[!Note]

目的是考试前总结，因此部分不会考/不重要的略过了，重点放在分子极化上

分子的极性

两个原子电负性差值越大，键的极性一般越大

偶极矩

范德华力

1. 取向力：极性对极性
2. 诱导力：极性和非极性，极性之间
3. 色散力：极性之间、非极性之间、极性和非极性之间

次级键和氢键

次级键

氢键

氢键的形成条件：

1. 分子中有一个X-H键作为氢键给予体，X电负性较大，能够是氢原子带部分正电荷
2. 上述H原子附近有一个具有孤电子对、电负性较大、半径较小的 $Y$ 原子，或具有电子给予体性质的基团作为接受题

氢键的性质

1. 饱和性 每个 $X-H$ 键只能和一个 $Y$ 原子形成氢键。
2. 强度 $X, Y$ 的电负性越大，氢键越强，同时半径越小，形成的氢键越强。
3. 形成氢键时，化合物熔点、沸点显著升高。

[!Note]

分子间氢键和分子内氢键的影响不同，形成分子内氢键的物质其熔沸点反而小于只形成分子间氢键的物质

[!Caution]

有一道经典的题：为什么熔点 $HI > HF$ 而沸点 $HI < HF$？

答：$HF$ 熔化的时候分子间氢键断裂的不多，因此主要比较的是两种物质的范德华力大小，而因为 $HI$ 分子的半径更大，范德华力更强，所以熔点更大；而 $HF$ 分子间存在氢键，所以沸点更高，比 $HI$ 高。

[!Caution]

相似相溶，而有氢键的物质易溶于水

离子晶体和离子键

离子键的性质

离子键没有方向性和饱和性

离子型化合物的区分

一般把元素电负性差值大于 $1.7$ 的化合物称为离子型化合物，小于的主要形成共价键

晶格能

定义：在标准状态下将 $1mol$ 离子型晶体拆散为 $1mol$ 气态阳离子和 $1mol$ 气态阴离子所需要的能量，符号为 $U$，单位为 $kJ \cdot mol^-1$

晶格能的计算通过玻恩-哈伯循环计算，具体见书

离子的性质

1. 电荷 电荷数越高，晶格能越大，离子键越强，离子化合物的熔点和沸点越高
2. 离子的电子构型 按照外层有 $x$ 个电子来决定 电子构型可以用来区分很多的性质，比如极化作用，比如配位化合物稳定性的因素
3. 离子半径

离子极化（※※※）

（阳）离子的极化

1. 电荷数高的阳离子极化能力强
2. 电荷数相等，价层电子构型相同，那么半径小的离子极化能力更强
3. $18$ 或 $18 + 2$ 电子构型的离子 > $9 - 17$ 构型的离子 > $8$ 电子构型的离子

（阴）离子的变形性

1. 价层电子构型相同的离子，随负电荷数的减小和正电荷数的增加而变形性减小
2. 价层电子构型相同的离子，电子层越多、离子半径越大、变形性越大
3. 电子构型越大变形性越高（半径相近电荷数相同）
4. 复杂阴离子变形性不大，而且中心离子氧化数越高变形性越小，典型例子：$SO_4^{2=} > SO_3^{2-}$
5. 最容易的是体积大的阴离子

相互极化作用

1. $18, 18 + 2$ 电子构型的阳离子容易变形，容易引起相互极化
2. 同族自上而下 $18$ 电子构型的阳离子附加极化作用递增
3. 在 $1$ 的基础上，阴离子的变形性越大，相互极化作用越强

反极化作用

例：$HNO_3 > HNO_2$

反例：$Na_2CO_3 > NaHCO_3$

离子极化的影响

1. 增大共价键的比例
2. （极化作用越强）颜色越深/颜色影响越大、熔沸点越低、溶解度越低

[!Note]

并不认为共价键就一定比离子键强

3. （极化作用越强）分解温度越低/越不稳定
4. 高价含氧酸及其盐比相关低价含氧酸及其盐稳定

[!Caution]

离子极化概念一般只适用于对同系列化合物作定性比较

金属晶体紧密堆积结构

1. 六方

• 占据率：$74.05\%$
• 所属金属：$Sc,Y,La,Ti,Zr,HF,Zn,Cd,Be,Mg$

1. 立方

• 占据率：$74.05\%$
• 所属金属：$Ca, Sr, Cu, Ag, Au, Ni, Pd, Pt, Al, Pb$

1. 体心

• 占据率：$68.02\%$
• 所属金属：$Li, Na, K, Rb, Ca, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Fe$

[!Tip]

金刚石并非最密堆积方式