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。

分子的构型与杂化类型的关系：

用价层电子对互斥理论确定分子或离子的VSEPR模型和立体构型的方法:

首先计算分子或离子中的中心原子的键电子对数和孤电子对数，相加便得到中心原子的价层电子对数。然后由价层电子对的相互排斥，便得到含有孤电子对的VSEPR模型，再略去VSEPR模型中的中心原子的孤电子对，便可得到分子的立体构型。
1．价层电子对数的确定方法
(1)键电子对数：由分子式确定，中心原子形成的键的数目就是键电子对数。如分子中的中心原子分别有2、3、4对键电子对。
(2)孤电子对数
①分子中的中心原子上的孤电子对数式中a为中心原子的价电子数(主族元素原子的价电子就是最外层电子)；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数 (氢为l，其他原子等于“8一该原子的价电子数”)。
以为例，a均为6，x分别为2和3，b均为2(氧原子最多能接受的电子数为2)，则分别为1和0，即SO2的中心原子上的孤电子对数为l， SO3的中心原子上没有孤电子对。
②对于阳离子，a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数；对于阴离子，a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数(绝对值)。x和b的计算方法及计算公式[中心原子上的孤电子对数=]均不变。

2．确定分子(或离子)的VSEPR模型
根据价层电子对数和价层电子对的相互排斥，可得出分子或离子的VSEPR模型，其关系如下表。

3．确定分子(或离子)的立体构型略去VSEPR模型中的中心原子上的孤电子对，便可得到分子或离子的立体构型，如上表。
(1)分子或离子中的价层电子对数分别为2、3、4，则其VSEPR模型分别为直线形、平面三角形、正四面体形或四面体形。如果价层电子对数为5，则为三角双锥形；如果为6，则为正八面体形或八面体形。
(2)如果中心原子的孤电子对数为0，则VSEPR模型(及名称)和分子或离子的立体构型(及名称)是一致的；若孤电子对数不为0，则二者不一致。

晶胞：

1．定义描述晶体结构的基本单元叫做晶胞。
2．结构一般来说，晶胞为平行六面体，晶胞只是晶体微观空间里的一个基本单元，在它的上、下、左、右、前、后无隙并置地排列着无数晶胞，而且所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。“无隙”是指相邻晶胞之间没有任何间隙，“并置”是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。

晶胞中微粒数目的确定：

计算晶胞中微粒数目的常用方法是均摊法。均摊法是指每个晶胞平均拥有的粒子数目。如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有属于这个晶胞。
(1)长方体(或正方体)形晶胞中不同位置的粒子数的计算。
①处于顶点的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞。
②处于棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞。
③处于面上的粒子，同时为2个晶胞所共有。每个粒子有属于该晶胞。
④处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞。
(2)非平行六面体形晶胞中粒子数目的计算同样可用均摊法，其关键仍然是确定一个粒子为几个晶胞所共有。例如，石墨晶胞每一层内碳原子排成许多个六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为，那么每一个六边形实际有6×=2个碳原子。
(3)在六棱柱晶胞(如图所示 MgB2的晶胞)中，顶点上的原子为6 个晶胞(同层3个，上层或下层3个) 共有，面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12×+2×=3，硼原子个数为6。

特别提醒：在晶胞中微粒个数的计算过程中，不要形成思维定式，不同形状的晶胞应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞共用，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心上的原子依次被6、3、4、2 个晶胞共用。

有关晶胞密度的计算步骤：

①根据“分摊法”算出每个晶胞实际含有各类原子的个数，计算出晶胞的质量m：
②根据边长计算晶胞的体积V：
③根据进行计算，得出结果。

电离能：

(1)概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
(2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的原子在气态时失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，在气态时原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，在气态时原子越难失去一个电子。
(3)电离能的变化规律
①随核电荷数递增，元素的第一电离能呈周期性变化。
②同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，原子核对外层电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失电子，因此元素的第一电离能呈增大的趋势。同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。
③同一主族，从上到下，随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越易失电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。注意通常ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA 族元素、VA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素。这是由于ⅡA、VA族元素原子的价电子排布分别为 是较稳定的全充满或半充满状态，因而失去电子所需的能量较高。

等电子原理：

1．等电子原理等电子体具有相似的化学键特征，它们的结构相似，物理性质相近，此原理称为等电子原理。例如，CO和N2的熔沸点、溶解性、分子解离能等都非常相近。
2．等电子粒子电子数相同的粒子(原子、分子、离子)称为等电子粒子。
常见的等电子粒子：


⑥核外电子总数及质子数均相等的粒子：

3．等电子体
(1)原子总数相同、价电子总数相同的粒子互称为等电子体。如N2与CO是等电子体，但N2与C2H2不是等电子体；O2与SO2是等电子体。
(2)常见的等电子体
 
4．等电子原理的应用
(1)利用等电子原理可以较快判断一些分子或离子的构型，如的空间构型分别是三角锥形和正四面体形。
(2)在制造新材料方面有重要应用。如晶体硅、锗是良好的半导体材料，它们的等电子体磷化铝(AIP)、砷化镓(GaAs)也都是良好的半导体材料。，

常见分子的立体结构：

共价键的分类：
 
(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

氢键：

(1)概念：已经与电负性很大的原子(如N、O、F) 形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子(如 N、O、F)之问的作用力。如水分子问的氢键如下图所示。

(2)表示方法：A—H…B一(A、B为N、O、F“一” 表示共价键，“…”表示形成的氢键)。
(3)分类
(4)属性：氢键不属于化学键，它属于一一种较强的分子间作用力，其作用能大小介于范德华力和化学键之间。
(5)对物质性质的影响
①氢键对物质熔、沸点的影响。分子问存在氧键时，破坏分子问的氢键，需要消耗更多的能量，所以存在氢键的物质具有较高的熔点和沸点。
例如：氮族、氧族、卤素中的N、O、F的氧化物的熔、沸点的反常现象。

②氢键对物质溶解度的影响：氢键的存在使物质的溶解性增大。例如：NH3极易溶解于水，主要是由于氨分子和水分子之问形成了氢键，彼此互相缔合，因而加大了溶解。再如乙醇、低级醛易溶于水，也是因为它们能与水分子形成氢键。
③氢键的存在会引起密度的变化。水结冰时体积膨胀、密度减小的反常现象也可用氢键解释：在水蒸气中水以单个的水分子形式存在；在液态水中，通常是几个水分子通过氢键结合，形成(H2O)n小集团；在固态水(冰)中，水分子大范围地以氢键互相连接，成为疏松的晶体，因此在冰的结构中有许多空隙，造成体积膨胀，密度减小。
④分子内氢键与分子间氢键对物质性质的不同影响：氢键既可以存在于分子内部的原子之间，也可以存在于分子间的原子之间，只不过这两种情况对物质性质的影响程度是不一样的。例如，邻羟基苯甲醛存在分子内氢键：熔点为2℃，沸点为196． 5℃；对羟基苯甲醛存在分子间氢键：熔点为 115℃，沸点为250℃。由此可见，分子间氢键使物质的熔、沸点更高。
6)存在：水、醇、羧酸、酰胺、氨基酸、蛋白质、结晶水合物等物质中都能存在；生命体中许多大分子内也存在氢键，如氢键是蛋白质具有生物活性的高级结构的重要原因，DNA双螺旋的两个螺旋链也是以氢键相互结合的。