A、同族非金属元素单质的熔沸点自上而下逐渐升高。

如：F₂、Cl₂、Br₂、I₂的熔沸点依次升高，O₂、S、Se、Te的熔沸点也依次升高。

B、同主族金属元素单质的熔沸点一般都是自上而下逐渐降低。

如：Li、Na、K、Rb、Cs的熔沸点自上而下逐渐降低；锑、铋的熔沸点也是依次降低。但也有些是例外的， 如：铋的沸点反而比锑的高。

C、ⅢB—ⅧB族的同族金属元素单质的熔沸点大都是自上而下逐渐升高。 如：Cr、MO、W的熔沸点依次升高。

D、ⅠB和ⅡB族的金属单质的熔沸点则与上述规律刚好相反，自上而下逐渐降低(除Au反常外)。 如：Zn、Cd、Hg的熔沸点依次降低。

E、对于组成和结构相似的物质来说，它们的熔沸点一般总是随着分子量的增大而升高。 如：CF₄、CCl₄、CBr₄、CI₄的溶沸点依次升高。

但对分子间能形成氢键的物质来说，就不严格按照规律变化了。如：卤族、氧族和氮族元素的氢化物的熔沸点规律就不按上规律递变。NH₃、H₂O、HF的沸点都不是同族氢化物沸点最低的，而是很高和最高的。出现这种反常现象的原因就是因为这三种分子的分子之间都能形成很强的氢键的缘故。碳族元素的氢化物的沸点按规律递变，自上而下沸点逐渐升高。这是因为碳族氢化物的分子间不能形成氢键的缘故。

综上所述；我们可以总结出如下规律：

在分子间不能形成氢键的条件下，由相同化合价的同族元素与同一其它元素形成的，组成和结构又相似的物质，它们的熔沸点总是随着相对分子质量的增大而升高。

有些分子，由于其分子内能形成氢键，所以分子间的吸引力就较弱，从而导致其熔沸点都很低。如：HNO₃分子间可形成氢键，所以它的沸点很低。因此硝酸易挥发，且随着浓度的增大而更易挥发。为什么呢？这是因为水分子与硝酸分子间可形成氢键(即HNO₃分子中的氧原子与H₂O分子中的H原子形成氢键)，硝酸越稀，就意味着H₂O越多，分子间形成的氢键就越多，这样就越难挥发，反之，硝酸越浓，就意味着H₂O越少，分子间形成的氢键就越少，这样就越易挥发。

总之，物质的熔沸点高低决定于构成物质的微粒间的吸引力，这种吸引力越大，其熔沸点越高。

离子化合物的熔沸点一般都比共价化合物的高。具体表现如下：

F、离子晶体和金属晶体的熔沸点较高；分子晶体的熔沸点很低；原子晶体的熔沸点很高，一般都有几千度(摄氏)。在这四种晶体中，常态下只有分子晶体可能呈气态。熔沸点也是最低(在这四种晶体中)