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。

金属晶体：

通过金属离子与自由电子间的较强作用(金属键)形成的单质晶体，熔沸点(除Hg外)高，导热性、延展性良好，易导电，硬度一般较大。
如：金属单质金属晶体原子堆积模型：
(1)简单立方堆积 (2)体心立方堆积 (3)六方最密堆积和面心立方最密堆积

晶体的基本类型与性质：

金属晶体的原子堆积模型：

电负性：

(1)键合电子、电负性的定义
元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4．0作为相对标准。
 
(4)电负性的变化规律
①随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
②同周期，从左到右，元素的电负性逐渐变大。
③同主族，从上到下，元素的电负性逐渐变小。

电负性的应用：

①判断元素的金属性和非金属性的强弱
金属的电负性一般小于1．8，非金属的电负性一般大于1．8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1．8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②判断元素化合价的正负
利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负：电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。
③判断化学键的类型
一般认为，如果成键原子所属元素的电负性差值大于 1．7，它们之间通常形成离子键；如果成键原子所属元素的电负性差值小于1．7，它们之间通常形成共价键。
④解释“对角线规则”
在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如右图所示)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。例如：硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔，含氧酸都是弱酸等。

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。