极性分子和非极性分子:

(1)极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子
(2)非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子
(3)分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定
非极性分子和极性分子的比较:

	非极性分子	极性分子
形成原因	整个分子的电荷分布均匀，对称	整个分子的电荷分布不均匀、不对称
存在的共价键	非极性键或极性键	极性键
分子内原子排列	对称	不对称

举例说明：

分子极性的判断方法:

An型分子(以非极性键结合形成的单质分子)一般是非极性分子(O3例外)，AB型分子一定是极性分子。对于ABn型分子是极性分子还是非极性分子，通常有以下判断方法。
1．根据分子的立体构型判断
判断ABn型分子是否有极性，关键是看分子的立体构型.如果分子的立体构型为直线形、平面三角形、正四面体形、三角双锥形、正八面体形等空间对称的结构，致使正电中心与负电中心重合，这样的分子就是非极性分子。若为V形、三角锥形、四面体形(非正四面体形)等非对称结构，则为极性分子。比如H2O分子中虽然2个H原子轴对称，但整个分子的空间构型是不对称的：，负电中心在a点，正电中心在b 点，二者不重合，因此是极性分子。
2．根据实验现象判断
将液体放入适宜的滴定管中，打开活塞让其缓慢流下，将用毛皮摩擦过的橡胶棒靠近液流，流动方向变化(发生偏移)的是极性分子．流动方向不变的是非极性分子。
3．根据中心原子最外层电子是否全部成键判断
ABn型分子中的中心原子A的最外层电子若全部成键(没有孤电子对)，此分子一般为非极性分子，如CO2、CCl4等；分子中的中心原子最外层电子若未全部成键(有孤电子对)，此分子一般为极性分子，如H2O、 PCl3等。
4．判断ABn型分子极性的经验规律
若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不等，则为极性分子。如BF3、CO2、CH4、SO3等分子中，B、C、S等元素的化合价的绝对值等于其主族序数，是非极性分子；H2O、 NH3、SO2、PCl3等分子中，O、N、S、P等元素的化合价的绝对值不等于其主族序数，是极性分子。

杂化轨道理论：

是鲍林为了解释分子的立体结构提出的。中心原子杂化轨道、孤电子对数及与之相连的原子数间的关系是：杂化轨道数=孤电子对数+与之相连的原子数。杂化前后轨道总数比变，杂化轨道用来形成σ键或容纳孤对电子，未杂化的轨道与杂化轨道所在平面垂直，可用来形成π键。

常见杂化方式：

(1)sp杂化：直线型 如：CO₂、CS₂
(2)sp²杂化：平面三角形（等性杂化为平面正三角形） 如：BCl₃ C₂H₄
不等性杂化为V字型 如：H₂O H₂S OF₂
(3)sp³杂化：空间四面体（等性杂化为正四面体） 如：CH₄、CCl₄
不等性杂化为三角锥 如：NH₃ PCl₃ H₃O⁺  
sp³d杂化：三角双锥
sp³d²杂化：八面体（等性杂化为正八面体）

分子的构型与杂化类型的关系：

元素性质推断知识点归纳：
 
(1)质量最轻的元素是氢（H），其单质可以填充气球；质量最轻的金属是锂（Li）；熔点最高的非金属单质是石墨；熔点最高的金属单质是钨（W）；熔点最低的金属单质是汞（Hg）。
(2)地壳中含量最多是氧（O），其次是Si、Al、Fe、Ca、Na、K、Mg、H、Ti。
(3)既难得电子，又难失电子且为单原子分子的气体是稀有气体。
(4)最高正价与最低负价绝对值之差为4的是硫（S）；最高正价与最低负价绝对值之差为零的是碳（C）和硅（Si）。
(5)碳（C）是形成化合物最多的元素，是构成有机物的骨架元素，可形成多种同素异形体，其中硬度最大的是金刚石，而C₆₀是分子晶体，熔点较低。
(6)常温下能与水反应放出氧气，单质是氟（F₂），化合物是过氧化钠（Na₂O₂）。
(7)硅（Si）是构成地壳岩石骨架的主要元素，单质硅可被强碱溶液腐蚀且能放出氢气，还能被弱酸氢氟酸所溶解。
(8)能在空气中自然的非金属单质是白磷（P₄），白磷有毒，能溶于CS₂，和红磷互为同素异形体，红磷不能自然，不溶于CS₂，白磷与红磷在一定的条件下可以相互转化。
(9)既能在二氧化碳中燃烧，又能在氮气中燃烧的金属是Mg，既能与酸溶液又能与碱溶液作用且均放出氢气的金属是铝（Al）。
(10)同一元素的气态氢化物和最高价氧化物的水化物化合生成盐的元素一定是氮（N）。
(11)同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应生成该元素得单质和水，该元素可能是氮（N）或硫（S）。
(12)光照时可以释放电子的是铷（Rb）和铯（Cs）；常温下呈液态的金属是汞（Hg），非金属单质是溴（Br₂）。
解元素推断题必备知识归纳
(1)与元素的原子结构相关知识归纳
①最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar；最外层电子数是次外层电子数2倍的元素有C；最外层电子数是次外层电子数3倍的元素有O；最外层电子数是次外层电子数4倍的元素有Ne。
②次外层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、Si；次外层电子数是最外层电子数4倍的元素有Mg。
③内层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、P；电子总数是最外层电子数2倍的元素有Be。原子核内无中子的元素是11H。
④常见等电子微粒：

电子数	分子	阳离子	阴离子
2	H2、He	Li+、Be2+	H-
10	Ne、HF、H2O、NH3、CH4	Na+、Mg2+、Al3+、H3O+、NH4+	O2-、F-、OH-、NH2-
18	Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH	K+、Ca2+	S2-、HS-、Cl-

(2)元素在周期表中的位置相关知识归纳
①主族序数与周期序数相同的元素有H、Be、Al；主族序数是周期序数2倍的元素有C、S；主族序数是周期序数3倍的元素有O。
②周期序数是主族序数2倍的元素有Li、Ca；周期序数是主族序数3倍的元素有Na。
③最高正价与最低负价的绝对值相等的元素有C、Si；最高正价是最低负价的绝对值3倍的元素有S。
④上一周期元素所形成的阴离子和下一周期元素最高价态阳离子的电子层结构与上一周期零族元素原子的电子层结构相同。
(3)与元素性质相关知识归纳
①元素所形成的单质及化合物的物理特性
A.颜色：常温下，单质为有色气体的元素是F、Cl；单质为淡黄色固体的元素是S；焰色反应火焰呈黄色的元素是Na，呈紫色的元素是K（通过兰色钴玻璃）。
B.状态：常温下，单质呈液态的非金属元素是Br；单质为白色蜡状固体的元素是P。
C.气味：有臭鸡蛋气味的非金属元素是S。
D.熔点：单质熔点最低的金属元素是Hg；熔点最高的金属元素是W。单质熔点最高的非金属元素是C。氢化物熔点最高的非金属元素是O。氧化物熔点最高的非金属元素是Si。
E.硬度：单质为天然物质中硬度最大的元素是C。
F.密度：单质最轻的金属元素是Li；单质最轻的非金属元素是H。
G.溶解性：气态氢化物最易溶于水的元素是N。
H.导电性：单质能导电的非金属元素是C；单质属于半导体材料的是Si。
②元素所形成的单质及化合物的化学特性
A.无正价、无含氧酸的元素是F；单质氧化性最强、其氢化物水溶液可雕刻玻璃的元素是F；气态氢化物稳定性最强的元素是F；最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素是Cl。
B.其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O（O₃层被称为人类和生物的保护伞）；气态氢化物与最低价氧化物能反应生成单质的是S。
C.气态氢化物与最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素是N；气态氢化物能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的元素是N；其中一种同素异形体在空气中能自燃的元素是P。
③元素性质递变规律
A.元素金属性强弱比较规律
I．依据元素周期表，同一周期中，从左到右，金属性逐渐减弱；同一主族中，由上到下，金属性逐渐增强。
II．依据最高价氧化物的水化物碱性强弱，碱性越强，金属性越强。
III．依据金属活动性顺序（极少数例外）。
IV．依据金属单质与酸或水反应的剧烈程度，反应越剧烈，金属性越强。
V．依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。
VI．依据原电池原理，原电池中作负极的金属比作正极的金属金属性强。
VII．依据电解原理，电解时，阴极上后析出的金属比先析出的金属金属性强。
B.元素非金属性强弱比较规律
I．依据元素周期表，同一周期中，从左到右，非金属性逐渐增强；同一主族中，由上到下，非金属性逐渐减弱。
II．依据最高价氧化物的水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强。
III．依据与H₂化合的难易，越容易化合，非金属性越强。
IV．依据其气态氢化物的稳定性，稳定性越强，非金属性越强。
V．依据非金属单质与盐溶液之间的置换反应。
C.微粒半径大小比较规律
I．同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如第3周期中：Na⁺>Mg²⁺>Al³⁺；同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如第3周期中：P^3->S^2->Cl^-。
II．同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第IA族中：Li<Na+<K+，同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第VIIA族中：F^-<Cl^-<Br^-。
III．阳离子半径总比相应原子半径小，如Na⁺<Na，阴离子半径总比相应原子半径大，如S^2->S。
IV．电子层结构相同的离子半径随原子序数的增大而减小，如S^2->Cl^->K⁺>Ca²⁺，O^2->F^->Na⁺>Mg²⁺>Al³⁺。
④元素的含量地壳中质量分数最大的元素是O，其次是Si；地壳中质量分数最大的金属元素是Al，其次是Fe；氢化物中氢元素质量分数最大的是C；所形成的有机化合物中种类最多的是C。
(3)解元素推断题的方法解答元素推断题，必须抓住原子结构和元素的有关性质，掌握元素周期表中主要规律，熟悉某些元素（短周期或前20号元素）的性质、存在和用途的特殊性，用分析推理法确定未知元素在周期表中的位置。对于有突破口的元素推断题，可利用题目暗示的突破口，联系其它条件，顺藤摸瓜，各个击破，推出结论。对无明显突破口的元素推断题，可利用题示条件的限定，逐渐缩小推求范围，并充分考虑各元素的相互关系予以推断。有时限制条件不足，则可进行讨论，得出合理结论，有时答案不止一组，只要能解释通都可以，若题目只要求一组，则选择自己最熟悉、最有把握的。有时需要运用直觉，大胆尝试、假设，再根据题给条件进行验证，也可推出。

共价键：

1．本质原子之间形成共用电子对(或电子云重叠)，使得电子出现在核间的概率增大。
2．特征
具有方向性与饱和性。
(1)共价键的饱和性一个原子中的一个未成对电子与另一个原子中的一个未成对电子配对成键后，一般来说就不能再与其他原子的未成对电子配对成键了，即每个原子所能形成共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的，这称为共价键的饱和性。
例如，氯原子中只有一个未成对电子，所以两个氯原子之间可以形成一个共价键，结合成氯分子，表示为氮原子中有三个未成对电子，两个氮原子之间能够以共价三键结合成氮分子，表示为一个氮原子也可与_二个氢原子以三个共价键结合成氨分子，表示为
(2)共价键的方向性
共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，这就是共价键的方向性。除s轨道是球形对称外，其他原子轨道都具有一定的空间分布。在形成共价键时，原子轨道重叠得越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固。
例如，硫原子的价电子排布是有两个未成对电子，如果它们分布在互相垂直的轨道中，那么当硫原子和氢原子结合生成硫化氢分子时，一个氢原子的1s轨道上的电子能与硫原子的轨道上的电子配对成键，另一个氢原子的1s轨道上的电子只能与硫原子的轨道上的电子配对成键。
说明：
①共价键的饱和性决定着各种原子形成分子时相互结合的数量关系。如一个氢分子只能由两个氢原子构成，一个水分子只能由两个氢原子和一个氧原子构成。
②共价键的方向性决定着分子的空间构型。
3．分类
(1)按成键原子是否相同或共用电子对是否偏移分

(2)按成键方式分


(3)按共用电子对数分

离子键和共价键：

 

定义：
使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。

成键元素：
活泼金属(或NH₄⁺)与活泼的非金属或酸根离子、OH^-

静电作用：
指静电吸引和静电排斥的作用

定义:

在化学反应中，一般是原子的最外层电子数目发生变化。为了简便起见，化学中常在元素符号周围用小黑点“· ”或小叉“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式。
(1)原子的电子式：H· 、Na· 、
(2)阳离子的电子式：不画出离子最外层电子数，元素右上角标出“n+”电荷字样：Na⁺、Al³⁺、Mg²⁺
(3)阴离子的电子式:要画出最外层电子数，用 “[  ]”括起来，右上角标出“n-”：、、
(4)离子化合物的电子式：由阴、阳离子的电子式组成，相同离子不能合并：
、
(5)共价化合物的电子式：画出离子最外层电子数：、
(6)用电子式表示物质形成的过程：
氯化氢的形成过程：
氯化镁的形成过程：

结构式:

共价键中的每一对共用电子用一根短线表示，未成键电子不写出，物质的电子式就变成了结构式。
例如:

书写电子式的常见错误:

 1．漏写未参与成键的电子,如：
2．化合物类型不清，漏写或多写“[]”及错写电荷数，如：
3．书写不规范，错写共用电子对如：N2的电子式为：，不能写成：，更不能写成：或。
4．不考虑原子间的结合顺序如：HClO的电子式为，而非。因氧原子需形成2对共用电子才能达到稳定结构，而H、 Cl各需形成1对共用电子就能达到稳定结构。
5．不考虑原子最外层有几个电子均写成8电子结构如：的电子式为，而非， 因中碳原子最外层应有6个电子(包括共用电子)，而非8个电子。
6．不清楚A如型离子化合物中两个B是分开写还是写一块如：中均为-l 价，Br^-、H^-已达到稳定结构，应分开写；C原子得一个电子，最外层有5个电子，需形成三对共用电子才能达到稳定结构，不能分开写；氧原子得一个电子，最外层有7个电子，需形成一对共用电子才能达到稳定结构，也不能分开写。它们的电子式分别为：