鮑林規則

配位多面體規則，其內容是：“在離子晶體中，在正離子周圍形成一個負離子多面體，正負離子之間的距離取決於離子半徑之和，正離子的配位數取決於離子半徑比。”第一規則實際上是對晶體結構的直觀描述，如NaCl晶體是由[NaCl₆]八面體以共稜方式連接而成 ^[1]  。

電價規則指出：“在一個穩定的離子晶體結構中，每一個負離子電荷數等於或近似等於相鄰正離子分配給這個負離子的靜電鍵強度的總和，其偏差≤1/4價”。靜電鍵強度S=正離子數Z⁺/正離子配位數n ，則負離子電荷數 Z=∑Si=∑(Zi+/ni)。

電價規則有兩個用途：其一，判斷晶體是否穩定；其二，判斷共用一個頂點的多面體的數目。例如，在CaTiO₃結構中，Ca²⁺、Ti⁴⁺、O^2-離子的配位數分別為12、6、6。O^2-離子的配位多面體是[OCa₄Ti₂]，則O^2-離子的電荷數，與O^2-離子的電價相等，故晶體結構是穩定的。又如，一個[SiO₄]四面體頂點的O^2-離子還可以和另一個[SiO₄]四面體相連接（2個配位多面體共用一個頂點），或者和另外3個[MgO₆]八面體相連接（4個配位多面體共用一個頂點），這樣可使O^2-離子電價飽和 ^[2]  。

多面體共頂、共稜、共面規則，其內容是：“在一個配位結構中，共用稜，特別是共用面的存在會降低這個結構的穩定性。其中高電價，低配位的正離子的這種效應更為明顯”。

假設兩個四面體共頂連接時中心距離為1，則共稜、共面時各為0.58和0.33。若是八面體，則各為1，0.71和0.58。兩個配位多面體連接時，隨着共用頂點數目的增加，中心陽離子之間距離縮短，庫侖斥力增大，結構穩定性降低。因此，結構中[SiO₄]只能共頂連接，而[AlO₆]卻可以共稜連接，在有些結構，如剛玉中，[AlO₆]還可以共面連接。

不同配位多面體連接規則，其內容是：“若晶體結構中含有一種以上的正離子，則高電價、低配位的多面體之間有儘可能彼此互不連接的趨勢”。例如，在鎂橄欖石結構中，有[SiO₄]四面體和[MgO₆]八面體兩種配位多面體，但Si⁴⁺電價高、配位數低，所以[SiO₄]四面體之間彼此無連接，它們之間由[MgO₆]八面體所隔開。

節約規則，其內容是：“在同一晶體中，組成不同的結構基元的數目趨向於最少”。例如，在硅酸鹽晶體中，不會同時出現[SiO₄]四面體和[[Si₂O₇]雙四面體結構基元，儘管它們之間符合鮑林其它規則。這個規則的結晶學基礎是晶體結構的週期性和對稱性，如果組成不同的結構基元較多，每一種基元要形成各自的週期性、規則性，則它們之間會相互干擾，不利於形成晶體結構。 ^[3]