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内容举例： 极性分子和非极性分子
（1）极性分子和非极性分子
<1>非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：①只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等；②只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；③极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CH≡CH、 。
<2>极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：①不同元素的双原子分子如：HCl，HF等。②折线型分子，如H2O、H2S等。③三角锥形分子如NH3等。
（2）共价键的极性和分子极 性的关系：
两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身；两者研究的方向不同，键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀。非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键，C2H6、C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中，一定含有极性键，可能含有非极性键，如HCl、H2S、H2Ｏ2等。
（3）分子极性的判断方法
①单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如He、Ne等。
②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HCl、HBr等；若含非极性键，就是非极性分子，如O2、I2等。
③以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的 极性。若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH4等。若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、SO2等。
④根据ABn的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。（或A是否达最高价）
（4）相似相溶原理
①相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。
②相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。
③如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。
3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性
（1）手性分子
①手性分子：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体（又称对映异构体、光学异构体）。含有手性异构体的分子叫做手性分子。
②手性分子的判断方法：判断一种有机物是否具有手性异构体，可以看其含有的碳原子是否连有四个不同的原子或原子团，符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必须是饱和碳原子，饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同。
（2）无机含氧酸分子的酸性
①酸的元数=酸中羟基上的氢原子数，不一定等于酸中的氢原子数（有的酸中有些氢原子不是连在氧原子上）
②含氧酸可表示为：（HO）mROn,酸的强度与酸中的非羟基氧原子数n有关，n越大，酸性越强。
n=0 弱酸 n=1 中强酸 n=2强酸 n=3 超强酸（六）晶体的结构和性质类型
比较
离子晶体
原子晶体
分子晶体
金属晶体
构成晶体微粒 阴、阳离子 原子 分子 金属阳离子、自由电子
形成晶体作用力 离子键 共价键 范德华力 微粒间的
物理性质
熔沸点 较高 很高 低 有高、有低硬度 硬而脆 大 小 有高、有低导电性 不良（熔融或水溶液中导电） 绝缘、半导体 不良 良导体传热性 不良 不良 不良 良延展性 不良 不良 不良 良溶解性 易溶于极性溶剂，难溶于有机溶剂 不溶于任何溶剂 极性分子易溶于极性溶剂；非极性分子易溶于非极性溶剂中 一般不溶于溶剂，钠等可
与水、醇类、酸类反应
典型实例 NaOH、NaCl 金刚石 P4、干冰、硫 钠、铝、铁
1、四大晶体的比较
2、典型晶体的结构特征
（1）NaCl
属于离子晶体。晶胞中每个Na+周围吸引着6个Cl－，这些Cl－构成的几何图形是正八面体，每个Cl－周围吸引着6个Na+，Na+、Cl－个数比为1：1，每个Na+与12个Na+等距离相邻，每个氯化钠晶胞含有4个Na+和4个Cl－。
（2）CsCl
属于离子晶体。晶胞中每个Cl—（或Cs+）周围与之最接近且距离相等的Cs+（或Cl—）共有8个，这几个Cs+（或Cl—）在空间构成的几何构型为立方体，在每个Cs+周围距离相等且最近的Cs+共有6个，这几个Cs+在空间构成的几何构型为正八面体，一个氯化铯晶胞含有1个Cs+和1个Cl— 。
（3）金刚石（空间网状结构）
属于原子晶体。晶体中每个C原子和4个C原子形成4个共价键,成为正四面体结构，C原子与碳碳键个数比为1：2，最小环由6个C原子组成，每个C原子被12个最小环所共用；每个最小环含有1/2个C原子。
（4）SiO2
属于原子晶体。晶体中每个Si原子周围吸引着4个O原子，每个O原子周围吸引着2个Si原子，Si、O原子个数比为1：2，Si原子与Si—O键个数比为1：4，O原子与Si—O键个数比为1：2，最小环由12个原子组成。
（5）干冰
属于分子晶体。晶胞中每个CO2分子周围最近且等距离的CO2有12个。1个晶胞中含有4个CO2。
（6）石墨
属于过渡性晶体。是分层的平面网状结构，层内C原子以共价键与周围的3个C原子结合，层间为范德华力。晶体中每个C原子被3个六边形共用,平均每个环占有2个碳原子。晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2：3。
（7）金属晶体
金属Po（钋）中金属原子堆积方式是简单立方堆积，原子的配位数为6，一个晶胞中含有1个原子。金属Na、K、Cr、Mo（钼）、W等中金属原子堆积方式是体心立方堆积，原子的配位数为8，一个晶胞中含有2个原子。金属Mg、Zn、Ti等中金属原子堆积方式是六方堆积，原子的配位数为12，一个晶胞中含有2个原子。金属Au、Ag、Cu、Al等中金属原子堆积方式是面心立方堆积，原子的配位数为12，一个晶胞中含有4个原子。
3、物质熔沸点高低的判断
（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体
（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用力大，则熔沸点高，反之则小。
①离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小（或阴、阳离子半径之和越小的），键能越强的，熔、沸点就越高。如NaCl、NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸点依次降低。离子所带电荷大的熔点较高。如：MgO熔点高于NaCl。
②分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中，式量大的，分子间作用力就大，熔点也高。如：F2、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均随式量增大。熔、沸点升高。但结构相似的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。
③原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大的，熔点就高。如金刚石、金刚砂（碳化硅）、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。
④金属晶体：在元素周期表中，主族数越大，金属原子半径越小，其熔、沸点也就越高。如ⅢA的Al，ⅡA的Mg，IA的Na，熔、沸点就依次降低。而在同一主族中，金属原子半径越小的，其熔沸点越高。
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