高中化学物质熔沸点的判断
1.一般熔、沸点：固＞液＞气，如：碘单质>汞>CO2
2.同主族单质的熔、沸点
从上到下，金属单质的熔点逐渐降低；非金属单质熔点沸点逐渐升高。

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.同周期中熔沸点规律
①同周期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。

②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。

4.从晶体类型看熔、沸点规律
⑴不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体
⑵同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。

①离子晶体：化学式与结构相似时，离子所带的电荷数越高，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
②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。

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。

ⅴ同分异构体：链烃及其衍生物的同分异构体随着支链增多，熔沸点降低。

如：CH3(CH2)3CH3 (正)＞CH3CH2CH(CH3)2(异)＞(CH3)4C(新)。

芳香烃的异构体有两个取代基时，熔点按对、邻、间位降低。

（沸点按邻、间、对位降低）
注意：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，C2H5OH＞CH3—O—CH3）。

③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。

在原子晶体中成键原子之间共价键键长（两成键原子原子核之间的距离，由原子半径之和来判断）越短，键能越大，则熔点越高。

如半径之和金刚石（C—C）＞碳化硅（Si—C）＞晶体硅（Si—Si）
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
④金属晶体：金属单质和合金属于金属晶体，在金属晶体中金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属阳离子与自由电子静电作用越强，金属键越强，熔沸点越高，反之越低。

如：Na＜Mg＜Al。

合金的熔沸点一般说比它各组份纯金属的熔沸点低。

如铝硅合金＜纯铝（或纯硅）。

⑶常温常压下状态
①熔点：固态物质>液态物质
②沸点：液态物质>气态物质
粒子半径大小的判断
1、电子层数相同的原子，核电荷数大的半径小；
2、电子层结构相同的离子，核电荷数多的半径小；
3、最外层电子数相同的原子，核电荷数多的半径大；
4、核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大（同种元素的粒子，阴离子半径>原子半径>阳离子半径）；
5、同周期元素，阴离子半径大于阳离子半径；
6、电子层数越多的原子，半径越大。

其他规律：
1、如果元素化合价的绝对值+原子最外层电子数=8，则化合物中各元素达8电子稳定结构
如：224O C -+ 844=++原子：C 862=+-原子：O 则达到8电子稳定结构。

2、分子极性的判断
（1）双原子非金属单质分子都是非极性分子，如H 2、O 2。

（2）双原子化合物分子都是极性分子，如l HC 、r HB 。

（3）判断AB n 型分子可参考使用以下经验规律：
若A 的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数（最外层电子数），则为非极性分子，如CO 2。

3、“相似相溶”原理：极性分子组成的溶质易溶于由极性分子组成的溶剂；非极性分子组成的溶质易溶于由非极性分子组成的溶剂。

4、。