本文目录导航：

• 请问稳固性大小的选择起因与热稳固性怎样判别
• 高中化学。热稳固性，恢复性，酸性，碱性 如何比拟？
• 如何比拟非金属气态氢化物的热稳固性？

请问稳固性大小的选择起因与热稳固性怎样判别

就是物质在受热状况下出现合成，所需的热量越多，热稳固性就越大，比拟氢化物热稳固就是比拟元素的非金属性就可以了，非金属性越强，热稳固性越大。

同周期中，氢化物的热稳固性从左到右是越来越稳固，在同主族中的氢化物的热稳固性则是从下到上越来越稳固，也就是非金属性越强的元素，其氢化物的热稳固性越稳固。

资料拓展：

比拟法令

1．单质的热稳固性与键能的关系法令

普通说来，单质的热稳固性与构成单质的化学键结实水平正关系，而化学键结实水平又与键能正关系。

2．气态氢化物的热稳固性：元素的非金属性越强，构成的气态氢化物就越稳固。

同主族的非金属元素，从上到下，随核电荷数的参与，非金属性渐弱，气态氢化物的稳固性渐弱；同周期的非金属元素，从左到右，随核电荷数的参与，非金属性渐强，气态氢化物的稳固性渐强。

3．氢氧化物的热稳固性：金属性越强，碱的热稳固性越强（碱性越强，热稳固性越强）。

4．含氧酸的热稳固性：绝大少数含氧酸的热稳固性差，受热脱水生成对应的酸酐。普通地

①常温下酸酐是稳固的气态氧化物，则对应的含氧酸往往极不稳固，常温下可出现合成；

②常温下酸酐是稳固的固态氧化物，则对应的含氧酸较稳固，在加热条件下才干合成。

③某些含氧酸易受热合成并出现氧化恢复反响，得不到对应的酸酐。

5．含氧酸盐的热稳固性：

①酸不稳固，其对应的盐也不稳固；酸较稳固，其对应的盐也较稳固，例如硝酸盐比拟稳固

②同一种酸的盐，热稳固性 正盐>酸式盐>酸。

③同一酸根的盐的热稳固性顺序是碱金属盐>过渡金属盐>铵盐。

④同一成酸元素，其低价含氧酸比低价含氧酸稳固，其相应含氧酸盐的稳固性顺序也是如此。

资料参考：

热稳固性 网络百科

高中化学。热稳固性，恢复性，酸性，碱性 如何比拟？

热稳固性与共价键（晶格能、金属键）键能的大小无关，键能大小又和原子半径无关。原子半径越小，键长越短，键能越大恢复性就是失电子的才干，元素周期表外面：从左到右恢复性削弱；从上到下恢复性增强酸性和恢复性无关，普通核心元素非金属性越强，酸性越强碱性普通不常考，也是和恢复性无关，核心元素的非金属越强,其最低价氧化物对应水化物的酸性越强

如何比拟非金属气态氢化物的热稳固性？

非金属的气态氢化物热稳固性及熔沸点的比拟：1、热稳固性比拟原子半径越大，原子之间的化学键越弱，越容易合成，即热稳固性越小。

比如热稳固性：HCl > HBr > HI2、比拟熔沸点（分子晶体）理论比拟分子之间作使劲，分子间力越大，熔沸点越高。

普通状况下，分子间以色散力为主，而色散力与分子体积无关，所以半径越大，分子间作使劲越大，熔沸点越高。

如：HCl <HBr <HI3、须要留意的状况同一系列，即同族元素，同类型氢化物才有可比性。

如出现氢键等其余不凡条件，熔沸点会出现例外。

拓展：各种晶体的熔沸点比拟金属键构成的单质晶体。

金属单质及一些金属合金都属于金属晶体，例如镁、铝、铁和铜等。

金属晶体中存在金属离子(或金属原子)和自在电子，金属离子(或金属原子)总是严密地沉积在一同，金属离子和自在电子之间存在较剧烈的金属键，自在电子在整个晶体中自在静止，金属具备独特的个性，如金属有光泽、不透明，是热和电的良导体，有良好的延展性和机械强度。

大少数金属具备较高的熔点和硬度，金属晶体中，金属离子陈列越严密，金属离子的半径越小、离子电荷越高，金属键越强，金属的熔、沸点越高。

例如周期系IA族金属由上而下，随着金属离子半径的增大，熔、沸点递减。

第三周期金属按Na、Mg、Al顺序，熔沸点递增。

依据中学阶段所学的常识。

金属晶体都是金属单质，构成金属晶体的微粒是金属阳离子和自在电子（也就是金属的价电子）。

冰(H2O)分子晶体棍球模型分子间以范德华力相互联合构成的晶体。

大少数非金属单质及其构成的化合物如干冰(CO2)、I2、大少数无机物，其固态均为分子晶体。

分子晶体是由分子组成，可以是极性分子，也可以是非极性分子。

分子间的作使劲很弱，分子晶体具备较低的熔、沸点，硬度小、易挥发，许多物质在常温下呈气态或液态，例如O2、CO2是气体，乙醇、冰醋酸是液体。

同类型分子的晶体，其熔、沸点随分子量的参与而升高，例如卤素单质的熔、沸点按F2、Cl2、Br2、I2顺序递增；非金属元素的氢化物，按周期系同主族由上而下熔沸点升高；无机物的同系物随碳原子数的参与，熔沸点升高。

但HF、H2O、NH3、CH3CH2OH等分子间，除存在范德华力外，还有氢键的作使劲，它们的熔沸点较高。

分子组成的物质，其溶解性遵守“相似相溶[1]”原理，极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性的无机溶剂，例如NH3、HCl极易溶于水，难溶于CCl4和苯；而Br2、I2难溶于水，易溶于CCl4、苯等无机溶剂。

依据此性质，可用CCl4、苯等溶剂将Br2和I2从它们的水溶液中萃取、分别进去。

分子晶体熔沸点高下法令分子间作使劲越强，熔沸点越高①组成和结构相似的分子晶体，普通相对分子品质越大，分子间作使劲越强，熔沸点越高。

例如：元素周期表中第ⅦA族的元素单质其熔沸点变动法令为：At2>I2 > Br2 > Cl2>F2。

②若分子间有氢键，则分子间作使劲比结构相似的同类晶体大，故熔沸点较高。

例如：HF > HI > HBr > HCl。

H2O> H2Se> H2S。

NH3> PH3　原子晶体定义：相邻原子之间经过剧烈的共价键联合而成的空间网状结构的晶体叫做原子晶体原理简介相邻原子间以共价键联合而构成的空间网状结构的晶体。

例如金刚石晶体，是以一个碳原子为核心，经过共价键衔接4个碳原子，构成正四面体的空间结构，每个碳环有6个碳原子组成，一切的C－C键键长为1.55×10-10米，键角为109°28′，键能也都相等　金刚石是典型的原子晶体，熔点高达3550℃，是硬度最大的单质。

原子晶体中，组成晶体的微粒是原子，原子间的相互作用是共价键，共价键联合结实，原子晶体的熔、沸点高，硬度大，不溶于普通的溶剂，少数原子晶体为绝缘体，有些如硅、锗等是优异的半导体资料。

原子晶体中不存在分子，用化学式示意物质的组成，单质的化学式间接用元素符号示意，两种以上元素组成的原子晶体，按各原子数目标最简比写化学式。

常常出现的原子晶体是周期系第ⅣA族元素的一些单质和某些化合物，例如金刚石、硅晶体、SiO2、SiC等。

（但碳元素的另一单质石墨不是原子晶体，石墨晶体是层状结构，以一个碳原子为核心，经过共价键衔接3个碳原子，构成网状六边形，属过渡型晶体。

）对不同的原子晶体，组成晶体的原子半径越小，共价键的键长越短，即共价键越结实，晶体的熔，沸点越高，例如金刚石、碳化硅、硅晶体的熔沸点依次降落。

金刚石的晶体模型相邻原子间以共价键联合而构成的空间网状结构的晶体，如：金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化硅等。

凡靠共价键联合而成的晶体统称为原子晶体。

例如金刚石晶体，是以一个碳原子为核心，经过共价键衔接4个碳原子，构成正四面体的空间结构，每个碳环有6个碳原子组成，一切的C－C键键长为1.55×10-10米，键角为109°28′，键能也都相等，金刚石是典型的原子晶体，熔点高达3550℃，是人造界硬度最大的单质。

原子晶体中，组成晶体的微粒是原子，原子间的相互作用是共价键，共价键联合结实，原子晶体的熔、沸点高，硬度大，不溶于普通的溶剂，少数原子晶体为绝缘体，有些如硅、锗等是优异的半导体资料。

原子晶体中不存在分子，用化学式示意物质的组成，单质的化学式间接用元素符号示意，两种以上元素组成的原子晶体，按各原子数目标最简比写化学式。

常常出现的原子晶体是周期系第ⅣA族元素的一些单质和某些化合物，例如金刚石、硅晶体、SiO2、SiC、B等。

对不同的原子晶体，组成晶体的原子半径越小，共价键的键长越短，即共价键越结实，晶体的熔，沸点越高，例如金刚石、碳化硅、硅晶体的熔沸点依次降落。

且原子晶体的熔沸点普通要比分子晶体和离子晶体高。

离子间经过离子键联合构成的晶体。

在离子晶体中，阴、阳离子依照必定的格局交替陈列，具备必定的几何形状，例如NaCl是正立方体晶体，Na+离子与Cl-离子相间陈列，每个Na+离子同时吸引6个Cl离子，每个Cl-离子同时吸引6个Na+。

不同的离子晶体，离子的陈列模式或者不同，构成的晶体类型也不必定相反。

离子晶体中不存在分子，理论依据阴、阳离子的数目比，用化学式示意该物质的组成，如NaCl示意氯化钠晶体中Na+离子与Cl-离子个数比为1:1， CaCl2示意氯化钙晶体中Ca2+离子与Cl-离子个数比为1:2。

离子晶体是由阴、阳离子组成的，离子间的相互作用是较剧烈的离子键。

离子晶体的代表物重要是强碱和少数盐类。

离子晶体的结构特点是：晶格上质点是阳离子和阴离子；晶格上质点间作使劲是离子键，它比拟结实；晶体里只要阴、阳离子，没有分子。

离子晶体的性质特点，普通重要有这几个方面：有较高的熔点和沸点，由于要使晶体熔化就要破坏离子键，离子键作使劲较弱小，所以要加热到较高温度。

硬而脆。

少数离子晶体易溶于水。

离子晶体在固态时有离子，但不能自在移动，不能导电，溶于水或熔化时离子能自在移动而能导电 离子晶体熔沸点高下比拟离子所带电荷越高，离子半径越小，则离子键越强，熔沸点越高。

例如：Al2O3 > MgO > NaCl > CsCl