晶体具有自范性，有固定的熔沸点。单晶体具有各向异性（高中化学中的晶体一般都是单晶体）。 非晶体没有自范性，没有固定的熔沸点，具有各向同性。 晶体和非晶体的根本区别：基本构成微粒是否按一定规律周期性重复排列。

1.原子晶体 由原子组成的晶体，微粒间作用力为共价键。 常见晶体：$Si、SiO_2、Si_3N_4、BN$

2.分子晶体 由分子组成的晶体，微粒间作用力为范德华力、氢键等分子间作用力。 大多数非金属单质、大多数有机物、几乎所有的酸、所有非金属氢化物、（常温常压下的）各种气体都是分子晶体。 常见晶体：$Cl_2$、$He$、$HCl$

3.离子晶体 由离子组成的晶体，微粒间作用力为离子键。 金属氧化物、强碱、绝大多数盐是离子晶体。

4.金属晶体 包括金属、合金，微粒间作用力为金属键。

一般来说，原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。金属晶体熔沸点差别较大。 特殊情况举例：$MgO$是离子晶体，但其熔点（约2800℃）高于部分原子晶体。

1.原子晶体：比较共价键强弱 即比较共价键的键能。一般情况下，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体熔沸点越高。 如 $C>SiC>Si$

2.分子晶体：比较分子间作用力大小 ①一般情况下，对于组成和结构相似的晶体，相对分子质量越大，范德华力越大，熔沸点越高。 如 $HI>HBr>HCl$ ②相对分子质量相近时，极性分子范德华力大，熔沸点高。 如 $CO>N_2$ ③含氢键的分子熔沸点高，且氢键越多熔沸点越高。 如 $H_2O>HF>NH_3$

3.离子晶体：比较离子键强弱 晶格能：气态离子形成1mol离子晶体释放的能量。离子带电荷越多，半径越小，晶格能越大。 一般情况下，晶格能越大，离子键越强，熔沸点越高。 如 $KF>KCl>KBr>KI$

4.金属晶体：比较金属键强弱 遵循公式：$F = \frac{kq_1q_2}{r^2}$（q为价电子） 金属原子价电子越多，半径越小，金属件越强，熔沸点越高。 如 $Al>Mg>Na$

1.“熔沸点”和“稳定性”没有必然关系，如H2O的沸点高于HF，但HF热稳定性更好（取决于非金属性强弱）。