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一、分子晶体熔、沸点的变化规律
分子晶体是依靠分子间作用力即范德华力维系的，分子间作用力与化学键相比弱得多，使得分子容易克服这种力的约束，因此，分子晶体的熔、沸点较低。
1.分子构型相同的物质，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
分子间作用力有三个来源，即取向力、诱导力和色散力。卤素单质由非极性分子构成，只存在色散力，随相对分子质量增大，分子内电子数增多，由电子和原子核的不断运动所产生的瞬时偶极的极性也就增强，因而色散力增大，导致熔、沸点升高。
同理，稀有气体的熔、沸点变化也符合这一规律，相对原子质量越大，熔、沸点越高。
2.分子构型相同的物质，能形成氢键时，熔、沸点升高。
在常温下，绝大多数非金属元素的氢化物都是气态的（只有H2O例外），气态氢化物的熔、沸点理应遵循第1条规律，随着相对分子质量的增大而升高，但是由于NH3、H2O、HF可以形成氢键，使简单分子缔合成较大的分子，在发生相变时，不仅要克服原有的分子间作用力，而且要吸收更多的能量，使缔合分子解聚，因而造成NH3、H2O、HF的熔、沸点反常，特别是水分子中有2个H—O键和2对孤对电子，一个水分子可以同时形成2个氢键，所以水的熔、沸点最高，在常温下呈液态。
含有-OH或-NH3的化合物，如含氧酸、醇、酚、胺等，因分子间能形成氢键，它们的熔、沸点往往比相对分子质量相近的其他物质高。以CHCl3为例，氯仿是强极性分子，但不形成氢键，相对分子质量为119.5，熔点为-63.5℃，沸点为61.2℃，而相对分子质量仅有60，但含-OH的乙酸熔点为166℃，沸点为117.9℃。磷酸、硼酸相对分子质量都不超过100，但由于氢键的形成，使它们在常温下都呈固态。
3.相对分子质量相近时，分子的极性越强，熔、沸点越高。
表1列出第3周期气态氢化物的熔、沸点。
表1中所列氢化物的相对分子质量相近，且都是等电子体，但它们的熔、沸点却有较大差别。甲硅烷是非极性分子，熔、沸点最低，从左到右，随分子极性的增强，熔、沸点逐渐升高。但极性最强的HCl却反常地低于H2S，这是由于氯原子半径小于硫原子半径，HCl分子小于H2S分子，使色散力变小，故熔、沸点较H2S低。
4.同分异构体的熔、沸点变化。
在中学教材中，为了突出同分异构体是不同的物质，在其结构式下面均列出了它们的沸点（见表2）。
分析表2数据可知，新戊烷分子呈中心对称，接近球状，沸点最低；正戊烷分子最长，呈锯齿形链状，分子间的运动最困难，沸点最高。3种戊烷异构体的熔点相差更大，异戊烷的对称性最差，在凝结成固态时，最不容易排列整齐，熔点最低；新戊烷对称性强，熔点比其它异构体高100℃以上。同理可解释3种二甲苯的熔、沸点变化。
二、原子晶体的熔、沸点变化规律
原子晶体中各原子以共价键相结合，共价键有饱和性和方向性，只要键不被破坏，相邻的原子就不能自由地移动。由于原子晶体在熔化时必须破坏很大一部分共价键，在气化时几乎要破坏全部共价键，所以原子晶体都具有很高的熔、沸点。
原子晶体熔、沸点变化规律是原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点越高。如金刚石的熔点为3350℃，硅的熔点为1410℃，锗是937℃。由此规律可以推知SiC的熔点应介于1410℃～3350℃之间，BN是耐高温材料。
具有层状结构（如石墨、黑磷）、链状结构（如硒、碲、红磷等）的晶体在熔化时也需断裂大部分共价键，所以熔、沸点也较高。
三、金属晶体的熔、沸点变化规律
在金属晶体中，金属原子是靠自由电子和金属离子间的相互作用结合在一起的，金属熔化时，金属键并没有被破坏，只是原子间的距离略有增大，当液态金属变为气体时，金属键完全被破坏，分离成单个原子，因此，金属的沸点往往比熔点高得多。
1.同周期金属的价电子越多，熔、沸点越高。
金属晶体内自由电子数增多，金属键合能力增强，欲使金属熔化或气化则需较高温度。如Na、Mg、Al，参与成键的电子数增多，且半径减小，故熔、沸点依次升高（见表3）。
2.主族金属的半径越大，熔、沸点越低。
同主族金属价电子数相同，半径的增大使得金属键减弱，导致熔、沸点降低，如碱金属从Li到Cs，熔点由180.5℃依次降低，Cs的熔点仅为28.4℃，放在手心上就可以熔化。
以上两条规律仅对次外层是稀有气体结构的典型金属是适用的。过渡金属的熔、沸点都很高，熔点普遍超过1000℃，沸点大部分高达3000℃，其中钨的熔点是3380℃，沸点是5927℃，产生这种现象的原因是d电子参与成键，使金属键增强。铜副族因还有部分d电子较活泼，其熔、沸点仍较高，但锌副族的d电子稳定，其熔、沸点明显下降，此后进入了低熔区，低熔区金属的价电子虽不少，但活动性差，不能全部成为自由电子，金属键弱，导致熔、沸点低。
四、离子晶体的熔、沸点变化规律
离子晶体阴、阳离子依靠较强的静电作用维系在一起，每个离子周围都被一定数目的带相反电荷的离子所包围，欲使离子晶体熔化，离子必须剧烈运动，使自身不被约束在固定位置，这需要较高的温度，所以离子晶体熔点较高，常温下都呈固态。欲使离子从熔体中逸出，形成离子对，则需更高的温度，所以离子晶体的熔、沸点差值也较大，很多离子晶体在未气化时就已发生分解。下面只讨论熔点的变化规律。
1.离子所带电荷相同，半径越大，熔点越低。
如卤化钠中，随卤离子半径的增大，阴、阳离子的核间距增大，静电作用减弱，熔点降低。
2.离子间距离相近，离子所带电荷越多，熔点越高。
如NaF、CaF、CaO的离子间距离相近，但它们的熔点依次升高，CaO的熔点高达2570℃，这是由静电作用的本性决定的，由此可知，MgO、Al2O3的熔点更高，是良好的耐火材料。
事实上，以上规律只适用于典型的离子化合物。由于受阴、阳离子间极化作用的影响，使离子键向共价键方向过渡，离子晶体向分子晶体方向转化，导致熔点降低。如K+离子半径（133pm）比Ag+离子（126pm）大，但KCl、KBr的熔点（分别是776℃和730℃），明显高于AgCl和AgBr的熔点（分别是455℃和432℃）。
（收稿日期：2015-01-26）
分子晶体是依靠分子间作用力即范德华力维系的，分子间作用力与化学键相比弱得多，使得分子容易克服这种力的约束，因此，分子晶体的熔、沸点较低。
1.分子构型相同的物质，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
分子间作用力有三个来源，即取向力、诱导力和色散力。卤素单质由非极性分子构成，只存在色散力，随相对分子质量增大，分子内电子数增多，由电子和原子核的不断运动所产生的瞬时偶极的极性也就增强，因而色散力增大，导致熔、沸点升高。
同理，稀有气体的熔、沸点变化也符合这一规律，相对原子质量越大，熔、沸点越高。
2.分子构型相同的物质，能形成氢键时，熔、沸点升高。
在常温下，绝大多数非金属元素的氢化物都是气态的（只有H2O例外），气态氢化物的熔、沸点理应遵循第1条规律，随着相对分子质量的增大而升高，但是由于NH3、H2O、HF可以形成氢键，使简单分子缔合成较大的分子，在发生相变时，不仅要克服原有的分子间作用力，而且要吸收更多的能量，使缔合分子解聚，因而造成NH3、H2O、HF的熔、沸点反常，特别是水分子中有2个H—O键和2对孤对电子，一个水分子可以同时形成2个氢键，所以水的熔、沸点最高，在常温下呈液态。
含有-OH或-NH3的化合物，如含氧酸、醇、酚、胺等，因分子间能形成氢键，它们的熔、沸点往往比相对分子质量相近的其他物质高。以CHCl3为例，氯仿是强极性分子，但不形成氢键，相对分子质量为119.5，熔点为-63.5℃，沸点为61.2℃，而相对分子质量仅有60，但含-OH的乙酸熔点为166℃，沸点为117.9℃。磷酸、硼酸相对分子质量都不超过100，但由于氢键的形成，使它们在常温下都呈固态。
3.相对分子质量相近时，分子的极性越强，熔、沸点越高。
表1列出第3周期气态氢化物的熔、沸点。
表1中所列氢化物的相对分子质量相近，且都是等电子体，但它们的熔、沸点却有较大差别。甲硅烷是非极性分子，熔、沸点最低，从左到右，随分子极性的增强，熔、沸点逐渐升高。但极性最强的HCl却反常地低于H2S，这是由于氯原子半径小于硫原子半径，HCl分子小于H2S分子，使色散力变小，故熔、沸点较H2S低。
4.同分异构体的熔、沸点变化。
在中学教材中，为了突出同分异构体是不同的物质，在其结构式下面均列出了它们的沸点（见表2）。
分析表2数据可知，新戊烷分子呈中心对称，接近球状，沸点最低；正戊烷分子最长，呈锯齿形链状，分子间的运动最困难，沸点最高。3种戊烷异构体的熔点相差更大，异戊烷的对称性最差，在凝结成固态时，最不容易排列整齐，熔点最低；新戊烷对称性强，熔点比其它异构体高100℃以上。同理可解释3种二甲苯的熔、沸点变化。
二、原子晶体的熔、沸点变化规律
原子晶体中各原子以共价键相结合，共价键有饱和性和方向性，只要键不被破坏，相邻的原子就不能自由地移动。由于原子晶体在熔化时必须破坏很大一部分共价键，在气化时几乎要破坏全部共价键，所以原子晶体都具有很高的熔、沸点。
原子晶体熔、沸点变化规律是原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点越高。如金刚石的熔点为3350℃，硅的熔点为1410℃，锗是937℃。由此规律可以推知SiC的熔点应介于1410℃～3350℃之间，BN是耐高温材料。
具有层状结构（如石墨、黑磷）、链状结构（如硒、碲、红磷等）的晶体在熔化时也需断裂大部分共价键，所以熔、沸点也较高。
三、金属晶体的熔、沸点变化规律
在金属晶体中，金属原子是靠自由电子和金属离子间的相互作用结合在一起的，金属熔化时，金属键并没有被破坏，只是原子间的距离略有增大，当液态金属变为气体时，金属键完全被破坏，分离成单个原子，因此，金属的沸点往往比熔点高得多。
1.同周期金属的价电子越多，熔、沸点越高。
金属晶体内自由电子数增多，金属键合能力增强，欲使金属熔化或气化则需较高温度。如Na、Mg、Al，参与成键的电子数增多，且半径减小，故熔、沸点依次升高（见表3）。
2.主族金属的半径越大，熔、沸点越低。
同主族金属价电子数相同，半径的增大使得金属键减弱，导致熔、沸点降低，如碱金属从Li到Cs，熔点由180.5℃依次降低，Cs的熔点仅为28.4℃，放在手心上就可以熔化。
以上两条规律仅对次外层是稀有气体结构的典型金属是适用的。过渡金属的熔、沸点都很高，熔点普遍超过1000℃，沸点大部分高达3000℃，其中钨的熔点是3380℃，沸点是5927℃，产生这种现象的原因是d电子参与成键，使金属键增强。铜副族因还有部分d电子较活泼，其熔、沸点仍较高，但锌副族的d电子稳定，其熔、沸点明显下降，此后进入了低熔区，低熔区金属的价电子虽不少，但活动性差，不能全部成为自由电子，金属键弱，导致熔、沸点低。
四、离子晶体的熔、沸点变化规律
离子晶体阴、阳离子依靠较强的静电作用维系在一起，每个离子周围都被一定数目的带相反电荷的离子所包围，欲使离子晶体熔化，离子必须剧烈运动，使自身不被约束在固定位置，这需要较高的温度，所以离子晶体熔点较高，常温下都呈固态。欲使离子从熔体中逸出，形成离子对，则需更高的温度，所以离子晶体的熔、沸点差值也较大，很多离子晶体在未气化时就已发生分解。下面只讨论熔点的变化规律。
1.离子所带电荷相同，半径越大，熔点越低。
如卤化钠中，随卤离子半径的增大，阴、阳离子的核间距增大，静电作用减弱，熔点降低。
2.离子间距离相近，离子所带电荷越多，熔点越高。
如NaF、CaF、CaO的离子间距离相近，但它们的熔点依次升高，CaO的熔点高达2570℃，这是由静电作用的本性决定的，由此可知，MgO、Al2O3的熔点更高，是良好的耐火材料。
事实上，以上规律只适用于典型的离子化合物。由于受阴、阳离子间极化作用的影响，使离子键向共价键方向过渡，离子晶体向分子晶体方向转化，导致熔点降低。如K+离子半径（133pm）比Ag+离子（126pm）大，但KCl、KBr的熔点（分别是776℃和730℃），明显高于AgCl和AgBr的熔点（分别是455℃和432℃）。
（收稿日期：2015-01-26）