2020届高考化学选修3知识点汇编
高中化学选修三知识点归纳总结
高中化学选修三知识点归纳总结
一、杂原子
1、杂原子是指不包含金属元素和非金属元素外，有电荷的原子。
它们
卷入了化学反应，形成了大量的物质及离子化合物，其中有些杂原子
表现出特殊特性，如硫氰酸盐类及其他硫酸盐，氧化物、元素络合物、磷根类及其他磷酸盐等。
2、阴离子杂原子包括氮离子（NO3–），氧离子（O2–），氧化物
（SO42–）。
这些杂原子往往被用于构建表示各种化合物的分子式，以及表示各种化合物溶解过程的溶液，其形式一般都是正或负电荷。
二、活性氧
1、活性氧（Active Oxygen）是指在化学反应中具有自由自由基或自由
载体特性，可以构成一类性质不稳定的氧分子，例如：自由基羟基氧（·OH）、一氧化氮（·NO）、氧化氮（·NO2）及活性氧（·O2）等。
2、活性氧在地球上的形态十分多样，一般可以分为还原氧和氧化氧，
其中还原氧（·OH）及超氧（·O2）便是衡量活性氧的重要参数。
活性
氧产生的最主要源头是臭氧层破坏及空气污染，同时也是太阳紫外线（UV）的重要来源。
三、原子容量
1、原子容量也称为原子库仑或原子数，是指组成某种元素的原子的数目。
它是用于表示元素活性的量化参数，主要用于衡量比较不同元素的化学反应特性；它被广泛使用于工业合成化学反应，也可用于判断物质溶解和析出反应中元素的构成及参与情况。
2、原子容量可以提示一定元素氧化反应的过程，在绘制一定元素与其他元素活性差异图时，可以参考元素原子容量大小，从而勾勒出各种活性差异之间的关系。
此外，原子容量还可以参照某些离子溶解度规律，用以预测物质的析出反应。
高中化学选修三笔记
高中化学选修三笔记高中化学选修三主要涉及有机化学、无机化学和分析化学三个方面的内容。
下面我将从这三个方面逐一介绍相关的知识点和要点。
1. 有机化学：有机化学是研究有机物的合成、结构、性质和反应机理的学科。
以下是一些重要的知识点：有机物的命名法，包括命名规则、官能团的命名和官能团的识别等。
有机反应机理，酯化、醇醚化、加成反应、消除反应、取代反应等常见反应的机理和实例。
有机化合物的结构分析，包括红外光谱、质谱、核磁共振等仪器分析方法的原理和应用。
重要的有机化合物，如烷烃、烯烃、芳香烃、醇、醛、酮、酸、酯等的结构、性质和应用。
2. 无机化学：无机化学是研究无机物质的合成、结构、性质和反应机理的学科。
以下是一些重要的知识点：无机化合物的命名法，包括离子化合物、配位化合物和金属有机化合物的命名规则。
无机反应机理，包括氧化还原反应、酸碱中和反应、络合反应等常见反应的机理和实例。
重要的无机化合物，如氧化物、酸、碱、盐、配位化合物等的结构、性质和应用。
无机化学反应的平衡和速率，如溶解度平衡、酸碱中和反应的平衡和速率等。
3. 分析化学：分析化学是研究物质组成和性质的定性和定量分析方法的学科。
以下是一些重要的知识点：分析化学的基本概念，定性分析和定量分析的定义、分析方法的选择和应用等。
分析化学的仪器和方法，如色谱法、光谱法、电化学分析法、质谱法等的原理和应用。
分析化学的质量控制，如标准曲线的绘制、样品的制备和处理、误差的计算和校正等。
重要的分析化学应用，如环境分析、食品分析、药物分析等的方法和技术。
总结起来，高中化学选修三主要涉及有机化学、无机化学和分析化学三个方面的内容。
这些内容包括有机化合物的命名和反应机理、无机化合物的命名和反应机理，以及分析化学的基本概念、仪器和方法，以及质量控制和应用等。
希望以上内容能够对你的学习有所帮助。
化学选修3高考必考知识点
化学选修3高考必考知识点一、氧化还原反应1. 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中电荷的转移过程，包括氧化和还原两个基本过程。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
2. 氧化还原反应的特征氧化还原反应的特征包括电子的转移、氧化剂和还原剂的存在以及反应伴随的能量变化。
反应中电子的转移使得在反应中电荷数目发生变化，氧化剂是指接受电子的反应物，还原剂是指提供电子的反应物。
3. 氧化还原反应的化学方程式氧化还原反应通常用化学方程式表示。
对于氧化剂和还原剂，可以用示性方程式或半反应方程式表示。
示性方程式是指在反应物、产物前使用"→"符号表示，如：Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑。
而半反应方程式是指将氧化剂和还原剂分开，并用电子进行平衡，如：Zn → Zn²⁺ + 2e⁻（氧化半反应）；H₂ → 2H⁺ + 2e⁻（还原半反应）。
4. 氧化还原反应的常见类型氧化还原反应可以分为单质的氧化还原反应、非金属元素的氧化还原反应、金属与酸的氧化还原反应、金属与非金属的氧化还原反应、还原剂与氧化性试剂的氧化还原反应、水的电离和还原反应以及氧化剂和还原剂的选择性。
二、有机化学基础1. 有机物和无机物的区别有机物是指含有碳原子的化合物，无机物则是除了含碳外的其它化合物。
有机物的特点是：具有较复杂的分子结构、较高的沸点和溶解度、较好的燃烧性能以及容易发生加成反应和取代反应。
2. 烷烃的命名规则烷烃是由碳氢原子构成的碳氢化合物。
其命名规则为：根据碳原子数目和碳原子的连接方式进行命名。
例如，乙烷由两个碳原子连接而成，而丙烷则由三个碳原子连接而成。
3. 碳原子的化学键碳原子通常会与其他碳原子形成共价键，共用碳的四个价电子。
当碳原子与四个不同的基团相连时，形成手性碳，通常表现为手性分子。
4. 烯烃和炔烃的命名规则烯烃是由碳原子组成的碳氢化合物，其中含有双键；而炔烃则是由碳原子组成的碳氢化合物，其中含有三键。
高考化学选修三知识点汇总
高考化学选修三知识点汇总高考化学选修三的知识点主要包括以下几个方面：1. 能层与能级：能层即电子层，能级符号用s、p、d、f表示，分别对应1、3、5、7个轨道。
2. 构造原理：表示能量依次升高，各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。
构造原理中存在着能级交错现象。
3. 基态与激发态：基态原子的核外电子排布遵循能量最低原理，电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
激发态则是原子吸收能量后从基态跃迁到较高能态的状态。
4. 元素周期表的结构：元素周期表分为s、p、d、ds、f等区，不同能层相同能级的电子层形状相同。
5. 对角线规则：在元素周期表中，某些元素之间存在着对角线相似或对角线关系，如锂和镁、铍和铝等，这是因为它们的电子排布相似，导致性质也有相似之处。
6. 配位键：配位键是一种特殊的化学键，由一个原子提供孤电子对，另一个原子接受孤电子对形成。
例如，四水合铜离子[Cu(H2O)4]2+中的配位键是由H2O中的氧原子提供孤电子对，Cu2+接受H2O提供的孤电子对形成的。
7. 氢键及其对物质性质的影响：氢键是一种分子间相互作用力，表示方法为A-H···B-，其中A、B为电负性较大的N、O、F。
氢键的存在会影响物质的熔点、沸点、溶解度等性质。
8. 硫酸铜与氨水的反应：向含有硫酸铜溶液的试管里加入氨水会形成蓝色沉淀[Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓]，这是因为铜离子与氨水反应生成氢氧化铜沉淀。
9. 铜离子的颜色：含Cu2+的水溶液呈天蓝色，这是由于铜离子吸收可见光中的蓝色光所致。
以上是高考化学选修三的部分知识点汇总，如需更详细的信息，可以查阅高考化学教辅资料或咨询化学老师。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结高中化学选修3主要涵盖了物质变化与能量变化、化学平衡与电化学等内容。
以下是对这些内容的知识点总结。
一、物质变化与能量变化1. 化学反应的热效应：焓变、焓变反应图、热化学方程式的热效应计算。
2. 化学反应的速率与反应机理：反应速率与浓度的关系、速率常数和速率方程、反应级数、反应速率的影响因素、活化能和反应机理。
3. 化学平衡与化学势：化学平衡条件、平衡常数、平衡常数的计算、化学势概念、化学平衡与化学势的关系。
二、化学平衡与电化学1. 氧化还原反应：氧化还原反应的基本概念和特征、氧化态的确定、电子转移与电子转移反应方程的构建。
2. 电化学反应：电解和电池反应、电解质溶液的导电性、电解质溶液的电解和析出反应规律、电化学方程的构建和电子平衡。
3. 电化学平衡与电解过程：电化学平衡常数和自由能变化、电解质溶液中的溶解度平衡、电池电动势和电动势的计算、电流与电解质变化的差异。
三、其他知识点1. 化学计量与化学反应：化学计量的基本概念、反应物和生成物之间的化学计量关系、反应物的限量与溢量、理论与实际收率。
2. 气体的性质与变化：理想气体状态方程、气体的离子化程度、气体的溶解度和溶解度规律、气体的扩散和离子迁移速率。
3. 化学能与化学动力学：活化能与反应速率的关系、反应速率与反应机理的关系、催化剂的作用机理。
在学习高中化学选修3时，理解和掌握这些基本知识点是非常重要的，通过深入学习这些知识点，可以帮助我们更好地理解化学反应和化学平衡的本质，并且对电化学等领域的研究有进一步的认识。
同时，抓住这些知识点的核心概念和计算方法，能够更好地解决化学问题和拓宽化学思维，为日后的学习和研究打下扎实的基础。
化学选修3知识点整理
化学选修3知识点整理
化学选修3知识点整理:
1. 化学平衡：平衡定律、JNC效应、酸碱电解质的酸碱性、溶液的中和反应、溶液的电离程度、酸碱平衡等
2. 化学热力学：反应焓、热力学第一、第二定律、温度和熵的变化、热力学量的计算等
3. 化学动力学：速率定律、反应机理、反应速率与温度的关系、催化剂的作用等
4. 化学分析：氧化还原滴定、络合滴定、酸碱滴定、光度法、荧光法、红外光谱法等
5. 化学工业：氨的制备、烯烃的制备、丙烯酸的生产、聚合反应、有机合成、材料的制备等
6. 有机化学：烃、芳香族化合物、醇、醛、酮、羧酸、酯、胺等有机化学基础知识
7. 高分子化学：高分子合成、高分子的物理性质、高分子的应用等
8. 生物化学：生物大分子、生物催化作用、生物化学反应、生物能量转化等
9. 分子生物学：DNA的复制、转录、翻译、基因表达控制、生物技术应用及社会伦理等
10. 化学与环境：大气污染、水污染、土壤污染及其防治、绿色化学等。
以上是化学选修3中的重点知识点。
选修三化学高考知识点
选修三化学高考知识点随着高考的临近，作为科目之一的化学也成为了很多学生关注的焦点。
选修三是高中化学的一个重要部分，它是进一步加深和拓展基础化学知识的一个环节。
在准备化学高考过程中，了解选修三的知识点是至关重要的。
本文将为大家介绍选修三的主要知识点。
1. 锂电池的工作原理和应用锂电池是一种常用的可充电电池，它采用了锂离子在正负极之间的可逆移动来完成充放电过程。
了解锂电池的工作原理对于理解其应用非常重要。
例如，在手机、平板电脑和电动汽车等电子设备中广泛应用的锂离子电池，依靠锂离子在电化学反应中的反复嵌入和脱嵌，实现了电能的转化和储存。
2. 催化剂的种类和催化作用机理催化剂是一种能够加速反应速率而不被消耗的物质。
了解催化剂的种类和催化作用机理，对于理解某些化学反应的实质非常重要。
例如，贵金属催化剂可以促进氮氧化物的还原反应，铜催化剂可以催化锌和硫酸铜溶液的反应。
通过学习催化剂的种类和催化作用机理，我们可以更好地掌握化学反应的条件和过程，从而提高反应效率。
3. 硅烷类化合物的合成与应用硅烷类化合物是一类重要的有机硅化合物，具有广泛的应用前景。
了解硅烷类化合物的合成方法和应用，对于理解有机硅化学的发展和应用具有重要意义。
例如，硅烷类化合物可以用作涂料的增稠剂、金属表面的抗腐蚀剂、塑料的改性剂等。
通过学习硅烷类化合物的合成方法和应用，我们可以更好地理解有机硅化学的优点和特点。
4. 氮磷硼酸盐类离子液体的性质和应用氮磷硼酸盐类离子液体是一类具有特殊性能和广泛应用前景的新型无机盐。
了解氮磷硼酸盐类离子液体的性质和应用，对于深入理解离子液体的特点具有重要意义。
例如，氮磷硼酸盐类离子液体具有高温稳定性、低挥发性、可调控性等优点，可以用作溶媒、催化剂、液体电解质等。
通过学习氮磷硼酸盐类离子液体的性质和应用，我们可以更好地理解和应用离子液体技术。
5. 核磁共振技术的原理和应用核磁共振技术是一种重要的物化分析方法，常用于物质的结构鉴定和定量分析。
(完整版)高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结二、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（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（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。
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选修 3 知识点总结第一章原子结构与性质.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴ 构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d 能级能量低（实际上4s能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4 个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）4) 洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同)时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特 (Hund)规则。
比如，p3 的轨道式为洪特规则特例：当p、d、轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36 号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P2 3 24 5 1 25 5 2 33 2 3 10 2 6 18 2 6 29 10 1 30 3s 3p 、Cr 3d 4s 、Mn 3d 4s 、As 4s4p ；全充满状态的有Ne 2s 2p 、Ar 3s 3p 、Cu 3d 4s 、Zn10 2 36 2 63d 4s 、Kr 4s 4p 。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K： 2 2 6 2 6 11s 2s 2p 3s 3p 4s 。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
(2)电子排布图( 又叫轨道表示式) 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为二.原子结构与元素周期表1.原子的电子构型与周期的关系(1 )每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。
每周期结尾元素的最外层电子排布式除He 为1s2外，其余为ns2np6。
He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。
但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
2.元素周期表的分区(1)根据核外电子排布①分区②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点原理。
③ 若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。
如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于 p 区，为第四周期Ⅵ A 族元素。
即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素 （副族与第Ⅷ族 ）的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其 族序数 （镧系、锕系除外 ） 。
三.元素周期律1. 电离能、电负性（ 1）电离能 是指气态原子或离子失去 1 个电子时所需要的最低能量， 第一电离能 是指电中性基态原子失 去 1 个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。
第一电离能数值越小，原子越容易失去1 个电子。
在同一周期的元素中，碱金属 （或第Ⅰ A 族）第一电离能最小，稀有气体 （或 0族）第一电离能最大，从左到右 总体呈现增大趋势。
同主族元素，从上到下 ，第一电离能逐渐减小。
同一原子的第二电离能比第一电离能 要大（ 2）元素的电负性 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
以氟的电负性为 4.0，锂的电 负性为 1.0 作为相对标准 ,得出了各元素的电负性。
电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的 尺度，金属的电负性一般小于 1.8，非金属的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界的 “类金属 ”的 电负性在 1.8 左右。
它们既有金属性，又有非金属性。
（3）电负性的应用 ①判断元素的金属性和非金属性及其强弱② 金属的电负性一般小于 1.8，非金属的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等 ）的电负性则在 1.8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。
③ 金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
2. 原子结构与元素性质的递变规律3.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如第二章分子结构与性质一.共价键1.共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。
2.共价键的类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
3.键参数①键能：气态基态原子形成1 mol 化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2 的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定．4.等电子原理（1）等电子体的判断方法：原子数相同、价电子数目相同、原子的空间排列方式相同。
（等电子的推断常用转换法：如CO 2=CO+O=N 2+O=N 2O=N 2+N =N3 或SO2=O+O 2=O3=N +O2= NO 2 ）（ 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。
二 .分子的立体构型1．分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不 同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。
2 分子构型与价层电子对互斥模型 价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不 包括孤对电子。
（1）当中心原子 无 孤对电子时，两者的构型一致； （2当中心原子 有 孤对电子时，两者的构型不一致。
3.配位化合物（1）配位键与极性键 、非极性键 的比较2） 配位化合物配位键 ：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。
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 （H 2O ）4SO 4、Cu （NH 3）4 OH ） 2、Ag （NH 3）2OH 、 Fe （ SCN ） 3等。
② 配位化合物的组成：三.分子的性质1.分子间作用力的比较2．分子的极性(1) 极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。
(2) 非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。
3．溶解性(1)“ 相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂．若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小．4．手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。
5．无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn ，如果成酸元素R 相同，则n 值越大，R 的正电性越高，使R—O—H 中O 的电子向R 偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO < HClO 2<HClO 3< HClO 4.晶体常识1.晶体与非晶体比较2.获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固。
②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
③溶质从溶液中析出。
3.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置” 。
4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n 属于这个晶胞。
中学中常见的晶胞为立方晶胞2．晶体熔、沸点高低的比较方法（1 ）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
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 ）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞8 碳化硅＞硅（3 ）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
（4 ）分子晶体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、沸点反常的高。
②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。
③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。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。
三.几种典型的晶体模型（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。