元素周期律熔沸点比较
金属熔沸点比较
金属熔沸点比较
金属的熔沸点高低比较，需要考虑多个因素，包括金属的种类、晶体结构、原子间相互作用力等。
以下是一些常见金属熔沸点的比较：
1.同周期金属单质，从左到右（如Na、Mg、Al）熔沸点升高。
这是因为随着原
子序数的增加，金属原子的半径减小，原子间的相互作用力增强，导致熔沸点升高。
2.同主族金属单质，从上到下（如碱金属）熔沸点降低。
这是因为随着原子序数
的增加，金属原子的半径增大，原子间的相互作用力减弱，导致熔沸点降低。
3.合金的熔沸点比其各成分金属的熔沸点低。
这是因为合金中的不同金属原子之
间的相互作用力不同于纯金属，导致熔沸点降低。
4.不同金属单质的熔沸点差别很大。
例如，汞常温为液体，熔点很低（-38.9℃），
而铁等金属熔点很高（1535℃）。
这主要是因为不同金属的晶体结构、原子间相互作用力等因素不同。
突破01 文字说理题之熔、沸点比较-备战2021年高考化学《物质结构与性质》逐空突破系列
《物质结构与性质》文字说理题之熔、沸点比较【方法和规律】1、不同类型晶体熔、沸点的比较(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体(2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如：钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低2、同种晶体类型熔、沸点的比较：比较晶体内微粒之间相互作用力的大小(1)原子晶体：看共价键的强弱，取决于键长，即：成键原子半径大小规律：原子半径越小―→键长越短―→键能越大―→熔沸点越高如：金刚石、金刚砂(碳化硅)、晶体硅的熔、沸点逐渐降低(2)离子晶体：看离子键的强弱，取决于阴、阳离子半径大小和所带电荷数规律：衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。
晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，离子间的作用力就越强，离子晶体的熔、沸点就越高如：熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。
晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大(3)分子晶体：分子间作用力(一般先氢键后范德华力最后分子的极性)规律：①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高，如：H2O>H2Te>H2Se②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如：SnH4>GeH4>SiH4>CH4③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如：CO>N2④在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如：正戊烷>异戊烷>新戊烷(4)金属晶体：看金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数，即：金属原子的价电子数规律：金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高如：熔、沸点：Na<Mg<Al【例题精讲】不同类晶体熔沸点比较答题策略不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体答题模板×××为×××晶体，而×××晶体1 金刚石的熔点比NaCl高，原因是：金刚石是原子晶体，而NaCl是离子晶体2 SiO2的熔点比CO2高，原因是：SiO2是原子晶体，CO2而是分子晶体3Na的氯化物的熔点比Si的氯化物的熔点高，理由是：NaCl为离子晶体而SiCl4为分子晶体分子晶体答题策略一般先氢键后范德华力最后分子的极性答题模板同为分子晶体，×××存在氢键，而×××仅存在较弱的范德华力同为分子晶体，×××的相对分子质量大，范德华力强，熔、沸点高同为分子晶体，两者的相对分子质量相同(或相近)，×××的极性大，熔、沸点高同为分子晶体，×××形成分子间氢键，而×××形成的则是分子内氢键，形成分子间氢键会使熔、沸点增大4 NH3的沸点比PH3高，原因是：同为分子晶体，NH3分子间存在较强的氢键，而PH3分子间仅有较弱的范德华力5 CO2比CS2的熔沸点低，其理由是：同为分子晶体，CS2的相对分子质量大，范德华力强，熔沸点高6 CO比N2的熔沸点高，其理由是：同为分子晶体，两者相对分子质量相同，CO的极性大，熔沸点高7 的沸点比高，原因是：形成分子内氢键，而形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大原子晶体答题策略看共价键的强弱，取决于键长；即：成键原子半径大小答题模板同为原子晶体，×××晶体的键长短，键能大，熔沸点高8Si单质比化合物SiC的熔点低，理由是：晶体硅与SiC均属于原子晶体，晶体硅中的Si—Si比SiC中Si—C的键长长，故键能也低，所以SiC熔点低离子晶体答题策略看离子键(或晶格能)的强弱，取决于阴、阳离子半径的大小和电荷数答题模板阴、阳离子电荷数相等，则看阴、阳离子半径：同为离子晶体，R n－(或M n+)半径小于X n－(或N n+)，故×××晶体晶格能大(离子键强)，熔沸点高阴离子(或阳离子)电荷数不相等，阴离子半径(或阳离子半径)不相同：同为离子晶体，R n－(或M n+)半径小于X m－(或N m+)，R n－(或M n+)电荷数大于X m－(或N m+)，故×××晶体晶格能大(或离子键强)，熔沸点高9 ZnO和ZnS的晶体结构相似，熔点较高的是ZnO，理由是：同属于离子晶体，O2－半径小于S2－，故ZnO晶格能大(或离子键强)，熔点高10 FeO的熔点小于Fe2O3的熔点，原因是：同为离子晶体，Fe2+半径比Fe3+大，所带电荷数也小于Fe3+，FeO的晶格能比Fe2O3小金属晶体答题策略看金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数，即：金属原子的价电子数答题模板阳离子电荷数相等，则看阳离子的半径：同主族金属元素同为金属晶体，M n+半径小于N n+，故M晶体的金属键强，熔、沸点高阳离子电荷数不相等，阳离子半径也不相等：同周期金属元素同为金属晶体，M m+半径小于N n+，M m+电荷数大于N n+，故M晶体的金属键强，熔、沸点高11 K的熔沸点小于Na，原因是：同为金属晶体，K+的半径大于Na+，故金属键Na的强，熔沸点也高12 Mg的熔沸点小于Al，原因是：同为金属晶体，Mg2+的半径大于Al3+，Mg2+的阳离子所带的电荷数小于Al3+，故金属键Al的强，熔沸点也高1、[2019·全国卷Ⅰ·节选]一些氧化物的熔点如表所示：氧化物Li2O MgO P4O6SO2熔点/°C 1570 2800 23.8 −75.5________________________________________________________________________2、[2019·全国卷Ⅱ·节选]AsH3沸点比NH3的________(填“高”或“低”)，其判断理由是____________________3、[2019·全国卷Ⅲ·节选]苯胺()的晶体类型是____________。
元素周期律 熔沸点比较
所以
第一主族的碱金属熔沸点是由金属键键能决定，在所带电荷相同的情况下，原子半径越小，金属键键能越大，所以碱金属的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次降低。
第七主族的卤素，其单质是分子晶体，故熔沸点由分子间作用力决定，在分子构成相似的情况下，相对分子质量越大，分子间作用力也越大，所以卤素的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次升高。
用这样的方法去判断同主族元素的熔沸点递变规律就行了，因为理解才是最重要的。
同周期的话，不太好说了。
通常会比较同一类型的元素单质熔沸点，比如说比较Na、Mg、Al的熔沸点，则由金属键键能决定，Al所带电荷最多，原子半径最小，所以金属键最强，故熔沸点是：Na<Mg<Al。
非金属元素
一般不会比较它们单质之间的熔沸点，一般比较他们的氢化物的熔沸点。
比较时要注意CH4、NH3、H2O、HF他们的分子间除分子间作用力外，还有氢键，所以同主族氢化物熔沸点他们是最高的，其余的按分子间作用力大小排列。
如氧族元素氢化物的熔沸点是：
H2O>H2Te>H2Se>H2S；卤素：HF>HI>HBr>HCl。
同周期比较的话，是从左至右熔沸点依次升高，因为气态氢化物的热稳定性是这样递变的。
另外有时还要注意物质的类型，比如让你比较金刚石、钙、氯化氢的熔沸点，只要知道金刚石是原子晶体，熔沸点最高，其次是金属钙，最后是分子晶体氯化氢。
还有原子晶体的：比较金刚石、晶体硅、碳化硅的熔沸点，那就要看共价键了，原子半径越小，共价键键能越大，故熔沸点：金刚石>碳化硅>晶体硅。
1/ 1。
高一化学熔沸点大小比较规律总结
⼀、从晶体类型看
1)⼀般原⼦晶体，离⼦晶体、⾦属晶体次之，分⼦晶体最⼩。
2)原⼦晶体中：原⼦半径⼩、键短、键能⼤熔沸点⾼，如C-C、C-SI SI-SI
3)离⼦晶体中：原⼦半径⼩、离⼦电荷⾼、键能⼤熔沸点⾼，如NaF>NaCI>NaBr>NaI 如MgCI2>NaCI 如X+CI2=XCI2+Q1
Y+CI2=YCI2+Q2 Q1>Q2键能XCI2>YCI2 4)⾦属晶体中：原⼦半径⼩、⾦属性弱、价电⼦多熔沸点⾼，如锂>钠>钾>铷>铯如铝>镁>钠 5)分⼦晶体中：结构组成相似的，分⼦量⼤熔沸点⾼，如C1-4⽓C5-16液C16以上固如F2
如：烃
6)存在氢键的⼀般熔沸点⾼，如HF>HI>HBr>HCI如H2O>H2Te>H2Se>H2S 注意:分⼦间形成氢键,熔沸点反⽽低。
如邻羟基苯甲酸。
⼆、从状态上看：常温下固态>液态>⽓态如I2 >H2O>HCI
三、从结构上看：直链的、排列紧密的熔沸点⾼，如:正丁烷>异丁烷。
高考化学溶沸点比较
主要方法有如下几种（1）由周期表看主族单质的熔、沸点同一主族单质的熔点基本上是越向下金属熔点渐低；而非金属单质熔点、沸点渐高。
但碳族元素特殊，即C，Si，Ge，Sn越向下，熔点越低，与金属族相似。
还有ⅢA族的镓熔点比铟、铊低，ⅣA族的锡熔点比铅低。
（2）同周期中的几个区域的熔点规律①高熔点单质 C，Si，B三角形小区域，因其为原子晶体，熔点高。
金刚石和石墨的熔点最高大于3550℃，金属元素的高熔点区在过渡元素的中部和中下部，其最高熔点为钨（3410℃）。
②低熔点单质非金属低熔点单质集中于周期表的右和右上方，另有IA的氢气。
其中稀有气体熔、沸点均为同周期的最低者，而氦是熔点（－272.2℃，26×105Pa）、沸点（268.9℃）最低。
Bi，呈三角（3熔点：金刚石>①②呈固态。
（4①②③晶体的颗粒很小，肉眼观察不到它的几何形状，但仍是晶体，例如白沙糖，很小很小的颗粒，但它是分子晶体，我们常用的食盐，晶体颗粒很小，但它是离子晶体。
还要指明的是有些物质在常温常压下是气体，一但隆温到它成固体时它是晶体了,例如二氧化碳就是这样，它是分子晶体原子晶体：1.相邻原子之间通过强烈的共价键结合而成的空间网状结构的晶体叫做原子晶体。
2.在原子晶体这类晶体中，晶格上的质点是原子，而原子间是通过共价键结合在一起，这种晶体称为原子晶体。
如金刚石晶体，单质硅，SiO2，碳化硅等均为原子晶体。
3.规律：原子晶体熔沸点的高低与共价键的强弱有关。
一般来说，半径越小形成共价键的键长越短，键能就越大，晶体的熔沸点也就越高。
例如：金刚石（C－C）>二氧化硅（Si－O）>碳化硅（Si－C）晶体硅（Si－Si））金刚石、硅晶体、SiO2、SiC离子晶体：由正、负离子或正、负离子集团按一定比例通过离子键结合形成的晶体称作离子晶体。
离子晶体一般硬而脆，具有较高的熔沸点，熔融或溶解时可以导电。
如强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)2）、活泼金属氧化物（Na2O、MgO、Na2O2）、大多数盐类（BeCl₂、Pb(Ac)₂等除外）都是离子晶体。
元素周期表熔点变化规律
元素周期表熔点变化规律熔点是指物质从固态转化为液态的温度。
在元素周期表中，不同元素的熔点存在着一定的变化规律。
这种规律的理解对于我们理解元素的性质和应用具有很重要的意义。
因此，本文将从不同角度来探讨元素周期表熔点变化规律，并分析其背后的原因。
一、周期表中熔点的变化规律在周期表中，元素的熔点从左到右、从上到下都存在着一定的规律。
首先我们来看横向的规律变化。
1.从左到右的变化规律从周期表中我们可以看出，从左到右，元素的熔点呈现出逐渐增加的趋势。
这是因为在周期表的横向排列中，原子序数是逐渐增加的。
原子序数的增加意味着电子层的逐渐增加，而在原子内部的电子排列结构决定着元素的化学性质。
由于电子层的增加会增加原子的律动能量，从而形成更紧密的结构，使得相互间的作用力增大，这导致了熔点的升高。
2.从上到下的变化规律另一方面，我们来看周期表中从上到下的变化规律。
从上到下，元素的熔点呈现出逐渐降低的趋势。
这是因为从上到下，电子层数逐渐增加，原子大小逐渐增加，从而形成了原子间的作用力减小的趋势。
因此，元素的熔点也随之逐渐降低。
以上是周期表中熔点变化的横向规律。
接下来，我们来看周期表中熔点变化的纵向规律。
二、周期表中熔点的纵向变化规律从周期表来看，不同族的元素呈现出不同的纵向熔点变化规律。
1.主族元素的纵向变化规律在主族元素中，熔点随着周期数的增加呈现出逐渐增加的趋势。
这是因为随着周期数的增加，电子层的数目逐渐增多，原子的大小逐渐变大，电子核吸引力逐渐减小，使得熔点呈现出逐渐增加的趋势。
2.过渡金属元素的纵向变化规律在过渡金属元素中，熔点的纵向变化规律并不明显。
这是因为在过渡金属元素中，由于原子的外层电子不断加入，原子大小并不一直逐渐变大，因此熔点的纵向变化规律并不明显。
3.稀土金属元素的纵向变化规律在稀土金属元素中，熔点的纵向变化规律与主族元素相似，熔点随着周期数的增加呈现出逐渐增加的趋势。
这是因为稀土金属元素的电子排布比较特殊，而且由于稀土金属元素的外层电子数不断增加，原子大小也逐渐变大，使得熔点呈现出逐渐增加的趋势。
高中化学物质熔沸点高低的判断;
高中化学熔沸点的比较根据物质在相同条件下的状态不同1.一般熔、沸点：固＞液＞气，如：碘单质>汞>CO22. 由周期表看主族单质的熔、沸点同一主族单质的熔点基本上是越向下金属熔点渐低；而非金属单质熔点、沸点渐高。
但碳族元素特殊，即C，Si，Ge，Sn越向下，熔点越低，与金属族相似；还有ⅢA族的镓熔点比铟、铊低；ⅣA族的锡熔点比铅低。
3. 从晶体类型看熔、沸点规律晶体纯物质有固定熔点；不纯物质凝固点与成分有关（凝固点不固定）。
非晶体物质，如玻璃、水泥、石蜡、塑料等，受热变软，渐变流动性（软化过程）直至液体，没有熔点。
①原子晶体的熔、沸点高于离子晶体，又高于分子晶体。
在原子晶体中成键元素之间共价键越短的键能越大，则熔点越高。
判断时可由原子半径推导出键长、键能再比较。
如键长：金刚石（C—C）＞碳化硅（Si—C）＞晶体硅（Si—Si）。
熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅②在离子晶体中，化学式与结构相似时，阴阳离子半径之和越小，离子键越强，熔沸点越高。
反之越低。
如KF＞KCl＞KBr＞KI，ca*＞KCl。
③分子晶体的熔沸点由分子间作用力而定，分子晶体分子间作用力越大物质的熔沸点越高，反之越低。
（具有氢键的分子晶体，熔沸点反常地高，如：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S）。
对于分子晶体而言又与极性大小有关，其判断思路大体是：ⅰ组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物质的熔沸点越高。
如：CH4＜SiH4＜GeH4＜SnH4。
ⅱ组成和结构不相似的物质（相对分子质量相近），分子极性越大，其熔沸点就越高。
如： CO＞N2，CH3OH＞CH3—CH3。
ⅲ在高级脂肪酸形成的油脂中，不饱和程度越大，熔沸点越低。
如： C17H35COOH（硬脂酸）＞C17H33COOH（油酸）；ⅳ烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物一般随着分子里碳原子数增加，熔沸点升高，如C2H6＞CH4，C2H5Cl＞CH3Cl，CH3COOH＞HCOOH。
化学元素周期表熔沸点规律总结
化学元素周期表熔沸点规律总结
高中化学元素周期表熔沸点规律是怎样的？因为熔沸点递变在周期表中并不是完全有规律的,所以希望不要一味追求结论,理解才是最重要的,一旦理
解了判断的原理,元素周期表自然就掌握好了。
元素周期表中熔沸点有什幺规律
首先，判断元素单质的熔沸点要先判断其单质的晶体类型，晶体类型不同，决定其熔沸点的作用也不同。
金属的熔沸点由金属键键能大小决定；分子晶体由分子间作用力的大小决定；离子晶体由离子键键能的大小决定；原子晶体由共价键键能的大小决定。
所以第一主族的碱金属熔沸点是由金属键键能决定，在所带电荷相同的情
况下，原子半径越小，金属键键能越大，所以碱金属的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次降低。
第七主族的卤素，其单质是分子晶体，故熔沸点由分子间作用力决定，在分子构成相似的情况下，相对分子质量越大，分子间作用力也越大，所以卤素的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次升高。
用这样的方法去判断同主族元素的熔沸点递变规律就行了，因为理解才是最重要的。
同周期的话，不太好说了。
通常会比较同一类型的元素单质熔沸点，比如
说比较na、mg、al的熔沸点，则由金属键键能决定，al所带电荷最多，原子
半径最小，所以金属键最强，故熔沸点是：nah2se>h2s；卤素：
hf>hi>hbr>hcl。
同周期比较的话，是从左至右熔沸点依次升高，因为气态氢
化物的热稳定性是这样递变另外有时还要注意物质的类型，比如让你比较金刚石、钙、氯化氢的熔沸点，只要知道金刚石是原子晶体，熔沸点最高，其。
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首先，判断元素单质的熔沸点要先判断其单质的晶体类型，晶体类型不同，决定其熔沸点的作用也不同。
金属的熔沸点由金属键键能大小决定；分子晶体由分子间作用力的大小决定；离子晶体由离子键键能的大小决定；原子晶体由共价键键能的大小决定。
所以
第一主族的碱金属熔沸点是由金属键键能决定，在所带电荷相同的情况下，原子半径越小，金属键键能越大，所以碱金属的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次降低。
第七主族的卤素，其单质是分子晶体，故熔沸点由分子间作用力决定，在分子构成相似的情况下，相对分子质量越大，分子间作用力也越大，所以卤素的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次升高。
用这样的方法去判断同主族元素的熔沸点递变规律就行了，因为理解才是最重要的。
同周期的话，不太好说了。
通常会比较同一类型的元素单质熔沸点，比如说比较Na、Mg、Al的熔沸点，则由金属键键能决定，Al所带电荷最多，原子半径最小，所以金属键最强，故熔沸点是：Na<Mg<Al。
非金属元素
一般不会比较它们单质之间的熔沸点，一般比较他们的氢化物的熔沸点。
比较时要注意CH4、NH3、H2O、HF他们的分子间除分子间作用力外，还有氢键，所以同主族氢化物熔沸点他们是最高的，其余的按分子间作用力大小排列。
如氧族元素氢化物的熔沸点是：
H2O>H2Te>H2Se>H2S；卤素：HF>HI>HBr>HCl。
同周期比较的话，是从左至右熔沸点依次升高，因为气态氢化物的热稳定性是这样递变的。
另外有时还要注意物质的类型，比如让你比较金刚石、钙、氯化氢的熔沸点，只要知道金刚石是原子晶体，熔沸点最高，其次是金属钙，最后是分子晶体氯化氢。
还有原子晶体的：比较金刚石、晶体硅、碳化硅的熔沸点，那就要看共价键了，原子半径越小，共价键键能越大，故熔沸点：金刚石>碳化硅>晶体硅。
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