2017新课标高考化学选修3考点总结 10页

‎2017新课标高考化学选修3考点总结 选修三复习要点 ‎1、原子结构 ‎2、元素周期表和元素周期律 ‎3、共价键 ‎4、分子的空间构型 ‎5、分子的性质 ‎6、晶体的结构和性质 目录 （一）原子结构 2‎ 1、能层和能级 2‎ 2、构造原理 2‎ 3、电子云与原子轨道 3‎ 4、核外电子排布规律 3‎ （二）元素周期表和元素周期律 3‎ 1、元素周期表的结构 3‎ 2、元素周期律 4‎ （三）共价键 5‎ 1、共价键的成键本质： 5‎ 2、共价键类型： 5‎ 3、共价键的三个键参数 6‎ （四）分子的空间构型 6‎ 1、等电子原理 6‎ 2、价电子互斥理论： 6‎ 3、杂化轨道理论 7‎ （五）分子的性质 8‎ 1、分子间作用力（范德华力和氢键） 8‎ 2、极性分子和非极性分子 8‎ 3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性 9‎ （六）晶体的结构和性质 9‎ 1、四大晶体的比较 9‎ 2、典型晶体的结构特征 9‎ 10‎ ‎（一）原子结构 ‎1、能层和能级 ‎（1）能层和能级的划分 ‎    ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。‎ ‎    ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。‎ ‎    ③任一能层，能级数等于能层序数。‎ ‎④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。‎ ‎⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。‎ ‎（2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。‎ ‎2、构造原理 ‎（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。‎ ‎（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。‎ ‎（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np 10‎ ‎（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。‎ 根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。‎ ‎（5）基态和激发态 ‎①基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。‎ ‎②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。 ‎ ‎③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。‎ ‎3、电子云与原子轨道 ‎（1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。‎ ‎（2）原子轨道：不同能级上的电子出现 概率 约为90%的电子云空间轮廓图 称为原子轨道。s电子的原子轨道呈 球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。‎ ‎4、核外电子排布规律 ‎（1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。‎ ‎（2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。‎ ‎（3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。‎ ‎（4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空 、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。‎ 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。‎ 电子数 ‎（5）（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=ns能级电子数 ‎ ‎ ‎（二）元素周期表和元素周期律 ‎1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。‎ ‎（1）原子的电子层构型和周期的划分 10‎ 周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。‎ ‎（2）原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。‎ ‎（3）原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成 5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。‎ ‎2、元素周期律 元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。‎ ‎（1）同周期、同主族元素性质的递变规律 ‎ ‎ ‎ ‎ 同周期（左右）‎ 同主族（上下）‎ 原子结构 核电荷数 逐渐增大 增大 能层（电子层）数 相同 增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 ‎ ‎ 元素性质 化合价 最高正价由+1+7负价数=（8—族序数）‎ 最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势（注意反常点：ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族）‎ 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 ‎（2）微粒半径的比较方法 ‎①同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。‎ ‎②同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl ‎③同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大。如：Li Na+>Mg2+>Al3+‎ ‎（3）元素金属性强弱的判断方法 ‎ ‎ 金 属 性 比 较 本质 原子越易失电子，金属性越强。‎ ‎ ‎ 判 断 依 据 ‎1. 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强 ‎2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 ‎3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极上得电子的先后）‎ ‎4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 10‎ ‎5. 若xn++yx+ym+ 则y比x金属性强 ‎6. 原电池反应中负极的金属性强 ‎7. 与同种氧化剂反应，先反应的金属性强 ‎8. 失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强 ‎（4）非金属性强弱的判断方法 ‎ ‎ 非 金 属 性 比 较 本质 原子越易得电子，非金属性越强 判 断 方 法 ‎1. 与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ‎2. 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极上得电子的先后）‎ ‎3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强 ‎4. An-+BBm-+A 则B比A非金属性强 ‎5. 与同种还原剂反应，先反应的非金属性强 ‎6. 得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强 ‎ ‎ ‎（三）共价键 ‎1、共价键的成键本质：‎ 成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。‎ ‎2、共价键类型：‎ ‎（1）σ键和π键 ‎ ‎ σ键 π键 成键方向 沿键轴方向“头碰头”‎ 平行或“肩并肩”‎ 电子云形状 轴对称 镜像对称 牢固程度 强度大，不易断裂 强度小，易断裂 成键判断规律 单键是σ键；双键有一个是σ键，另一个是π键；三键中一个是σ键，另两个为π键。‎ ‎（2）极性键和非极性键 ‎ ‎ 非 极 性 键 极 性 键 定义 由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移 由不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对发生偏移 原子吸引电子能力 相同 不同 共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子一方 成键原子的电性判断依据 不显电性 显电性 举例 单质分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非极性键 气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根中都含有极性键 ‎（3）配位键：‎ 一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所形成的共价键。‎ 10‎ ‎①配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如：Cu（H2O）4SO4、Cu（NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（SCN） 3等。‎ ‎②配位化合物的组成：‎ ‎3、共价键的三个键参数 ‎ ‎ 概念 对分子的影响 键长 分子中两个成键原子核间距离（米）‎ 键长越短，化学键越强，形成的分子越稳定 键能 对于气态双原子分子AB，拆开1molA-B键所需的能量 键能越大，化学键越强，越牢固，形成的分子越稳定 键角 键与键之间的夹角 键角决定分子空间构型 ‎（1）键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分子的极性。‎ ‎（2）键能与反应热：反应热＝生成物键能总和－反应物键能总和 ‎ ‎ ‎（四）分子的空间构型 ‎1、等电子原理 原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，许多性质是相似的，此原理称为等电子原理。‎ ‎（1）等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。（等电子的推断常用转换法，如CO2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N—= N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2= NO2—）‎ ‎（2）等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似，空间构型相同，可运用来预测分子空间的构型和性质。‎ ‎2、价电子互斥理论：‎ ‎（1）价电子互斥理论的基本要点：ABn型分子（离子）中中心原子A周围的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数（n），价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。‎ ‎（2）ABn型分子价层电子对的计算方法：‎ 10‎ ‎①对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算，如：PCl5中 ‎②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为6；‎ ‎③离子的价电子对数计算 ‎     如：NH4+：；SO42- ：‎ ‎3、杂化轨道理论 ‎（1）杂化轨道理论的基本要点：‎ ‎①能量相近的原子轨道才能参与杂化。‎ ‎②杂化后的轨道一头大，一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠，形成σ键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定。‎ ‎③杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道。‎ ‎④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。‎ ‎（2）s、p杂化轨道和简单分子几何构型的关系 杂化类型 sp sp 2‎ sp 3‎ sp 3不等性杂化 轨道夹角 ‎180 o ‎120 o ‎109o28′‎ ‎ ‎ ‎ ‎ ‎ ‎ 中心原子位置 ⅡA，ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 中心原子孤对电子数 ‎0‎ ‎0‎ ‎0‎ ‎1‎ ‎2‎ ‎3‎ 分子几何构型 直线形 平面三角形 正四面体形 三角锥形 V字形 直线形 实例 BeCl2、Hg Cl2‎ BF3‎ CH4、SiCl4‎ NH3、PH3‎ H2O、H2S HCl ‎（3）杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成σ键或者用来容纳未参加成键的孤对电子。‎ ‎（4）中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，形成的是sp 2杂化；如果全部是单键，则形成的是sp 3杂化。‎ ‎4、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系 分子（离子）‎ 中心原子价电子对 杂化类型 VSEPR模型 分子空间构型 键角 分子的极性 CO2‎ ‎2‎ sp 直线 直线形 ‎180 o 非 SO2‎ ‎3‎ sp 2‎ 平面三角 V字形 ‎ ‎ 极 H2O、OF2、‎ ‎3‎ sp 3‎ 平面三角 V字形 ‎——‎ 极 HCN ‎2‎ sp 直线 直线形 ‎180 o 极 NH3‎ ‎4‎ sp 3‎ 正四面体 三角锥形 ‎107 o18′‎ 极 BF3、SO3‎ ‎3‎ sp 2‎ 平面三角 平面三角形 ‎120 o 非 H3O+‎ ‎4‎ sp 3‎ 正四面体 三角锥形 ‎107 o18′‎ ‎——‎ CH4、CCl4‎ ‎4‎ sp 3‎ 正四面体 正四面体形 ‎109o28′‎ 非 NH4+‎ ‎4‎ sp 3‎ 正四面体 正四面体形 ‎109o28′‎ 非 HCHO、COCl2‎ ‎3‎ sp 2‎ 平面三角 平面三角形 ‎——‎ 极 ‎ ‎ 10‎ ‎（五）分子的性质 ‎1、分子间作用力（范德华力和氢键）‎ ‎（1）分子间作用力和化学键的比较 ‎ ‎ 化学键 分子间作用力 概念 相邻原子间强烈的相互作用 分子间微弱的相互作用 范围 分子内或某些晶体内 分子间 能量 键能一般为120～800kJ·mol－1‎ 约几到几十 kJ·mol－1‎ 性质影响 主要影响物质的化学性质（稳定性）‎ 主要影响物质的物理性质（熔沸点）‎ ‎（2）范德华力与氢键的比较 ‎ ‎ 范德华力 氢键 概念 物质分子间存在的微弱相互作用 分子间（内）电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用 存在范围 分子间 分子中含有与H原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的F、O、N原子 强度比较 比化学键弱得多 比化学键弱得多，比范德华力稍强 影响因素 随分子极性和相对分子质量的增大而增大 ‎ ‎ 性质影响 随范德华力的增大，物质的熔沸点升高、溶解度增大 分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增大、水中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小 ‎2、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。‎ 10‎ ‎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 微粒间的静电作用 ‎ ‎ ‎ ‎ ‎ ‎ 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 10‎ 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。‎ 10‎