晶体的基本类型与性质：

晶体类型的判断方法：

1．依据晶体的组成微粒与微粒间作用力来判断
离子晶体的组成微粒是阴、阳离子，微粒间作用力是离子键；原子晶体的组成微粒是原子，微粒间作用力是共价键；分子晶体的组成微粒是分子，微粒间作用力是分子间作刚力；金属晶体的组成微粒是金属阳离子和自南电子，微粒间作用力是金属键。
2．依据物质的分类判断
金属氧化物(如K2O、Na2O等)、强碱(如NaOH、 KOH等)和绝大多数的盐是离子晶体。大多数非金属单质(除金刚石、石墨、品体硅、晶体硼以外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2以外)、酸、绝大多数有机物 (除有机盐以外)都是分子晶体。常见的属于原子晶体的单质有金刚石、晶体硅、晶体硼、晶体锗等，常见的属于啄子品体的化合物有碳化硅(SiC)、氮化硅(Si3N4)、氮化硼(BN)、二氧化硅(SiO2)等。金属单质与合金是金属晶体.
3．依据晶体的熔点判断
离子晶体熔点较高，常在几百至一千摄氏度。原子晶体熔点高，常在一千至几千摄氏度。分子晶体熔点低，常在几百摄氏度以下至很低的温度。金属晶体的熔点范围最广，钨的熔点比部分原子晶体还要高，汞的熔点比部分分子晶体还要低。
4．依据导电性判断离子晶体水溶液及熔化时能导电、原子晶体一般为非导体。分子晶体为非导体，但分子晶体中的电解质溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。金属晶体是电的良导体。
5．依据硬度和机械性能判断
离子晶体硬度大(或硬而脆)；分子晶体硬度较小；原子晶体硬度大；金属晶体多数硬度大，但也有较小的，具有延展性。

晶体的基本类型与性质：

晶体结构模型：

晶体	晶体结构模型
氯化铯晶体
氯化钠晶体
氟化钙晶体
二氧化碳晶体
金刚石晶体
SiO2晶体
石墨晶体 (混合晶体)

晶体中的几个不一定:

(1)由非金属元素构成的晶体不一定为分子品体。如NH4Cl。
(2)具有导电性的晶体不一定是金属晶体。如Si、石墨。
(3)离子晶体不一定只含离子键。如NaOH、 FeS2、Na2O2。
(4)由氢化物构成的晶体不一定是分子晶体。如NaH。
(5)金属与非金属元素构成的晶体不一定是离子晶体。如AlCl3为分子晶体。
(6)原子晶体不一定为绝缘体。如Si。
(7)溶于水能导电的晶体不一定是离子晶体。如HCl。
(8)离子晶体的熔点不一定低于原子晶体。如 MgO的熔点为2852℃，而SiO2的熔点为1710℃。
(9)金属晶体的熔点不一定低于原子晶体。如w 的熔点达34lO℃。
(10)金属晶体的熔点不一定高于分子晶体。如 Hg常温下呈液态，而硫、白磷常温下呈同态.
(11)金属晶体的硬度不一定小于原子晶体。如Cr 的硬度为9，仅次于金刚石。
(12)金属晶体的硬度不一定大于分子晶体。如 Na的硬度只有0．4，可用小刀切割。
(13)晶体巾有阳离子不一定有阴离子。如构成金

电负性：

(1)键合电子、电负性的定义
元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。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。
(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4．0作为相对标准。
 
(4)电负性的变化规律
①随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
②同周期，从左到右，元素的电负性逐渐变大。
③同主族，从上到下，元素的电负性逐渐变小。

电离能：

(1)概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
(2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的原子在气态时失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，在气态时原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，在气态时原子越难失去一个电子。
(3)电离能的变化规律
①随核电荷数递增，元素的第一电离能呈周期性变化。
②同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，原子核对外层电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失电子，因此元素的第一电离能呈增大的趋势。同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。
③同一主族，从上到下，随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越易失电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。注意通常ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA 族元素、VA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素。这是由于ⅡA、VA族元素原子的价电子排布分别为 是较稳定的全充满或半充满状态，因而失去电子所需的能量较高。