广西高考化学三年（2020-2022）模拟题分类汇编-27原子结构与性质

这是一份广西高考化学三年（2020-2022）模拟题分类汇编-27原子结构与性质，共33页。试卷主要包含了填空题，结构与性质等内容，欢迎下载使用。
广西高考化学三年（2020-2022）模拟题分类汇编-27原子结构与性质

一、填空题
1．（2020·广西·二模）铅是一种高密度、柔软的蓝灰色金属。2019年7月23日，铅被列入有害水污染物名录。请回答下列问题。
(1)Pb位于第六周期，与C元素同族。请写出它的外围电子排布式___________，对比以下三种氧化物的熔沸点、、，从小到大分别为_____________，请解释原因：____________________。
(2)铅在自然界主要以方铅矿(PbS)及白铅矿()的形式存在，也存在于铅矾()中。中心原子轨道的杂化类型___________，的空间构型____________。
(3)四乙基铅[]曾广泛用作汽油中的抗爆剂，由Pb提供空轨道，有机原子团提供孤电子对形成，该化合物中存在化学键类型有_____________
A．金属键        B．离子键          C．共价键          D．配位键
(4)第三代太阳能电池利用有机金属卤化物碘化铅甲胺()半导体作为吸光材料，具有钙钛矿()的立方结构，其晶胞如图所示：

①比较元素电负性：C_________N(填“>”或“”或“O>C
(4) 4 或

【详解】（1）是25号元素，基态原子核外电子排布式为；原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用表示，则与之相反的用表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态原子，电子排布式为，其核外电子自旋磁量子数的代数和为或；
（2）中，甲基与碳形成C-C单键，C与N形成三键，含有孤电子对的原子为N原子，其电子排布式为，其能量最高的电子所在的能级符号为，配合物中心原子Mn的配位数是6；
（3）①根据结构简式中S的价键可知，S形成6对共用电子对，没有孤电子对，S原子的杂化轨道类型为sp3杂化；
②中既有单键也有双键，非金属元素之间形成共价键，故存在的作用力为键、键 ，不存在金属键、氢键，答案选BC；
③中第二周期非金属元素为F、C、N、O，同周期主族元素随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，N原子轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能为F>N>O>C；
（4）位于晶胞体心，位于晶胞的棱，若以为中心，则围在以为中心的棱为中心的四个晶胞的中心为距离最近的，总共有4个；
根据均摊法，晶胞中含有8个N，12个，1个，已知阿伏加德罗常数的值为，若晶体的密度为，该晶胞的质量为g，体积为，则边长为或cm。
3．(1)P原子最外层3p能级电子为半充满，较稳定
(2)2s22p4
(3) sp2、sp3 四面体
(4) H2SCu
(3) 分子晶体 非极性分子 、、 (任写一种，或其他合理答案)
(4) sp2 sp3 分子中的C与S原子之间有π键(或分子中的碳硫键具有一定程度的双键性质)
(5)

【详解】（1）Si是14号元素，基态电子排布式为1s22s22p63s23p2，位于周期表的p区，含有2个未成对电子，其核外电子有8种空间运动状态；
（2）非金属性越强，元素的电负性越大，非金属性O＞Si＞Cu，故元素的电负性：O＞Si＞Cu；
（3）SnCl4常温下为无色液体，熔沸点低，由此可判断SnCl4是由共价键结合的分子，分子间作用力较弱，该晶体为分子晶体；SnCl4分子价电子对数为=4，形成了四条杂化轨道，杂化轨道空间构型为正四面体，且每条杂化轨道均与Cl形成共价键，其空间构型为正四面体，SnCl4正负电荷重心重合，属于非极性分子；与SnCl4互为等电子体的一种阴离子有 、、等；
（4）①由图1可知，C16S8分子中C原子和S原子的价层电子对个数分别是3、4，根据价层电子对互斥理论可判断C、S原子杂化类型分别为sp2、sp3；
②C16S8分子中的碳硫键具有一定程度的双键性质，是介于S-C单键和S=C双键之间的特殊共价键；
（5）一个晶胞中含有Ge的个数为8×+6×+4=8个，晶胞质量为m=，晶胞参数为apm，晶胞体积为V=(a×10-10)3cm3，晶体密度为 g·cm-3。
7．(1) ； 纺锤形（哑铃形）；
(2) 三角锥形； 2p
(3)ZnS晶体中锌离子比镉离子半径小，离子键强，熔点高；
(4) sp2； O>H>C；
(5) 8； 。

【详解】（1）As的价层电子排布为4s2sp3，价层电子排布图为；电子占据的最高能级为4p能级，电子云轮廓图为纺锤形（哑铃形）；
（2）AsH3的价层电子对数为4，配位原子数为3，故分子空间构型为三角锥形；磷酸中P原子杂化方式为sp3杂化，氧原子的价层电子排布为2s22p4，氧原子用2p轨道与P的杂化轨道形成键；
（3）ZnS和CdS均为离子晶体，ZnS晶体中锌离子半径小，离子键强，熔点高；
（4）该化合物中C原子只形成了碳氧双键，为sp2杂化；该化合物含有的非金属元素是H、C、O，第一电离能O>H>C；
（5）由晶胞可以看出，上、下面两个面心Zr原子周围各有4个O原子，故每个Zr周围有8个O原子，配位数为8；晶胞中Zr位于顶点和面心，有4个Zr原子，O原子位于晶胞内部，有8个O原子，化学式为ZrO2。设两个Zr原子之间的距离为dcm，则晶胞参数为cm，晶胞密度，故d=。
8．(1) X-射线衍射实验 Ti、Ni、Se
(2) Sn＜H＜Cl＜O 平面三角形
(3)

【详解】（1）构成晶体的粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列，晶体的这一结构特征可以通过X-射线衍射图谱反映出来，因此区分晶体SiO2和非晶体SiO2的最可靠的科学方法是对固体进行X-射线衍射实验；Ge是32号元素，根据构造原理写出基态Ge原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2，价电子排布式为4s24p2，则价电子排布图为 ，锗基态原子有2个未成对电子，与锗同周期且基态原子未成对电子数与Ge原子相同的元素有Ti、Ni、Se；
（2）同周期元素从左到右元素的电负性逐渐增大，非金属性越强电负性越大，故电负性：Sn＜H＜Cl＜O；Na2SnO3中阴离子为，价层电子对数为3+（4+2-3×2）=3，没有孤对电子，空间构型为平面三角形；
（3）B位于4个Sn原子形成的正四面体空隙中，在底面的投影距离y轴，距离x轴，在左侧面的投影距离轴，距离y轴，所以坐标为；位于正四面体中心的Sn原子与周围4个Sn紧密接触，所以有2r(Sn)为体对角线的四分之一，则晶胞的体积为，则晶胞中Sn原子的个数为，所以晶胞的质量为，所以有，解得r=pm。
9． 1s22s22p63s23p63d104s24p2 干冰或丁 非极性键或σ键 CH4 F Li CH2=CH2 2 1.5
【详解】(1)锗(Ge)是32号元素，则基态锗(Ge)的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2，或[Ar]3d104s24p2。
(2)甲(金刚石)是共价晶体，乙(足球烯)是分子晶体，丙(石墨)是混合晶体，丁(干冰)是分子晶体， 乙和丁相比较，足球烯的分子量大于二氧化碳分子量，故熔点最低的是丁(干冰)。金刚石中碳原子之间通过共价键结合到一起的，此共价键属于非极性键。金刚石中碳原子采取的是sp3杂化，故碳原子之间形成的共价键类型是σ键，则金刚石中碳原子之间含有的作用力是非极性键或σ键。
(3)气态氢化物的稳定性和元素的非金属性强弱有关，碳族元素中非金属性最强的是碳元素，所以在碳族元素中，最简单气态氢化物中最稳定的是CH4。
(4)与碳同周期的主族元素是指第二周期的主族元素，根据同周期元素的第一电离能大小变化规律，第一电离能最大的是F，根据同周期元素的电负性强弱变化规律，电负性最小的是Li。
(5)在碳的氢化物中，含有π键，说明结构中含有碳碳双键，或碳碳三键，σ键与π键数目之比为5：1，假设π键数为1，则分子结构中只含有1个双键，碳碳双键中含有1个σ键和1个π键，说明剩下的4个σ键分别是2个碳原子与氢原子形成的，则该分子是C2H4，其结构简式为CH2=CH2。
(6)硅晶体结构类似于金刚石(如图甲)，每个硅原子与周围4个硅原子形成4个共价键， 一个共价键被两个硅原子共有，根据均摊法，则1个硅原子相当于含有2个共价键，则1mol硅晶体中含2mol共价键。石墨(如图丙)晶体属于混合晶体，同层之间的碳原子与相邻的3个碳原子间形成碳碳共价键，同理，一个共价键被2个碳原子共有，则1个碳原子含有共价键数为1.5个，则1mol石墨(如图丙)晶体中含1.5mol共价键。
(7)干冰分子采取的是面心立方最密堆积，则一个干冰晶胞中含有的干冰分子个数是8+6=4个，则一个晶胞的质量为g，已知干冰(如图丁)的晶胞边长为apm，则干冰晶胞的体积为a3pm3，则晶胞的密度等于=g·cm-3 。
10． 6s F Ca 的原子半径比 Fe 的大，价电子数比 Fe 少，钙的金属键比铁的弱 V 形 H2O、H2Se等 sp2和 sp3 22∶1 a
【分析】利用元素周期律、洪特规则和泡利不相容原理对原子轨道进行理解；金属性即失电子能力，非金属即得电子能力。
【详解】(1)As位于第四周期第VA族，其基态原子的价层电子排布为，轨道表示式为；元素成为阳离子时优先失去能量高的电子，La原子的价层电子为5d16s2，6s轨道电子能量高，成为阳离子时优先失去，故填、6s；
(2) 金属与非金属相比，非金属的电负性高，CaFeAsF中，Ca、Fe为金属，As、F为非金属元素，其中F是元素周期表中电负性最强的元素，故填F；
(3)Ca的价层电子排布为，Fe的价层电子为，Ca的价层电子数少，且原子半径比Fe大，金属键弱，所以熔点低，故填Ca 的原子半径比 Fe 的大，价电子数比 Fe 少，钙的金属键比铁的弱；
(4) 与水相似，其空间构型为V形；价电子数为8，根据等电子体的定义，与其互为等电子体的有、等，故填V形、、等；
(5) 中，C原子分别以单键或者双键成键，为、杂化；其中单个分子中σ键有22个，π键有1个，其个数比为22:1，故填和、22:1；
(6)图中相邻的两个Ca原子为晶胞的底面中心与四个角距离最短，其中底面正方形的边长为apm，对角线长为pm，所以相邻的Ca原子的距离为pm；晶胞中Ca原子的个数为、As原子的个数为、Fe原子的个数为8，其分子式为，根据=，故填、。
11． 2:5 基态氮原子的p轨道为半满稳定结构，具有较大的第一电离能；基态氧原子的p轨道有4个电子，易失去1个电子形成半满稳定结构，故第一电离能较小 HC≡CH 2:1 CO 非极性 四羰基镍是分子晶体，氧化镍是离子晶体，破坏分子晶体的范德华力比破坏离子晶体的离子键要容易得多 5:1
【详解】(1)Ni原子价电子排布式为：3d84s2，其3d能级上有2个未成对电子，Fe3+价电子排布式为：3d5，其3d能级上有5个未成对电子，故此处填2:5；
(2) 基态氮原子的2p能级电子排布为2p3半满稳定结构，具有较大的第一电离能；基态氧原子的2p能级电子排布为2p4，易失去1个电子形成半满稳定结构，故第一电离能较小；
(3)该分子中含有三键，联想到乙炔，且乙炔分子的价电子总数、原子总数与该分子相等，互为等电子体，故此处填HC≡CH；
(4)该化合物中酯基碳原子为sp2杂化，其余碳原子为sp3杂化，铵根离子中N为sp3杂化，故C、N相同杂化为sp3杂化，对应个数比为2:1；
(5)该配合物中Ni为中心原子，提供空轨道，CO作为配体提供孤电子对，与中心Ni之间形成配位键，故此处填CO；中心Ni原子周围形成4根配位键，根据价层电子对互斥理论，该分子为正四面体结构，故为非极性分子；由题目信息知，Ni(CO)4是分子晶体，熔化时破坏分子间作用力，而氧化镍是离子晶体，熔化时破坏离子键，破坏分子晶体的范德华力比破坏离子晶体的离子键要容易得多，故Ni(CO)4熔点比NiO低；
(6)该晶胞中含Ni个数=，含La个数=，故晶体中Ni与La个数比为5：1；由图示知，该晶胞右侧可储存3个H，同理左侧也可储存3个H，整个晶胞达稳定状态可储存6个H，该晶胞底面菱形的高h=a·sin60°=，则晶胞体积V=，每升该晶体含有晶胞的个数=，故总共储存的H=，对应物质的量= 。
12． 原子光谱 1s22s22p63s23p63d74s2 3 Co原子半径比Ca小，价电子数比Ca多，金属Co中的金属键比Ca强 分子晶体 1：1 sp3、sp2 BD C＜N CO2或N2O (，1，)
【详解】(1)不同元素原子的吸收光谱或发射光谱不同，因此常利用原子光谱上的的特征谱线来鉴定元素；
(2)钴元素是27号元素，根据构造原理可知基态Co原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2；由于3d轨道有5个，一个轨道上最多可容纳2个自旋方向相反的电子，所以3d能级上的未成对的电子数为3个；
Co与Ca同周期且最外层电子数相同，但是单质钴的熔、沸点均比钙高，这是因为Co原子半径比Ca小，价电子数比Ca多，金属Co中的金属键比Ca强；
(3)①Ni(CO)4的熔点为-19.3℃，沸点为43℃，则其晶体类型是分子晶体；在Ni(CO)4分子中，中心Ni原子与4个配位体的CO中的C原子以配位键结合，配位键属于σ键；在配位体CO中C原子与O原子之间含有1个σ键和2个π键，所以Ni(CO)4分子中含有8个σ键和8个π键，故分子中σ键与π键数目之比为1：1；
②根据图示可知：该物质分子中含有饱和C原子和不饱和C原子，饱和C原子采用sp3杂化，不饱和C原子形成了双键，以sp2杂化成键，故分子中C原子杂化类型有sp3、sp2杂化
由图示可知：该配合物分子内含有共价键、配位键，不含有离子键和金属键，故合理选项是BD；
(4)同一周期元素，原子序数越大，元素的非金属性就越强；元素的非金属性越强，其电负性越大。由于元素的非金属性：C＜N，所以电负性：C＜N；等电子体是原子总数相等，价电子总数也相等的微粒，则与SCN-互为等电子体的分子为CO2或N2O；
(5)①根据图示可知d点在后面的面心上，则d点的坐标为(，1，)；
②根据图示可知：在一个晶胞中含有Ti原子个数为8×=1，含有Co原子数为1；含有O原子数为6×=3，所以晶胞密度ρ=，所以a=nm。
13． 5s25p5 O O＞C＞H sp2、sp3杂化 NH3•H2O、H2O 三角锥形 16
【分析】(1)I元素处于第五周期第VIIA族；
(2)元素的非金属性越强，电负性越大；
(3)苯环及羰基中碳原子形成3个σ键，其它碳原子均形成4个σ键；
(4)①反应涉及的物质中，固态时属于分子晶体的是NH3•H2O、H2O；
②NH3中N原子有1对孤对电子，形成3个N-H键；
③[Zn(NH3)4]Cl2是离子化合物，含有离子键，阳离子中含有多种微粒，结合成键方式分析判断；
(5)①均摊法计算晶胞中Pd原子数目，设Pd原子半径为r，则晶胞边长为，空间利用率=×100%；
②结合晶胞中原子数目计算晶胞质量，晶体密度=晶胞质量÷晶胞体积。
【详解】(1)I元素处于第五周期第VIIA族，价电子排布式为5s25p5，其能量最高的能层是第五层，能层符号是O；
(2)元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性：O＞C＞H，则电负性由大到小的顺序：O＞C＞H；
(3)中苯环及羰基中碳原子形成3个σ键，其它碳原子均形成4个σ键，分别采取sp2、sp3杂化；
(4)①反应涉及的物质中，固态时属于分子晶体的是NH3•H2O、H2O；
②NH3中N原子有1对孤对电子，形成3个N-H键，立体构型为三角锥形；
③[Zn(NH3)4]Cl2是离子化合物，阳离子 [Zn(NH3)4]2-中含有4个配位键、12个N-H，共含有16个σ键，故1 mol[Zn(NH3)4]Cl2中含有16 molσ键；
(5)①晶胞中Pd原子数目=8×+6×=4，设Pd原子半径为r，则晶胞边长为，晶胞中Pd原子总体积为4×，晶胞体积为()3，则原子的空间利用率；
②晶胞密度=(4×g)÷(658×10-10)3=。
14． 1s22s22p3 2 N2O(或CO2) 直线形 sp2 该BN晶体中层与层间之间的作用力是较弱的范德华力，故层与层之间相对易滑动 4 ×1010
【分析】(1)根据构造原理书写电子排布式，根据元素电负性变化规律分析判断；
(2)等电子体原子个数相同，原子核外电子数也相同；等电子体结构相似；
(3)根据B原子形成化学键情况分析判断；
(4)用均摊方法计算B原子的配位数；根据晶体密度计算公式计算晶胞参数。
【详解】(1)N是7号元素，根据构造原理可知N原子核外电子排布式是1s22s22p3；一般情况下，同一周期元素的电负性随原子序数的增大而增大，则与N同周期的主族元素中，电负性大于N的有O、F两种元素；
(2)与互为等电子体的分子可以是N2O、CO2；等电子体结构相似，CO2分子是直线形结构，可知的空间构型为直线形；
(3)根据晶体结构可知B原子形成3个共价键，N、B原子之间还形成了一个共价双键，故B原子杂化类型为sp2；该BN晶体中层与层间之间的作用力是较弱的范德华力，故层与层之间相对易滑动，因此具有良好的润滑性；
(4)根据示意图可知：在晶胞中B原子位于晶胞面上，通过该平面可形成2个晶胞，一个晶胞中与B原子连接的N原子有2个，则与B原子连接的N原子共有4个，因此B原子的配位数是4；
该晶胞中含有B原子数目为：8×+6×=4；含有的N原子数目为4，则该晶体的晶胞边长L=pm=pm。
【点睛】本题考查了物质结构。掌握物质结构理论及元素周期律是解答的关键。在计算微粒配位数及晶胞参数计算时，要采用均摊方法计算。
15． 3d54s1 Cr失去的是3d4上的一个电子，Mn失去的是半充满3d5上的一个电子 X射线衍射 3 2 4 CO2 +3 sp3 sp a
【分析】⑴基态Cr原子核外有24个电子，根据Cr2+和Mn2+的价电子分析。
⑵区别晶体、准晶体和非晶体最科学的方法。
⑶①按照价层电子对互斥理论分别计算中心原子价层电子对数目；
②与SCN-互为等电子体的分子中含有3个原子、16个价电子，据此规律写出等电子体分子；
③根据化合价代数和来分析，分别计算NH3、SCN－中心原子价层电子对数，再分析杂化类型。
⑷根据图中信息得到两个氧原子间的距离为晶胞参数的一半，Cr-O键的键长为体对角线的四分之一根据公式计算CrO2的密度。
【详解】⑴基态Cr原子核外有24个电子，其价电子排布式为3d54s1；第三电离能I3(Cr)=2987kJ·mol-1，I3(Mn)=3248kJ·mol-1，I3(Cr)＜I3(Mn)，其原因是Cr失去的是3d4上的一个电子，Mn失去的是半充满3d5上的一个电子，需要的能量高；故答案为：3d54s1；Cr失去的是3d4上的一个电子，Mn失去的是半充满3d5上的一个电子。
⑵区别晶体最科学的方法是通过X射线衍射法区分晶体、准晶体和非晶体；故答案为：X射线衍射。
⑶①根据价层电子对互斥理论，SO2、CO2、H2O的气态分子中，中心原子价层电子对数目依次为、、；故答案为：3；2；4。
②与SCN-互为等电子体的分子中含有3个原子、16个价电子，与该离子核外等电子体的分子为CO2（或CS2、N2O、BeCl2），故答案为：CO2（或CS2、N2O、BeCl2）；
③KSCN可制备配合物[Cr(NH3)6][Cr(SCN)6]，该配合物中铬元素的化合价为+3，配体NH3中心原子价层电子对数为，杂化类型为sp3，SCN－中心原子价层电子对数为，中心原子杂化类型依次为sp；故答案为：sp3，sp。
⑷顶点和面心为Cr，共，氧原子在体内，共8个，根据图中信息得到两个氧原子间的距离为晶胞参数的一半即pm，Cr-O键的键长为体对角线的四分之一即a pm；设NA为阿伏伽德罗常数的值，则CrO2的密度为；故答案为：。
【点睛】物质结构是常考题型，主要考查核外电子排布式、电离能、电负性、杂化类型、空间构型及晶胞计算。
16． 2p O>N>C>H sp3 O有两对孤电子对，而N只有一对孤电子对，O的孤电子对对成键电子对斥力更大所致 d N和O 正四面体空隙
【详解】
（1）氮是7号元素，价电子是5，电子排布图为，电子的能级有1s、2s、2p，能量由低到高为1sC，同主族从上到下，电负性逐渐减小，H的电负性最小，所以由大到小顺序为O>N>C>H；其中C形成4条σ键，无孤电子对，采取sp3杂化类型；N形成3条σ键，有一对孤电子对，采取sp3杂化类型，所以C和N的杂化方式均为sp3；HOCH2CH2NH2中O有两对孤电子对，而N只有一对孤电子对，O的孤电子对对成键电子对斥力更大导致∠HOC小于∠HNC。
（3）Co在元素周期表中第四周期，第Ⅷ族，所以在周期表d区；HOCH2CH2NH2是中只有N和O存在孤电子对，能提供电子对给Co2+，形成配位键，所以配位原子为N和O。
（4）氮化镓为六方晶胞，根据图可知，Ga周围有四个原子，所以围成的是正四面体空隙；根据均摊法可知，该晶胞中含有Ga：，含有N：，由于为六方晶胞，所以底面边长为a，其中一个角为60°的菱形，可得其高为apm ，底面面积为a2pm2，晶胞体积为a2c pm3=a2c×10-30cm3，则密度为 g•cm-3。

17． O O 3 正四面体 sp3 随着n值的增大，聚乙二醇极性越来越弱，水溶性降低 6 0.414
【详解】(1)O元素为8号元素，基态O原子的价电子排布为2s22p4，所以价电子排布图为；
(2)非金属性越强电负性越大，C、H、O三种元素中O元素的非金属性最强，所以电负性最大；H原子最外层只有一个电子，容易失去形成阳离子，第一电离能较小，同周期主族元素自左至右第一电离能呈增大趋势，所以第一电离能O>C>H，即O元素的第一电离能最大；
(3)N元素为7号元素，基态电子排布为1s22s22p3，2p能级有3个未成对电子；
(4)BH4-的中心原子价层电子对数为=4，不含孤电子对，所以空间构型为正四面体形；根据B2H6分子的结构可知每个B原子价层电子对数为4，所以为sp3杂化；随着n值的增大，聚乙二醇极性越来越弱，水溶性降低；
(5)NaH的晶胞与NaCl相同，以体心钠离子为研究对象，与其距离最近的H-位于6个面的面心，所以NaH晶体中阳离子的配位数是6；以晶胞的一个面为例，可以得到如图所示截图，则NaH晶体中阴阳离子的最短距离为a的一半即，阳离子半径为对角线的，即为a，所以阴离子半径为-a，则阴、阳离子半径之比为=0.414。
18． F＞O＞B 1s22s22p63s23p6或[Ar] 正四面体 sp3 ac 3 前三种为离子晶体，晶格能依次增大，后三种为分子晶体，分子间力依次增大
【分析】(1)氟代硼酸钾中非金属元素有F、O、B，元素的非金属性越强，电负性越大；基态K+核外电子总数为18；
(2)BH4-的中心原子B原子孤电子对数==0，价层电子对数=0+4=0，微粒空间构型与VSEPR模型相同；Na+与BH4-之间形成离子键，B原子有3个价电子，H有空轨道，而BH4-中形成4个B-H键，故BH4-中含有1个配位键、3个σ键；
(3)双聚分子为Be2Cl4，Be原子价电子数为2，形成2个Be-Cl键，Be原子有空轨道、Cl原子有孤电子对，每个BeCl2分子中的1个Cl原子另外分子中Be原子之间形成1个配位键；
(4)氟化物的熔点与晶体类型，离子晶体的熔点较高，分子晶体的熔点较低；离子半径越小、电荷越大，晶格能越大，离子晶体的熔沸点越高。而相对分子质量越大，分子间作用力越强，分子晶体的熔沸点越高；
(5)晶胞中白色球数目为4、黑色球数目为1+8×+6×+12×=8，结合化学式可知，白色球代表Ca2+、黑色球代表F-，Ca2+占据F-形成的立方体的体心，晶胞中F-形成8个小立方体，只有4个Ca2+占据；处于晶胞中F-形成的小立方体体心的Ca2+与小立方体顶点F-紧密相邻，若r(F-)=xpm，r(Ca2+)=ypm，则小立方体棱长=pm，故晶胞棱长=pm，计算晶胞中微粒总质量，即为晶胞质量，晶体密度=晶胞质量÷晶胞体积。
【详解】(1)氟代硼酸钾中非金属元素有F、O、B，非金属性强弱顺序为F＞O＞B，电负性大小顺序为F＞O＞B；基态K+核外电子总数为18，则电子排布式为1s22s22p63s23p6或[Ar]；
(2)BH4-的中心原子B原子孤电子对数==0，价层电子对数=0+4=0，微粒空间构型与VSEPR模型相同为正四面体形，B原子采取sp3杂化；Na+与BH4-之间形成离子键，B原子有3个价电子，H有空轨道，而BH4-中形成4个B-H键，故BH4-中含有1个配位键、3个σ键，没有氢键与π键，故答案为ac；
(3)双聚分子为Be2Cl4，Be原子价电子数为2，形成2个Be-Cl键，Be原子有空轨道、Cl原子有孤电子对，每个BeCl2分子中的1个Cl原子另外分子中Be原子之间形成1个配位键，BeCl2的结构式为，其中Be的配位数为3；
(4)NaF、MgF2和AlF3为离子晶体，晶格能依次增大，熔点依次升高，而SiF4、PF5和SF6为分子晶体，分子间力依次增大，熔点依次增大；
(5)晶胞中白色球数目为4、黑色球数目为1+8×+6×+12×=8，结合化学式可知，白色球代表Ca2+、黑色球代表F-，Ca2+占据F-形成的立方体的体心，晶胞中F-形成8个小立方体，只有4个Ca2+占据，可知Ca2+占据F-形成的空隙占有率为50%；处于晶胞中F-形成的小立方体体心的Ca2+与小立方体顶点F-紧密相邻，若r(F-)=xpm，r(Ca2+)=ypm，则小立方体棱长=pm，故晶胞棱长=pm，晶胞相当于含有4个“CaF2”，晶胞质量=4×g，晶体密度g•cm-3。
【点睛】价层电子对互斥模型(简称VSEPR模型)，根据价电子对互斥理论，价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数．σ键个数=配原子个数，孤电子对个数=×(a-xb)，a指中心原子价电子个数，x指配原子个数，b指配原子形成稳定结构需要的电子个数；分子的立体构型是指分子中的原子在空间的排布，不包括中心原子未成键的孤对电子；实际空间构型要去掉孤电子对，略去孤电子对就是该分子的空间构型。
19． 1s22s22p63s23p63d54s1或者[Ar]3d54s1 Be＞B＞Li 正四面体 sp2、sp3 20NA 甲苯分子极性小，难溶于极性溶剂 12 ××1010
【详解】(1)Cr为24号元素，核外有24个电子，且3d轨道半充满，其基态核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d54s1或者[Ar]3d54s1，故答案为：1s22s22p63s23p63d54s1或者[Ar]3d54s1；
(2)同周期元素，从左往右，第一电离能增大，Li的第一电离能最小，但Be的价层电子充满2s轨道，比相邻的B难失去电子，所以Be的第一电离能大于B，综上所述，第一电离能由大到小的顺序为：Be＞B＞Li，故答案为：Be＞B＞Li；
(3)AlH4-的成键电子对数==4，孤电子对数==O，故AlH4-中Al原子为sp3杂化且没有孤对电子，则AlH4-为正四面体构型，故答案为：正四面体；
(4)①甲基的C为sp3杂化，羰基的C为sp2杂化，故答案为：sp2、sp3；
②C-C键、C-H键全是σ键，碳氧双键含一个σ键，一个π键，苯环中含C和C之间含6个σ键和一个大π键，所以，l mol对甲基苯乙酮分子中含20molσ键，即数目为：20NA，故答案为：20NA；
③甲苯分子极性小，难溶于极性溶剂，所以，甲苯分子难溶于水，故答案为：甲苯分子极性小，难溶于极性溶剂；
(5)从晶胞结构上看，与Ca离子周围距离最近且相等的O为与Ca离子相交的三个面面心的O，共3个，根据均摊法，实际个数=3×=1.5，那么与Ca离子周围距离最近且相等的O的个数=1.5×8=12。由均摊法可知，1个晶胞中，Ca个数=8×=1，O个数=6×=3，Cr个数=1，所以1个晶胞的质量=g，又因为密度为ρg·cm-1，则1个晶胞的体积V=a3=，a=cm，如图所示：，相邻两个面心氧离子最短核间距为面对角线的一半，设晶胞参数为a，则d=a=×cm=××1010pm，故答案为：12；××1010。
【点睛】(5)由晶胞结构计算与Ca原子相近的O原子个数，用均摊法计算。