随着原子序数增大而减小，所以五种元素中原子半径最大的是X，元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，O、F元素除外，所以五种元素中Z的非金属性最强，所以Z的最高价氧化物所对应的水化物的酸性最强，故A正确；B．2HCl+Na2S=H2S+2NaCl，说明酸性：
HCl>H2S，因为两种酸都不是最高价含氧酸，不能比较非金属性大小，故B错误；C．C元素与H可形成烷烃C3H8，氢原子可以被Cl原子完全取代，可以形成C3Cl8，故C正确；D．C2H6、SiH4、N2H4、H2S、HCl都是18电子分子，故D正确；故答案选B。
【点拨】元素非金属性比较规律：
①非金属元素的单质与氢气化合的难易程度及氢化物的稳定性，越容易化合，形成的氢化物越稳定，该元素的非金属性就越强；②非金属元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，该元素的非金属性就越强。
8.【答案】C
【解析】A．s能级的轨道都是球形的，且电子层序数越大，半径也就越大，故A错误；B．在一个轨道中电子的自旋方向肯定不同，但在同一电子层的不同轨道中，电子的自旋方向是可以相同的，故B错误；C．Mg原子3s2能级上的2个电子吸收能量跃迁到3p2轨道上，由基态转化为激发态，故C正确；D．原子的最外层电子排布是5s1的元素是Rb元素，其氢氧化物是强碱，可以与氢氧化铝反应，故D错误；故选C。
【点拨】原子轨道的形状与电子层数的多少无关；在电子排布中，每一电子层有s、p、d、f等七个能级，每个能级有不同的轨道，在每一轨道上电子的自旋方向不同；能量最低的能级叫做基态，其他能级叫做激发态；氢氧化铝为两性物质，既能溶于酸，又能溶于强碱。
9.【答案】
（1）大于
（2）1s22s22p63s23p63d6
（3）Al
（4）平面三角形
（5）sp3杂化正四面体sp3
（6）H2SNO2-
（7）1∶2
（8）Cu3N
【解析】
（1）Zn的第一电离能应该高于Cu的第一电离能，原因是，Zn的核外电子排布已经达到了每个能级都是全满的稳定结构，所以失电子比较困难。
同时也可以考虑到Zn最外层上是一对电子，而Cu的最外层是一个电子，Zn电离最外层一个电子还要拆开电子对，额外吸收能量；故答案为大于；
（2）铁是26号元素，铁原子核外有26个电子，铁原子失去2个电子变成亚铁离子，Fe2+在基态时，核外电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d6；（3）从表中原子的第一至第四电离能可以看出，元素的第一、第二、第三电离能都较小，可失去3个电子，最高化合价为+3价，即最外层应有3个电子，应为Al元素；（4）根据NO
的中心原子的价层电子对数为
=3，所以氮原子杂化方式为sp2杂化，离子中没有孤电子对，所以其空间构型为平面三角形，SO
中硫原子的价层电子对数为
=4，所以硫原子的杂化方式为sp3杂化；（5）LiAlH4中的阴离子是AlH
，中心原子铝原子含有的价层电子对数是4，且不存在孤对电子，所以空间构型是正四面体，中心原子的杂化轨道类型是sp3杂化；根据价层电子对互斥理论，H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数分别是2+
=4、2+
=3、3+
=3，因此不同于其他分子的是H2S；（6）用替代法，与O3互为等电子体的一种阴离子为NO
；（7）N2的结构式为N
N，三键中含1个σ键和2个π键，N2分子中σ键与π键的数目比n（σ）∶n（π）=1∶2；（8）该晶胞中N原子个数=8×
=1，Cu原子个数=12×
=3，所以其化学式为Cu3N；若晶胞的棱长anm，其体积为a3nm3，阿伏加德罗常数为NA，则该晶体的密度为
=
g/cm3。
【点拨】依据某化合物的晶胞结构图求该化合物的化学式时利用均摊法。
10.【答案】
（1）1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5
（2）N＞O＞Ssp2
（3）分子晶体正四面体形
（4）10NACN−或C
（5）3∶1
（6）12
【解析】
（1）铁原子失去4s能级上2个电子、3d能级上1个电子生成Fe3+，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，简化的电子排布式为[Ar]3d5；故答
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