1、1第一章 原子结构与性质一.原子结构 1.能级与能层注意: 每个能层的能级种数为 n； 轨道总数为 n2 ； 每个轨道最多容纳电子数为 2 每个能层最多容纳电子数为 2n2 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3.原子核外电子排布规律构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基 态原子的电子按能量由低到高的顺序填入核外电子运动轨道（能级） ，叫做构造原理。1s / 2s 2p / 3s 3p / 4s 3d 4p / 5s 4d 5p / 6s 4f 5d 6p / 7s 5f 6d 7p 能级交错：原子轨道的能量关系是：ns(n-2)f(n-1
2、)dnp【能级组：n s (n-2)f (n-1)d np；一个能级组中的各能级能量相近但不同 】（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，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。基态原子：处于最低能量状态的原子 激发态原子：处于能量较高状态的原子基态原子可以吸收能量使核外电子跃迁到较高能级变成激发态，形成吸收光谱2激发态原子也可释放能量使核外电子跃迁到较低能级变成低能激发态或基态，形成发射光谱现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析（焰火、激光、灯光、霓虹灯光、焰色反应等许多可见光都与核外电子跃迁释放能量有关）（3）泡利（不相容）原理
3、：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） ，这个原理称为泡利原理。（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，这个规则叫洪特规则。比如，p 3 的轨道式为或 ，而不是 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、d 0、p 3、d 5、p 6、d 10 时，是较稳定状态。前 36 号元素全空状态的有 4Be 2s22p0、 12Mg 3s23p0、 20Ca 4s23d0；半充满状态的有
4、：7N 2s22p3、 15P 3s23p3、 24Cr 3d54s1、 25Mn 3d54s2、 33As 4s24p3；全充满状态的有 10Ne 2s22p6、 18Ar 3s23p6、 29Cu 3d104s1、 30Zn 3d104s2、 36Kr 4s24p6。4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1) 电子排布式: 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19K：1s 22s22p63s23p64s1简化的电子排布式： 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 19K：Ar4s 1 12Mg:Ne3S2(2
5、) 电子排布图(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。如基态硫原子轨道表示式（3）价电子排布式或轨道表示式主族元素：只需表示出最外层的电子（如 Na：3s 1；Cl：3s 23p5）第四周期的过渡元素：要写出 3d 和 4s 两个能级的电子排布（如 Fe：3d 64s2） 。二.原子结构与元素周期表 31.元素周期表的分区 ： 除 ds 外，区的名称来自按构造原理 最后填入电子的能级符号。分区 元素分布 价电子排布 元素性质特点s 区 IA、 IIA ns12 H 外都是活泼金属，最外层电子参与反应p 区 IIIAVIIA、0 族 ns2np16 通常是最外层电子
6、参与反应d 区 IIIBVIIB、VIII(除镧系和锕系) (n-1)d19ns12都是金属元素；d 能级上的电子可以不同程度的参与化学键的形成ds区 IB、 IIB (n-1)d10ns12 都是金属元素f 区 镧系和锕系 (n-2)f 014(n-1)d02ns2 镧系元素性质相近；锕系元素性质相近2.根据外围电子排布可直接判断该元素在周期表中的位置。主族元素价电子等于主族序数，过渡元素价电子等于纵行数（从而确定族序数）例： 4s24p5 第四周期 VIIA 族 3d 54s2 第四周期 VIIB 族三.元素周期律：电离能、电负性1、电离能（指气态原子或离子失去 1 个电子时所需要的最低能
7、量）第一电离能是指气态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。 同一周期元素中，碱金属( 或第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（反常：A 和A 的元素的第一电离能大于同周期后面相邻元素的第一电离能） ，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 同一主族元素，从上到下 第一电离能逐渐减小；元素金属性渐强，非金属性渐弱。 同一原子的电离能逐级增大，即 I1I 2I 3，且隔层的电离能数值相差巨大。2、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，不考虑稀有
8、气体元素）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。 同周期元素 自左到右，电负性逐渐增大，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；同主族元素自上而下，电负性逐渐减小，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。 电负性的应用：判断元素的金属性和非金属性及其强弱的尺度，金属元素的电负性一 4般小于 1.8，非金属元素的电负性一般大于 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。 两种元素的电负性相差很大（如1.7）时易形成离子键，两元素电负性相差不大时 易形成共价键。3、对角线规则：在元素周期表中
9、，某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质相似，如右图。第二章 分子结构与性质一、化学键：相邻的两个或多个原子（或离子）之间强烈的相互作用。化学键 离子键 共价键 金属键形成过程 阴阳离子间的静电作用原子间通过共用电子对或电子云重叠所形成的相互作用金属阳离子与自由电子之间的相互作用实例离子化合物中，大多金属氧化物、强碱、大多数盐多原子组成的非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、弱碱、酸等 金属二、共价键：1、共价键的本质是：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；共价键具有两大特征：饱和性（一个原子有几个未成对电子，
10、便只能和几个自旋相反的电子配对成键）和方向性。2、键参数：（1）键能（单位：kJ/mol）：气态基态原子形成 1mol 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的核间距，一般键长越短，共价键越稳定。（ 相同原子间形成的共价键键长的一半称为该原子的共价半径 ）（3）键角：在原子数超过两个的分子中，两个共价键之间的夹角。（ 多原子分子的键角是一定的，表明共价键具有方向性 ） Li Be BMg Al Si5键参数对分子性质的影响：常见的键角：H 2O(105)、NH 3(107)、CH 4(10928)、P 4(60)、CO 2(180)、苯(120)】3、共
11、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：共价键的极性强弱比较：根据成键两原子的电负性的差别大小，两原子电负性相差越大，共价键的极性就越强。 （例如：H F 键的极性大于 HCl 键的极性）（3）按原子轨道的重叠方式分为 键 和 键： 键 键成键方向 沿键轴方向“头碰头” 平行（“肩并肩” ）电子云形状 轴对称 由两块组成，且镜面对称牢固程度 强度不同【一般： 键不易断裂， 键易断裂（ 特殊：N 2 等） 】成键判断规律 单键是 键； 双键一个 键、一个 键； 三键一 键、两个 键（4）配位键：特殊的共价键（ 键） ，一
12、个原子提供空轨道，另一个原子提供孤电子对形成的共价键。 存在配位键的化合物常见：H 30+ NH4+ H2SO4 Al2Cl6 BNH3F3（H 3NBF 3）认识配位化合物(简称配合物 )： 含配位键的不一定是配合物金属离子(或原子)与配体( 某些有孤对电子的分子或离子) 之间通过配位键形成的化合物。如：Cu(H 2O)4SO4、Cu(NH 3)4SO4、Ag(NH 3)2OH、Fe(SCN) 3 等。( 许多过渡金属离子对多种配体具有很强的结合力，过渡金属的配合物远比主族金属的配合物多) 配合物组成：常见含配位键的内界离子: Cu(H2O)42+ Cu(NH3)42+ Ag(NH3)2+6
13、Fe(SCN)63 Fe(SCN)64 Co(NH3)3(H2O)3+ Co(NH3)4Cl2+ HgI42 配合物溶于水易电离为内界配体离子和外界离子，而内界的配体离子通常不电离。 配位键的表示(箭头)：4、等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子) 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：微粒所含原子个数相同；微粒所含价电子总数相同（2）等电子原理的应用：这一类分子或离子具有相似的化学键特征、分子结构以及部分物理性质相似。利用等电子原理可判断一些简单分子或离子的主体构型，例如： CO2、SCN -、 NO2+、N 3 具有相同的
14、原子数 3,并且价电子总数都为 16, 都为直线型结构.SO2、O 3、NO 2 具有相同的原子数 3,总价电子数都为 18, 都为 V 形结构.CO32-、NO 3、 SO3 具有相同的原子数 4,并且价电子数都为 24,都为平面三角形结构.SO42-、 PO43- 具有相同的原子数 5,总价电子数为 32, 都为正四面体结构.PO33-、 SO32-、 ClO3 具有相同的原子数 4,总价电子数为 26, 都为三角锥结构三、分子的立体构型： 红外光谱仪可以测定分子的立体构型。1、分子构型与价层电子对互斥模型（ VSEPR 模型 ）（1）中心原子价层电子对数 键电子对的数目 + 中心原子上的
15、孤电子对的数目 键电子对的数目 与 中心原子直接相连的原子数目（ 即：由分子式确定 ）【判断 键电子对数时，双键、叁键等多重键作为 1 对电子看待】 孤电子对数中心原子的价 电 子数 离子所 带电 荷数 与中心原子 结 合的原子能接受的 电 子 总 数2【 若剩余电子不足一对，也当作 1 对电子处理, 例如 NO2 的氮原子孤电子对为 0.5 】（2）价层电子对互斥模型（ VSEPR 模型 ）说明的是价层电子对的空间构型；而分子的空间构型判断要略去中心原子上的孤对电子。 （当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致）（3）价层电子对尽可能彼此远离，以使它们之间的斥力最小：孤电子对之间的排斥力 孤电
16、子对与成键电子对间的排斥力 成键电子对之间的排斥力；成键电子对间的斥力大小: 三键 双键 单键72、杂化轨道理论： 在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组 合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。据参与杂化的 s 轨道与 p 轨道的数目，存在 sp、sp 2、sp 3 三种杂化。 （杂化轨道只用于形成 键或用来容纳孤电子对；未参与杂化的轨道可用于形成 键）3、价层电子对互斥理论判断简单分子或离子的空间构型及中心原子的杂化方式：价层电子对数VSEPR 模型成键电子数孤电子对数价层电子对排列方式中心原子杂化类型杂化轨道数目键角分子的空间构型实
17、例2 直线形 2 0 sp 2 180 直线形CO2BeCl23 0 120 平面正三角形BF3SO3CO32CH2O3平面三角形2 1sp2 3小于120平面三角形或 V 形SO2SnCl2PbCl22 2小于10918平面三角形或 V 形H2OH2S4 四面体形3 1sp3 4小于10918三角锥NH3PCl3H3O+SO3284 0 10918 正四面体CH4CCl4NH4+SO42四、分子的性质1、极性分子和非极性分子的判断方法：双原子分子：含极性键，就是极性分子，如 HCl；含非极性键，就是非极性分子，如 I2以极性键结合的多原子分子：若分子中正、负电中心重合，则为非极性分子，如 B
18、F3、 CH4 等；若分子中正、负电中心不重合，则为极性分子，如 NH3、SO 2、NO 2、O 3、H 2O2 等。对于 ABn 型分子：中心原子 A 达最高价，则为非极性分子。SO 3、BF 3、CO 22、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。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。若溶质分子和溶剂分子之间存在氢键，则氢键作用力越大，溶解性越好。3、分子间作用力（包括范德华力和氢键）（1）分子间作用力和共价键的比较：分子间作用力共价键范德华力 氢键概念相邻原子间强烈的相互作用分子间微弱的相互作用已经与电负性很大的原子形成共价键的 H
19、 原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力存在范围分子内或某些晶体内分子间（或稀有气体原子之间）分子内或分子间（分子中含有与 H 原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的原子 F、O、N 等）能量大小键能一般为120800kJ/mol比化学键弱得多，约几到几十 kJ/mol比化学键弱得多，比范德华力稍强9特征 饱和性和方向性 无饱和性、无方向性 有饱和性和方向性影响因素随分子的相对分子质量的增大而增大对于 XHY，X、Y 的电负性越大， Y的原子半径越小，氢键键能越大；氢键的键长是指 XHY 的长度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，随范德华力的增大，物质的熔
20、沸点升高分子间氢键使物质熔沸点升高，硬度増大、在水中溶解度增大；分子间氢键还会使某些物质形成，使测定的相对分子质量偏大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小4、无机含氧酸的酸性比较酸的元数 酸中羟基的氢原子数，不一定等于酸中的氢总数（有些氢不是连在氧原子上）含氧酸可表示为：(HO) mROn R 相同时，酸的强度与酸中的非羟基氧原子数 n 有关， n 越大，R 的正电性越高，使 ROH 中 O 的电子向 R 偏移的越多，在水分子的作用下越易电离出 H+，酸性越强。 （如 HClOHClO 2HClO 3HClO 4） R 不同时，也有类似的规律。一般，n 0 弱酸；n 1 中强酸；n 2 强酸
21、；n 3 超强酸。第三章 晶体结构和性质一.晶体与非晶体1、固体分为：晶体与非晶体 可靠的区分方法：X-射线衍射2、晶体与非晶体比较：晶体自范性的本质是晶体中粒子在微观空间里呈周期性有序排列的宏观表象。晶体自范性的条件之一：生长速率适当。2、 获得晶体的三条途径：熔融态物质凝固 气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华） 溶质从溶液中析结晶102、 晶胞 1.晶胞：晶胞是描述晶体结构的基本单元。他代表了晶体的化学组成（化学式）及对称性。一般来说晶胞都是平行六面体（边长不一定相等也不一定垂直）通过向上、下、左、右、前、后的平移能与下一个晶胞完全重合，他在晶体中的排列呈“无隙并置”2、立方晶胞中微粒数的
22、计算以及晶体化学式的确定如某个粒子为 n 个晶胞所共有，则该粒子有 1/n 属于这个晶胞。常见的晶胞为立方晶胞顶点：1/8 棱上：1/4 面上：1/2 内部：13、晶胞密度计算： （ m 是晶胞质量，V 是晶胞体积）=/3（ 1pm 1012 m； 1nm 109 m ； 1m 106 m ； 1m 100 cm ）3、分子晶体：（分子间通过分子间作用力结合形成的晶体；特点：熔沸点低、硬度密度小，较易熔化和挥发、易升华）1、典型的分子晶体有：所有非金属氢化物；部分非金属单质；部分非金属氧化物；几乎所有的酸；大多数有机物；部分盐类。 （或“不是其它三类晶体” ）2、范德华力不具有方向性和饱和性，
23、而氢键具有方向性和饱和性。不存在氢键的分子晶体能以紧密堆砌的方式排列，例如 I2、 CO2 分子（一般是面心立方结构，配位数为 12，这种特征叫分子密堆积） ，存在氢键的分子晶体则必须在一定的方向上堆砌排列这种特征叫分子非密堆积，例如冰的晶体中：由于氢键具有方向性，迫使四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的 4个相邻的水分子形成氢键，导致冰晶体空间利用率较低，留有相当大的空隙，密度较小。4原子晶体：原子晶体中不存在分子，其化学式表示晶体中各组成微粒的原子个数比。111、原子晶体的熔沸点很高、硬度很大。 原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点就越高。 如熔点：金刚石碳化硅硅2、判断方法：原
24、子晶体硬度大、熔沸点高、难溶于任何溶剂。常见的原子晶体：金刚石、B、Si 、Ge 、灰锡、SiO 2、 SiC、BN、Al 2O33、金刚石晶体中 C 是 sp3 杂化，键角 10928，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5、离子晶体 （判断方法：活泼金属的氧化物、强碱、很多盐类；熔沸点较髙，溶于水或熔化能电离；晶体中不存在分子，化学式表示晶体中各组成离子的个数比）1、离子键：实质是阴阳离子间的静电作用，离子键不具有
25、方向性和饱和性。2、晶格能：气态离子形成 1mol 离子晶体时释放的能量。一般，构型相似的离子晶体，阴、阳离子所带电荷的乘积越大，阴、阳离子的半径越小，晶格能越大。 晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。3、对碳酸盐分解的理解：碳酸盐的分解实质：是碳酸根离子断掉了一个碳氧键，形成一个 CO2 分子和一个氧离子，金属阳离子结合这个氧离子形成金属氧化物。 （MCO 3MO+CO2）碳酸盐的分解难易比较：金属阳离子的半径越小和所带电荷数越多就越易结合氧离子（也就是形成的离子键更强），结合能力越强，碳酸盐越易分解，分解温度则越低。4、典型的离子晶体的结构特征NaCl 型晶体 CsCl
26、型晶体 CaF2 型晶体 ZnS 型晶体12六、金属晶体 （ 判断方法：金属单质、合金属于金属晶体）1、电子气理论：由于金属原子的最外层电子数较少，易失电子成为金属离子，金属原子释放出的价电子不专属于某个特定的金属离子，而为许多金属离子所共有，并在整个金属中自由运动，这些电子又称为自由电子。金属脱落下来的价电子几乎均匀分布在整个晶体中，像遍布整块金属的“电子气” ，从而把所有金属原子维系在一起。2、金属键：金属离子和自由电子之间的强烈的相互作用叫做金属键。3、金属晶体的熔沸点比较：金属晶体的熔沸点差异很大，主要与金属键的相对强弱有关，一般，金属原子半径越小，价电子数越多，金属键越强，金属晶体的
27、熔沸点越高。Na+的配位数(C.N.) 是6，Cl 的配位数也是6。每个 Na+与 12 个Na+等距离相邻，一个NaCl 晶胞中含有 4 个Na+和 4 个 Cl。阴阳离子的配位数均为 8。每个 Cs+周围距离相等且最近的 Cs+共有6 个，一个 CsCl 晶胞中含有 1 个 Cs+和1 个 Cl。Ca2+的配位数是 8， F的配位数是 4。一个 CaF2 晶胞中含 4 个Ca2+和 8 个 F。阴阳离子的配位数均为 4，一个 ZnS 晶胞中含 4个 Zn2+和 4 个 S2。金属通性 解释金属光泽金属中的自由电子能在一定范围内自由活动，无特征能量限制，可在较宽范围内吸收可见光并随即放出，因
28、而使金属不透明、具有金属光泽（多为银白色）导电 在外加电场的作用下，自由电子发生定向运动，形成电流导热 自由电子把能量从温度高的区域传到温度低的区域，从而使整块金属达到同样的温度有延展性 当金属受到外力作用时，金属原子之间发生相对滑动，表现为良好的延展性134、金属晶体的堆积模型堆积模型代表物每个晶胞所含原子数配位数 原子半径为 r 空间利用率 晶胞简单立方堆积Po 818=1 6 边长：2r43r3(2)3=52.36%体心立方堆积碱金属、Fe、Cr、W818+1=2 8体对角线：4r边长： r4332433(433)3=68.02%面心立方堆积Cu、Ag、Au、Al818+612=412
29、面对角线：4r边长： r224433(22)3=74.05%六方最密堆积Zn、Mg、Ti4112+416+1=212菱形边长：2r菱形面积：r 223高： r4232433232+423=74.05%注 ：室温条件下的气体、液体、溶液等，经一定条件可以转变为晶体。晶体都是固体 化学键包括：共价键、离子键、金属键不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律： 原子晶体离子晶体分子晶体氢键只存在于固态、液态分子间，而范德华力不限晶体发生物理变化时：物质状态改变或溶解分子晶体克服分子间作用力（范德华力和氢键） ， 部分分子晶体溶于水也会断裂共价键发生电离，如 HNO3、H 2SO4，Al(OH) 3、AlCl
30、 3、BeCl 2 等14原子晶体克服原子间的共价键 ； 离子晶体克服阴阳离子间的离子键；金属晶体克服金属阳离子与自由电子间金属键晶体发生化学变化时:分子晶体、原子晶体均断裂共价键；离子晶体断裂离子键；金属晶体断裂金属键附录：四种晶体对比 （熟记）晶体类型 分子晶体 原子晶体 离子晶体 金属晶体概念 分子间通过分子间作用力 结合而形成的晶体 原子间通过共价键结 合而形成的晶体阴、阳离子间通过离子键结合而形成的晶体 金属原子通过金属键结合而形成的晶体构成粒子 分子（同种物质） 原子（同种或不同 种元素的原子） 阴、阳离子 金属阳离子 与自由电子粒子间作用力分子间作用力 共价键 离子键 金属键特点
31、 有单个分子，化学式就是 分子式无单个分子，无分子式，化学式是原子最简整数比无单个分子，无分子 式，化学式是阴、阳离子最简整数比无单个分子，无分子式，只有化学式15常见晶体多数非金属单质：H2、O 2、N 2、S 8、P 4、C 60、卤素单质、稀有气体等固体 部分非金属氧化物：CO2、SO 2、 SO3、NO 2等的固体 所有非金属氢化物：H2O、 H2S、NH 3、HF等固体 酸、弱碱、部分盐：HNO3、H 2SO4 等酸，Cu(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH) 3 等弱碱，AlCl3、 BeCl2 等盐固体 大部分有机物注意：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
32、（范德华力）越大，物质的熔、沸点就越高。但具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。部分非金属单质：金刚石、晶体硅、晶体硼、晶体锗等部分非金属化合物：SiO2、SiC、BN等注意：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 例： 熔点：金刚石碳化硅硅 活泼金属的氧化物、氢化物：Na2O、 Na2O2、CaO、 MgO、 NaH、 CaH2强碱：NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH) 2大多数盐：AgCl、 AgNO3、NaCl、Na 2S、Na 2CO3、BaSO 4、CaCO3 等（AlCl 3、BeCl 2 等除外）注意：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。金属单质与合金注意：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。但金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低主要性质硬度小，溶沸点低，不导电，不导热。部分溶于水，水溶液可导电硬度大，熔沸点很高，导电性差，不导热。几乎不溶于任何溶剂硬而脆，溶沸点较高，固态不导电、不导热。部分可溶于水，溶于水或熔融时能够导电硬度一般较大，金属光泽，是电和热的良导体
