3.3.1 金属晶体 离子晶体 课件（49张ppt）2022-2023学年下学期高二化学人教版（2019）选择性必修2
文档属性
| 名称 | 3.3.1 金属晶体 离子晶体 课件（49张ppt）2022-2023学年下学期高二化学人教版（2019）选择性必修2 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 3.3MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-01-09 12:56:58 | ||
图片预览
文档简介
(共49张PPT)
第1课时 金属晶体 离子晶体
第三章 晶体结构与性质
第三节
金属晶体与离子晶体
1、金属键：
特征：无方向性和饱和性
（1）本质：
“电子气理论”把金属键描述为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。
一、金属晶体
金属阳离子与自由电子之间强烈的相互作用。
苏教P52
金属的原子化热：1mol金属固体完全气化成相互远离的气态原子时吸收的能量。
金属的原子化热越大，金属键越强。
（2）金属键的强弱及对金属性质的影响
①金属键的强弱主要决定于金属元素的原子半径和价电子数。（原子半径越小、价电子数越多，金属键越强；反之，金属键越弱。）
②金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。（如：熔点最高的金属是钨，硬度最大的金属是铬。）
Li
Na
K
Rb
Cs
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Al
熔点、硬度升高
熔点、硬度降低
一般存在以下规律：
①同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点逐渐升高。
②同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔、沸点逐渐降低。
④金属晶体熔点差别很大，如汞常温为液体，熔点很低(－38.9 ℃)，而铁金属熔点很高(1535 ℃)。
③合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点低。
2、金属晶体
友情提醒：绝大多数金属是金属晶体（Ge、灰锡是共价晶体）
(1)概念：以金属键相结合形成的晶体。
(2)性质：优良的导电性、导热性和延展性。
(3)物质类别：纯金属和合金。（合金的组成和结构非常复杂多样，大多数合金以一种金属为主要组成。）
合金：两种和两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质，叫做合金，合金属于混合物，对应的固体为金属晶体。
合金的特点：①仍保留金属的化学性质，但物理性质改变很大；②熔点比各成份金属的都低；③强度、硬度比成分金属大；④有的抗腐蚀能力强；⑤导电性、延展性比成分金属差。
知识链接
（4）金属晶体结构特点：
不存在单个分子
金属阳离子被自由电子所包围
3、金属晶体的结构与金属性质的内在联系
①试用“电子气理论”解释为什么金属具有良好的延展性。
当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但原来的排列方式不变，而且弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用，并且电子气没有被破坏，所以金属有良好的延展性；
人教
P86
金属的延展性
自由电子
+
金属离子
金属原子
位错
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
金属键没有被破坏
②试用“电子气理论”解释为什么金属具有良好的导电性。
通常情况下，金属内部自由电子的运动不具有固定的方向性，当在外电场作用下，金属晶体中的自由电子在电场中定向移动而形成电流，呈现良好的导电性；
外加电场
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
③试用“电子气理论”解释为什么金属具有良好的导热性。
电子气中的自由电子在热的作用下运动时频繁与金属原子碰撞，从而引起能量传递，呈现良好的导热性。
金属导电与电解质溶液导电的比较
运动的微粒 过程中发生的变化 温度的影响
金属导电
电解质溶液导电
自由电子
阴、阳离子
物理变化
化学变化
升温，导电性减弱
升温，导电性增强
电解
4、金属晶体的堆积方式
金属晶体的原子在二维平面堆积模型
金属晶体中的原子可看成直径相等的小球。将等径圆球在一平面上排列，有两种排布方式，按（b）图方式排列，圆球周围剩余空隙最小，称为密置层；按（a）图方式排列，剩余的空隙较大，称为非密置层。
苏教P54
苏教P56
晶体 氯化钠 干冰 金刚石
熔 点 （℃） 801 -56.2 3550
思考：
1.为什么氯化钠的性质与干冰、金刚石的不同？
2.化学式NaCl表示单个NaCl分子吗？
二、离子晶体
苏教P58
1、离子键及其影响因素
(1)概念：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。
(2)影响因素：离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强。
(3)离子键没有饱和性和方向性。
苏教P59
【思考与讨论】NaCl的熔点为801 ℃，CsCl的熔点为645 ℃，试解释其原因。
提示 Na＋、Cs＋所带电荷一样，但Na＋的半径小于Cs＋的半径，NaCl中的离子键强于CsCl中的离子键，所以NaCl的熔点高于CsCl的熔点。
苏教P60
2、离子晶体
(2)性质
①熔、沸点较高，硬度较大。
②离子晶体不导电，但熔化或溶于水后能导电。
③大多数离子晶体能溶于水，难溶于有机溶剂。
（1）概念：
阳离子和阴离子通过离子键结合成的晶体
苏教P60
晶格能(U):
拆开1mol离子晶体使之形成气态阳离子和气态阴离子时所需要的能量。
1、晶格能越大，表明离子晶体中的离子键越牢固。
2、离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大。离子晶体的熔点越高，硬度越大。
序号 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧
物质 NaF NaCl NaBr NaI MgO CaO SrO BaO
熔点/℃ 993 801 747 661 2 852 2 614 2 430 1 918
(1)①～④、⑤～⑧中物质的熔点为什么会逐渐降低？
【思考】以下是八种物质的熔点：
(2)⑤～⑧中物质的熔点远高于①～④中物质的原因是什么？
提示：⑤～⑧中的物质均为离子晶体，并且⑤～⑧中物质的离子所带电荷高于①～④中的物质的离子所带的电荷，离子所带电荷越高，离子键越强，熔点越高。
提示：①～④均为离子晶体且离子所带电荷相同，从F－→I－随着离子半径的增大，离子键减弱，熔点逐渐降低。⑤～⑧均为离子晶体且离子所带电荷相同，从Mg2＋→Ba2＋随着离子半径的增大，离子键减弱，熔点逐渐降低。
序号 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧
物质 NaF NaCl NaBr NaI MgO CaO SrO BaO
熔点/℃ 993 801 747 661 2 852 2 614 2 430 1 918
3、两种常见的离子晶体
Cl-
Na+
3
1
5
6
2
4
1
5
4
2
3
6
这几个Na+在空间构成的几何构型为 。
正八面体
(1)NaCl晶体结构
NaCl晶体中阴、阳离子的配位数
Cl﹣
Na﹢
①在NaCl晶体中，每个Na＋周围最近距离的Cl－是6个(上、下、左、右、前、后，即配位数是6)，构成正八面体，每个Cl－周围最近距离的Na＋也是6个(即配位数是6)，构成正八面体。
②每个Na＋周围最近距离的Na＋是12个(上层4个，同层4个，下层4个)，每个Cl－周围最近距离的Cl－也是12个。
③每个NaCl晶胞中实际Na＋数为12×＋1＝4，Cl－数为8×＋6×＝4，所以Na＋、Cl－个数比为1∶1，氯化钠的化学式为NaCl(不表示分子式)。
配位数均为6，构成正八面体；
每个Na+周围距离最近的Na+是12个；
每个NaCl晶胞含Na+和Cl-均为4个，
NaCl是化学式不是分子式。
(1)NaCl晶体结构
①在氯化铯晶体中，每个Cs＋周围最近距离的Cl－是8个(即配位数是8)；每个Cl－周围最近距离的Cs＋也是8个(即配位数是8)。
②每个Cs＋周围最近距离的Cs＋是6个(上、下、左、右、前、后)，构成正八面体；每个Cl－周围最近距离的Cl－也是6个，构成正八面体。
③每个CsCl晶胞中实际Cs＋数为1，Cl－数为8×＝1，所以Cs＋、Cl－个数比为1∶1，氯化铯的化学式为CsCl(不表示分子式)。
(2)CsCl晶体结构
配位数均为8，构成立方体；
每个Cs+周围距离最近的Cs+是6个；
每个CsCl晶胞含Cs+和Cl-均为1个，
CsCl是化学式不是分子式。
（3）离子晶体中不同离子周围异电性离子数目的多少主要取决于阴、阳离子的相对大小。
苏教P61
研读课本细节！
人教P87
离子晶体中也可能存在共价键、氢键和范德华力，但主要作用力是离子键。
苏教P61
思考与讨论
人教P88
思考与讨论答案
科学 技术 社会
人教P88
1、金属晶体的形成是因为晶体中存在 （ ）
A.金属离子间的相互作用
B．金属原子间的相互作用
C.金属离子与自由电子间的相互作用
D.金属原子与自由电子间的相互作用
课堂练习
C
2、关于晶体的下列说法正确的是（ ）
A.在离子晶体中只要有阴离子就一定有阳离子
B.在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子
C.原子晶体的熔沸点一定比金属晶体的高
D.分子晶体的熔点一定比金属晶体的低
Ａ
3、下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶格能的是（ ）
A、Na+(g) + Cl- (g) = NaCl(s); △H
B、Na (s) + 1/2Cl2 (g) = NaCl(s); △H1
C、Na (s)= Na (g) ; △H2
D 、Na (g) -e- = Na+ (g) ; △H3
E、1/2Cl2(g)=Cl(g); △H4
F、Cl(g) + e- =Cl-(g); △H5
写出△H1与△H 、△H2、△H3、△H4、△H5之间的关系式_____
A
△H +△H2+△H3+△H4+△H5
4、下列物质中，化学式能准确表示该物质分子组成的是 （ ）
A.NH4Cl B.SiO2 C.P4 D.Na2SO4
问题反思——化学式能否表示分子，关键能判断该物质是否分子晶体
Ｃ
5、下列有关晶体的叙述中不正确的是 （ ）A. 金刚石的网状结构中,由共价键形成的碳原子环中,最小的环上有6个碳原子
B. 氯化钠晶体中,每个Na+周围距离相等的Na+离子共有12个
C. 氯化铯晶体中,Cs＋周围最近距离的Cl－有8个
D. 干冰晶体中,每个二氧化碳分子周围紧邻10个二氧化碳分子
Ｄ
6、下列物质的熔沸点顺序判断不正确的是（ ）
A.LiB.F2C.金刚石>晶体硅>碳化硅
D.NaCl>KCl>CsCl
Ａ
判断晶体类型的方法
1. 依据物质的分类判断
离子晶体：金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数的盐类。
分子晶体：大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）。
共价晶体：单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。
金属晶体：金属单质（除汞外）与合金。
2. 依据组成晶体的晶格质点和质点间的作用判断
离子晶体：晶格质点是阴、阳离子，质点间的作用是离子键；
共价晶体：晶格质点是原子，质点间的作用是共价键；
分子晶体：晶格质点是分子，质点间的作用为分子间作用力；
金属晶体：晶格质点是金属离子和自由电子，质点间的作用是金属键。
3. 依据晶体的熔点判断
离子晶体：熔点较高，常在数百度至一千余度
共价晶体：熔点很高，常在一千度至几千度
分子晶体：熔点低，常在数百度以下至很低温度
金属晶体：多数熔点高，但也有相当低的。
4. 依据导电性判断
离子晶体：水溶液及熔化时能导电；
共价晶体：一般为非导体，但有些能导电，如晶体硅；
分子晶体：为非导体，而分子晶体中的电解质（如酸和部分非金属气态氢化物）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：硬度较大或略硬而脆；
共价晶体：硬度大；
分子晶体：硬度小且较脆；
金属晶体：多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性
★岩浆晶出规则与晶格能的关系
晶格能高的晶体熔点较高，更容易在岩浆冷却过程中冷却下来，从而先结晶
第1课时 金属晶体 离子晶体
第三章 晶体结构与性质
第三节
金属晶体与离子晶体
1、金属键：
特征：无方向性和饱和性
（1）本质：
“电子气理论”把金属键描述为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。
一、金属晶体
金属阳离子与自由电子之间强烈的相互作用。
苏教P52
金属的原子化热：1mol金属固体完全气化成相互远离的气态原子时吸收的能量。
金属的原子化热越大，金属键越强。
（2）金属键的强弱及对金属性质的影响
①金属键的强弱主要决定于金属元素的原子半径和价电子数。（原子半径越小、价电子数越多，金属键越强；反之，金属键越弱。）
②金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。（如：熔点最高的金属是钨，硬度最大的金属是铬。）
Li
Na
K
Rb
Cs
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Al
熔点、硬度升高
熔点、硬度降低
一般存在以下规律：
①同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点逐渐升高。
②同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔、沸点逐渐降低。
④金属晶体熔点差别很大，如汞常温为液体，熔点很低(－38.9 ℃)，而铁金属熔点很高(1535 ℃)。
③合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点低。
2、金属晶体
友情提醒：绝大多数金属是金属晶体（Ge、灰锡是共价晶体）
(1)概念：以金属键相结合形成的晶体。
(2)性质：优良的导电性、导热性和延展性。
(3)物质类别：纯金属和合金。（合金的组成和结构非常复杂多样，大多数合金以一种金属为主要组成。）
合金：两种和两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质，叫做合金，合金属于混合物，对应的固体为金属晶体。
合金的特点：①仍保留金属的化学性质，但物理性质改变很大；②熔点比各成份金属的都低；③强度、硬度比成分金属大；④有的抗腐蚀能力强；⑤导电性、延展性比成分金属差。
知识链接
（4）金属晶体结构特点：
不存在单个分子
金属阳离子被自由电子所包围
3、金属晶体的结构与金属性质的内在联系
①试用“电子气理论”解释为什么金属具有良好的延展性。
当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但原来的排列方式不变，而且弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用，并且电子气没有被破坏，所以金属有良好的延展性；
人教
P86
金属的延展性
自由电子
+
金属离子
金属原子
位错
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
金属键没有被破坏
②试用“电子气理论”解释为什么金属具有良好的导电性。
通常情况下，金属内部自由电子的运动不具有固定的方向性，当在外电场作用下，金属晶体中的自由电子在电场中定向移动而形成电流，呈现良好的导电性；
外加电场
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
③试用“电子气理论”解释为什么金属具有良好的导热性。
电子气中的自由电子在热的作用下运动时频繁与金属原子碰撞，从而引起能量传递，呈现良好的导热性。
金属导电与电解质溶液导电的比较
运动的微粒 过程中发生的变化 温度的影响
金属导电
电解质溶液导电
自由电子
阴、阳离子
物理变化
化学变化
升温，导电性减弱
升温，导电性增强
电解
4、金属晶体的堆积方式
金属晶体的原子在二维平面堆积模型
金属晶体中的原子可看成直径相等的小球。将等径圆球在一平面上排列，有两种排布方式，按（b）图方式排列，圆球周围剩余空隙最小，称为密置层；按（a）图方式排列，剩余的空隙较大，称为非密置层。
苏教P54
苏教P56
晶体 氯化钠 干冰 金刚石
熔 点 （℃） 801 -56.2 3550
思考：
1.为什么氯化钠的性质与干冰、金刚石的不同？
2.化学式NaCl表示单个NaCl分子吗？
二、离子晶体
苏教P58
1、离子键及其影响因素
(1)概念：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。
(2)影响因素：离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强。
(3)离子键没有饱和性和方向性。
苏教P59
【思考与讨论】NaCl的熔点为801 ℃，CsCl的熔点为645 ℃，试解释其原因。
提示 Na＋、Cs＋所带电荷一样，但Na＋的半径小于Cs＋的半径，NaCl中的离子键强于CsCl中的离子键，所以NaCl的熔点高于CsCl的熔点。
苏教P60
2、离子晶体
(2)性质
①熔、沸点较高，硬度较大。
②离子晶体不导电，但熔化或溶于水后能导电。
③大多数离子晶体能溶于水，难溶于有机溶剂。
（1）概念：
阳离子和阴离子通过离子键结合成的晶体
苏教P60
晶格能(U):
拆开1mol离子晶体使之形成气态阳离子和气态阴离子时所需要的能量。
1、晶格能越大，表明离子晶体中的离子键越牢固。
2、离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大。离子晶体的熔点越高，硬度越大。
序号 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧
物质 NaF NaCl NaBr NaI MgO CaO SrO BaO
熔点/℃ 993 801 747 661 2 852 2 614 2 430 1 918
(1)①～④、⑤～⑧中物质的熔点为什么会逐渐降低？
【思考】以下是八种物质的熔点：
(2)⑤～⑧中物质的熔点远高于①～④中物质的原因是什么？
提示：⑤～⑧中的物质均为离子晶体，并且⑤～⑧中物质的离子所带电荷高于①～④中的物质的离子所带的电荷，离子所带电荷越高，离子键越强，熔点越高。
提示：①～④均为离子晶体且离子所带电荷相同，从F－→I－随着离子半径的增大，离子键减弱，熔点逐渐降低。⑤～⑧均为离子晶体且离子所带电荷相同，从Mg2＋→Ba2＋随着离子半径的增大，离子键减弱，熔点逐渐降低。
序号 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧
物质 NaF NaCl NaBr NaI MgO CaO SrO BaO
熔点/℃ 993 801 747 661 2 852 2 614 2 430 1 918
3、两种常见的离子晶体
Cl-
Na+
3
1
5
6
2
4
1
5
4
2
3
6
这几个Na+在空间构成的几何构型为 。
正八面体
(1)NaCl晶体结构
NaCl晶体中阴、阳离子的配位数
Cl﹣
Na﹢
①在NaCl晶体中，每个Na＋周围最近距离的Cl－是6个(上、下、左、右、前、后，即配位数是6)，构成正八面体，每个Cl－周围最近距离的Na＋也是6个(即配位数是6)，构成正八面体。
②每个Na＋周围最近距离的Na＋是12个(上层4个，同层4个，下层4个)，每个Cl－周围最近距离的Cl－也是12个。
③每个NaCl晶胞中实际Na＋数为12×＋1＝4，Cl－数为8×＋6×＝4，所以Na＋、Cl－个数比为1∶1，氯化钠的化学式为NaCl(不表示分子式)。
配位数均为6，构成正八面体；
每个Na+周围距离最近的Na+是12个；
每个NaCl晶胞含Na+和Cl-均为4个，
NaCl是化学式不是分子式。
(1)NaCl晶体结构
①在氯化铯晶体中，每个Cs＋周围最近距离的Cl－是8个(即配位数是8)；每个Cl－周围最近距离的Cs＋也是8个(即配位数是8)。
②每个Cs＋周围最近距离的Cs＋是6个(上、下、左、右、前、后)，构成正八面体；每个Cl－周围最近距离的Cl－也是6个，构成正八面体。
③每个CsCl晶胞中实际Cs＋数为1，Cl－数为8×＝1，所以Cs＋、Cl－个数比为1∶1，氯化铯的化学式为CsCl(不表示分子式)。
(2)CsCl晶体结构
配位数均为8，构成立方体；
每个Cs+周围距离最近的Cs+是6个；
每个CsCl晶胞含Cs+和Cl-均为1个，
CsCl是化学式不是分子式。
（3）离子晶体中不同离子周围异电性离子数目的多少主要取决于阴、阳离子的相对大小。
苏教P61
研读课本细节！
人教P87
离子晶体中也可能存在共价键、氢键和范德华力，但主要作用力是离子键。
苏教P61
思考与讨论
人教P88
思考与讨论答案
科学 技术 社会
人教P88
1、金属晶体的形成是因为晶体中存在 （ ）
A.金属离子间的相互作用
B．金属原子间的相互作用
C.金属离子与自由电子间的相互作用
D.金属原子与自由电子间的相互作用
课堂练习
C
2、关于晶体的下列说法正确的是（ ）
A.在离子晶体中只要有阴离子就一定有阳离子
B.在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子
C.原子晶体的熔沸点一定比金属晶体的高
D.分子晶体的熔点一定比金属晶体的低
Ａ
3、下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶格能的是（ ）
A、Na+(g) + Cl- (g) = NaCl(s); △H
B、Na (s) + 1/2Cl2 (g) = NaCl(s); △H1
C、Na (s)= Na (g) ; △H2
D 、Na (g) -e- = Na+ (g) ; △H3
E、1/2Cl2(g)=Cl(g); △H4
F、Cl(g) + e- =Cl-(g); △H5
写出△H1与△H 、△H2、△H3、△H4、△H5之间的关系式_____
A
△H +△H2+△H3+△H4+△H5
4、下列物质中，化学式能准确表示该物质分子组成的是 （ ）
A.NH4Cl B.SiO2 C.P4 D.Na2SO4
问题反思——化学式能否表示分子，关键能判断该物质是否分子晶体
Ｃ
5、下列有关晶体的叙述中不正确的是 （ ）A. 金刚石的网状结构中,由共价键形成的碳原子环中,最小的环上有6个碳原子
B. 氯化钠晶体中,每个Na+周围距离相等的Na+离子共有12个
C. 氯化铯晶体中,Cs＋周围最近距离的Cl－有8个
D. 干冰晶体中,每个二氧化碳分子周围紧邻10个二氧化碳分子
Ｄ
6、下列物质的熔沸点顺序判断不正确的是（ ）
A.Li
D.NaCl>KCl>CsCl
Ａ
判断晶体类型的方法
1. 依据物质的分类判断
离子晶体：金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数的盐类。
分子晶体：大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）。
共价晶体：单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。
金属晶体：金属单质（除汞外）与合金。
2. 依据组成晶体的晶格质点和质点间的作用判断
离子晶体：晶格质点是阴、阳离子，质点间的作用是离子键；
共价晶体：晶格质点是原子，质点间的作用是共价键；
分子晶体：晶格质点是分子，质点间的作用为分子间作用力；
金属晶体：晶格质点是金属离子和自由电子，质点间的作用是金属键。
3. 依据晶体的熔点判断
离子晶体：熔点较高，常在数百度至一千余度
共价晶体：熔点很高，常在一千度至几千度
分子晶体：熔点低，常在数百度以下至很低温度
金属晶体：多数熔点高，但也有相当低的。
4. 依据导电性判断
离子晶体：水溶液及熔化时能导电；
共价晶体：一般为非导体，但有些能导电，如晶体硅；
分子晶体：为非导体，而分子晶体中的电解质（如酸和部分非金属气态氢化物）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：硬度较大或略硬而脆；
共价晶体：硬度大；
分子晶体：硬度小且较脆；
金属晶体：多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性
★岩浆晶出规则与晶格能的关系
晶格能高的晶体熔点较高，更容易在岩浆冷却过程中冷却下来，从而先结晶