cubtc表徵方式

⑴ Cu-3(btc)是什麼物質

BTC是（三氯甲基）碳酸酯的簡稱，是一個化學物質的簡稱，主要有碳、氯、氧組成，化學式是C3Cl6O3，可作為劇毒光氣和雙光氣在合成中的替代產物。

BTC=Bis(trichloromethyl)carbonate 雙（三氯甲基）碳酸酯，即三光氣。

CAS Registry Number32315-10-9

分子式 C3Cl6O3

分子量 296.748

(1)cubtc表徵方式擴展閱讀：

三光氣在有機合成中用作試劑，並且是用於各種化學轉化的光氣的較不危險的替代物，包括將一個羰基鍵合至兩個醇，並將胺基轉化為異氰酸酯。

三光氣的毒性與光氣相同，因為它在加熱和與親核試劑反應時分解成光氣。 即使微量水分也會導致光氣的形成。 因此，如果對光氣採取所有預防措施，則該試劑可以安全地處理。

作為劇毒光氣和雙光氣在合成中的替代產物，本品毒性低，使用安全方便，而且反應條件溫和，選擇性好，收率高。

本品為二級有機有毒品。宜存於乾燥、陰涼、通風的庫房內，遠離火源，並與有機胺、鹼性化學品等分開保存。

⑵ 高中化學 急用 在線等

第一章 原子結構與元素周期系

考點歸納：縱觀近年來的化學試題中有關原子結構與元素周期系試題，大致有以下考點：
1. 確定新元素在元素周期表中的位置，並預測它的性質。
2. 考察創新能力。打破元素在三維世界中的正常排布規律，讓參賽者在全新條件下或「規律」的情況下，進行元素的電子排布或重新繪制元素周期表，並推測元素的化合價、性質等。
3. 根據幾種元素間的關系，推測其在周期表中的位置。
4. 應用化學、物理等學科知識，考察最新科技成果。
趨勢預測：今後的化學競賽試題，將更加強調化學與物理知識點上的銜接，強調原子結構與元素周期系知識在日常生活中的應用。考查參賽者打破「舊知識」，建立「新知識」的創造性思維能力。筆者認為：若考查上述知識點，仍將在上述幾個方面做文章。
一. 相對原子質量
元素的相對原子質量（原子量）是指一種元素的1摩爾質量對核素12C的1摩爾質量的1/12 的比值。這個定義表明：①元素的相對原子質量是純數。②單核素元素的相對原子質量等於該元素的核素的相對原子質量。③多核素元素的相對原子質量等於該元素的天然同位素相對原子質量的加權平均值。
二. 原子結構
（一）原子結構（核外電子運動）的玻爾行星模型
1. 氫原子光譜
1833年巴爾麥找出氫原子光譜可見光區各譜線波長之間的關系為 B是常數。
在1913年裡德堡總結出譜線之間的普遍聯系通式為ν=R（1/n12-1/n22），R為里德堡常數，其值為3.19×1015周／秒。上述公式n1和n2對應於各區譜線的關系為：
紫外區：n1＝l，n2＝2， 3， 4……
可見區：n1＝2，n2＝3， 4， 5.......
紅外區：n1＝3，n2＝4， 5， 6……
2. 玻爾理論(核外電子運動特點)
1913年玻爾在普朗克量子論、愛因斯坦光子學論和盧瑟福的有核原子模型的基礎上，為了闡明氫原子光譜實驗的結果，提出了原子結構理論的三點假設，稱為玻爾理論，其要點如下：
①原子核外的電子不是在任意軌道上繞核運動，而是軌道角動量P必須符合以下條件：
P＝nh/2π，n為正整數，h為普朗克常數。符合上述條件的軌道稱為穩定軌道，在穩定軌道上運動的電子並不放出能量。
②電子的軌道離核越遠，能量越高。通常電子是在離核最近的軌道上運動，這時原子的能量最低，稱為基態。當原子從外界獲得能量時，電子可以躍遷到離核較遠的高能量軌道上去，此時稱為激發態。
③激發態是不穩定的，電子會從較高能級躍遷到較低的能級，並把多餘的能量以光的形式釋放出來。

同時玻爾還根據經典力學和量子化條件計算和推導了能量公式：

玻爾理論有很大的局限性，它只能解釋氫原子光譜，不能解釋多電子體系的原子光譜，甚至對氫光譜的精細結構亦無法解釋。19世紀初，由於光的干涉、衍射和光電效應等實驗，人們對微觀粒子運動的特殊規律——波粒二象性有所認識，這兩種性質通過普朗克常數定量地聯系起來，E＝hν P＝h/λ，從而很好地揭示了光的本質。其中E為能量，P為動量，λ為波長，h為普朗克常數。後來電子衍射實驗證明了電子的波長λ=h/mυ，m為電子的質量，υ為電子運動的速度。
（二）氫原子結構（核外電子運動狀態）的量子力學模型
①幾率密度和電子雲
｜Ψ｜2表示電子在核外空間單位體積元里出現的幾率，稱為幾率密度。幾率密度與該區域的總體積的乘積為電子在該區域里出現的幾率。
電子雲是描述電子在核外空間運動的一種圖象，它是與幾率密度｜Ψ｜2相聯系的，它從統計的概念出發對核外電子出現的幾率密度作形象化的圖示。即是｜Ψ｜2的具體圖象。
②四個量子數的物理意義
a.主量子數n 它表示電子層層數和電子離核的平均距離以及能量的高低。取值為1，2，3，…，0(正整數)。
b.角量子數l 它決定原子軌道(或電子雲)的形狀，取值為0， 1，2，…，(n-l)。如l＝0時，為s軌道，星球形分布；l＝1時，為p軌道，呈啞鈴形分布；l＝2時為d軌道，呈花瓣形分布。在多電子體系中l還與能量有關，如同一主層中各亞層軌道的能量還有差別，即Ens＜Enp＜End
c.磁量子數m 它決定原子軌道(或電子雲)在空間的伸展方向。取值為0，±1，±2，…，±l
如l＝1時，m可有三個值，即0，+1，-1，說明p亞層軌道有三個不同的伸展方向，即px、py、pz三種軌道。
d.自旋量子數ms 它不依賴於n、l、m，不是薛定諤方程求解的結果，而是實驗測定的結果。它證明電子繞自身的軸進行順時針或逆時針方向旋轉。取值分別為+1/2或-1/2。
三. 核外電子排布、元素周期系和元素周期性
1.核外電子排布規律： ①能量最低原理。②保里不相容原理。③洪特規則。
2.屏蔽效應 在多電子原子中，由於其它電子對某一電子的排斥作用而抵銷了一部分核電荷，從而引起有效核電荷的降低，削弱了核電荷對該電子的吸引，這種作用稱為屏蔽作用或屏蔽效應。由於屏蔽效應的結果，使具有相同主量子數的不同亞層軌道發生能級分裂。l小的電子，其它電子對它的屏蔽效應小，它的能量低，即： Ens＜Enp＜End＜Enf
3.鑽穿效應 它是指外層電子鑽到內層空間而靠近原子核的現象。各亞層電子鑽穿效應大小的順序為ns＞np＞nd＞nf。電子鑽得越深，它受到其它電子的屏蔽作用就越小，受核的吸引力越強，因而能量也越低。所以n相同l不同的各亞層軌道能量順序為 Ens＜Enp＜End＜Enf。當n、l均不同時, 出現能級交錯，即E4s＜E3d。這種現象與電子的鑽穿效應有關。由於4s電子的鑽穿能力比3d強，雖然4s的最大峰比3d離核遠，但由於它有小峰鑽到離核很近處，它對降低軌道能量影響很大，以至造成E4s＜E3d。
4.原子結構和元素在周期表中位置的關系
①元素的周期數 原子最外層的n數值即為該元素的所在周期數。一個能級組相當於一個周期，周期有長短之分。短周期(能級組內僅含有s、p能級)。長周期(能級組內除s、p能級外，還含有d、f能級)。
②元素的族數 價電子結構相同的元素組成族。族有主族與副族之分。通常稱主族為A族，副族為B族。
A族元素：它的族數等於ns和np層上的電子，如3s23p4，即為第三周期ⅥA族元素。
B族元素：a.當(n-1)dns層上的電子總數為3~7時，則電子數值即為該元素的B族數。如5d56s2即為第六周期ⅦB族元素。
b.當(n-1)dns層上的電子總數為8~10時，均為第Ⅷ族元素，如3d84s2即為第四周期第Ⅷ族元素。
c.當(n-1)d10ns，則ns層上的的電子總數即為B族數。如4d105s2即為第五周期第II族元素。
③周期表內元素的分組

5．原子結構和元素性質的周期關系
①原子半徑 原子半徑在周期表中變化的規律：在同一主族中從上到下隨著電子層數增多，原子半徑依次增大。雖然從上到下核電荷增大，使原子半徑有縮小的傾向，但不是主要因素。B族元素變化不明顯，特別是第五周期和第六周期的元素，是由於鑭系收縮，而使其半徑非常近似。在同一周期中，對短周期而言，從左到右隨著核電荷數增加，原子核對外層電子的吸引能力相應增強，原子半徑逐漸縮小。對長周期來說，由於隨著核電荷數的增加，新增加的電子填入(n-1)d軌道上。對於決定原子半徑大小的最外電子層來說，次外層上的電子對它的屏蔽作用要比最外層電子相互間的屏蔽作用大得多，所以自左至右增加的核電荷，絕大部分被增加的(n-1)d電子所屏蔽，即有效核電荷增加比較緩慢，所以從左到右原子半徑縮小程度不大。當電子層結構為(n-1)d10時，由於對外層電子有較大的屏蔽作用，故原子半徑略有增大。當電子層結構為(n-2)f7和(n-2)f14時，同理也會出現原子半徑略增大，每周期末尾的稀有氣體原子半徑又突然增大。(稀有氣體的半徑為范德華半徑)。
②電負性 元素的電離勢和電子親和勢僅從一個方面反映原子得失電子的能力，實際上都有一定的局限性。在原子相互化合時，必須把該原子失電子的難易和得電子的難易統一起來考慮。通常把原子在分子中吸引電子的能力或本領叫做元素的電負性。根據元素電負性的大小來統一衡量元素的金屬性和非金屬性的強弱。元素電負性也呈現周期變化，總的變化趨勢：同一周期從左到右遞增，同一族從上到下遞減。因此周期表申，右上方的元素氟電負性最大，即非金屬性最強，左下方的銫電負性最小，即金屬性最強。
四. 用s、p、d等來表示基態構型（包括中性原子、正離子和負離子）

第二章 分子結構

賽點歸納：分子結構的判斷是化學最基本的知識，也是化學競賽考查的知識點。近年來，化學競賽在考查分子結構時經常出現的知識點如下：
1. 根據雜化軌道理論，判斷中心原子的雜化態。
2. 根據Lewis電子理論判斷分子的形狀。
3. 根據價層電子對互斥理論判斷分子的形狀。
4. 根據等電子原理判斷未知分子的結構。
當然，試題考查的形式多種多樣，且考查的形式也不是單一的，往往是多種形式揉合在一起的。筆者根據多年的培訓體會，認為：參賽者在學習分子結構相關知識時，首先要學習Lewis電子理論，然後學習價電子對互斥理論，Lewis 電子理論可以在學習前兩種理論的基礎上水到渠成。
趨勢預測：今後化學競賽試題考查分子結構仍然是考查參賽者空間感知能力的重要內容，考查的力度可能還會增大，有興趣的參賽者可將近年來的初賽試題加以分析，不難得出答案。有關分子結構的考查可能會加大信息量，考查近年來的最新科技成果。總之由於分子結構的判斷會牽涉到數學知識，從考查參賽者綜合素質的層面上看，有關分子結構的試題將永遠是化學競賽的主要試題。
一. 路易斯結構式
美國化學家路易斯認為構成物質的兩個原子各取出一個電子配成對，通過這種共用電子對的相互結合來形成物質。他還認為，稀有氣體最外層電子構型是一種穩定構型，其它原子傾向於共用電子而使它們的最外層轉化為稀有氣體的8電子穩定構型——八隅律。路易斯又把用「共用電子對」維系的化學作用力稱為共價鍵。後人稱這種觀念為路易斯共價鍵理論。分子中除了用於形成共價鍵的鍵合電子外，還經常存在未用於形成共價鍵的非鍵合電子，又稱孤對電子。後人把這種添加了孤對電子的結構式叫路易斯結構式。
二. 單鍵、雙鍵和叄鍵——σ鍵和π鍵
σ鍵的特點是兩個原子軌道沿鍵軸方向以「頭碰頭」的方式重疊，重疊部分沿著鍵軸呈圓柱形對稱。這種方式重疊程度大，所以σ鍵的鍵能大，穩定性高。π鍵的特點是兩個原子軌道以平行即「肩並肩」方式重疊，重疊部分對通過一個鍵軸的平面呈鏡面反對稱。它的重疊程度較小，所以穩定性較差。
三. 價層電子互斥模型(VSEPR)
分子的構型主要取決於中心原於價電子層中電子對(包括成鍵電子對和孤電子對)的互相排斥作用。而分子的構型總是採取電子對之間的斥力最小的那種。
①如果中心原子價層電子對全是成鍵電子對，則判斷構型十分簡單。
電子對數 構型 實例
2 直線型 BeCl2、HgCl2
3 平面三角形 BF3、BCl3
4 正四面體 CH4、NH4+、CCl4、SiCl4
5 三角雙錐 PCl5、PF3Cl2、SbCl5
6 正八面體 SF6、MoF6
②如果中心原子價層電子對中含有孤電子對，則每個孤電子對佔有相當一個單鍵電子對的位置(對等同的單鍵位置，可任意選取，對不等同的單鍵則要按電子對之間斥力最小的原則選取。如三角雙錐形中，孤電子對只允許占據平面三角形中任意單鍵位置)。
③如果分子中有雙鍵或叄鍵，則電子對互斥理論仍適用，把重鍵視作一個單鍵看待。如CO2分子為直線型O＝C＝O。
④價電子對之間的斥力大小，決定於電子對之間的夾角和電子對的成鍵情況。電子對之間的夾角越小，斥力越大。電子對之間斥力的大小順序為孤電子對-孤電子對之間的斥力＞孤電子對-成鍵電子對之間的斥力＞成鍵電子對-成鍵電子對之間的斥力。
⑤中心原子價電子層電子對數的計數，即中心原子的價電子數加配體供給的電子數之和被2除。而氧族原子作為配體時可認為不提供共用電子(如PO43+ 的中心原子P，價電子5個，加上電荷數3個，共8個電子，即4對價電子對) ，但當氧族原子作為中心原子時，可認為它提供6個價電子(如SO3的中心原於S提供6個價電子，氧作為配體不提供電子，所以中心原子S的價電子對為3對)。如果討論的物質是陽離子，如NH4+，中心原子N價電子2s22p3共5個加上四個配體各提供一個電子，減去一個電荷共8個電子，即4對價電子。
四. 雜化軌道理論
其要點是在形成分子時，由於原子的相互影響，能量相近的不同類型的原子軌道混合起來，重新組成一組能量等同的新的雜化軌道，雜化軌道的數目與組成雜化軌道的各原子軌道的數目相等；雜化軌道又分為等性和不等性雜化兩種；雜化軌道成鍵時要求軌道最大重疊，鍵與鍵之間斥力最小。
等性雜化軌道類型 夾角 分子的空間構型 實例
sp雜化 1080 直線型 BtCl3
sp2雜化 1200 平面三角形 HgCl2
sp3雜化 109028/ 正四面體 CH4、SiH4、NH4+
sp3d2雜化 900及1800 正八面體 SF6
不等性雜化軌道類型（雜化軌道中有孤對電子存在）
不等性sp3雜化 104045/ 三角形 H2O H2S
10705/ 三角棱錐 NH3 PH3
五. 共軛大π鍵和等電子體原理
（1）苯分子中的p-p大π鍵
苯的路易斯結構式中碳-碳鍵有單鍵和雙鍵之分，這種結構滿足了碳的四價，然而，事實上，在中學化學里就學過，苯分子所有碳-碳鍵的鍵長和鍵能並沒有區別，這個矛盾可用苯環的碳原子形成p-p大π鍵的概念得以解決——苯分子中的碳原子取sp2雜化，三個雜化軌道分別用於形成三個σ鍵，故苯分子中有鍵角為1200的平面結構的σ骨架；苯分子的每個碳原子尚餘一個未參與雜化的p軌道，垂直於分子平面而相互平行。顯然，每個碳原子左右相鄰的碳原子沒有區別，認為某個碳原子未參與雜化與雜化的p軌道中的電子只與左鄰碳原子的平行p軌道中的一個電子形成σ鍵而不與右鄰的碳原子的平行p軌道形成π鍵或者相反顯然是不合邏輯的，不如認為所有6個「肩並肩」的平行p軌道上共6個電子在一起形成了彌散在整個苯環p-p大π鍵。
（2）丁二烯中的p-p大π鍵
丁二烯分子式為H2C=CH-CH=CH2。4個碳原子均與3個原子相鄰，故均取sp2雜化，這些雜化軌道相互重疊，形成分子σ骨架，使所有原子處於同一平面。每個碳原子還有一個未參與雜化p軌道，垂直於分子平面，每個p軌道里有一個電子。故丁二烯分子里存在一個「4軌道4電子」的p-p大π鍵。通常用∏ a b為大π鍵的符號，其中a表示平行p軌道的數目，b表示在平行p軌道里的電子數。另外CO2分子、CO32-和O3分子中都含有大π鍵。
（3）等電子體原理
具有相同的通式——AXm，而且價電子總數相等的分子或離子具有相同的結構特徵，這個原理稱為「等電子體原理」。如：CO2、CNS-、NO2+、N3-具有相同的通式——AX2，價電子總數16，具有相同的結構——直線型分子，中心原子上沒有孤對電子而取sp雜化軌道，形成直線形σ骨架，鍵角為1800，分子里有兩套∏ 4 3 p-p大π鍵。同理SO2、O3、NO2-為等電子體，SO42-、PO43-為等電子體。
六. 共價分子的性質和分子間力
（1）鍵參數為表徵價鍵性質的某些物理量，如鍵級、鍵能、鍵角、鍵長、鍵的極性等數據。
①鍵級＝（成鍵電子數-反鍵電子數）/2
②鍵能：對AB型雙原子分子而言， 鍵能為離解能D。
對多原子分子而言，鍵能為多個鍵的平均離解能，如：NH3分子的N-H鍵能
③鍵長：即分子中兩個原子核間的平衡距離。
④鍵角：即分子中鍵和鍵之間的夾角。
⑤鍵的極性：共價鍵分為非極性共價鍵和極性共價鍵兩種，可用參與成鍵的兩個原子的電負性差來衡量。電負性差大於1.7時，可以認為是離子鍵；電負性差介於1.7到0之間，可以認為是極性共價鍵；電負性差等於零，為非極性共價鍵。
(2)分子間作用力及氫鍵
1．分子可分為極性分子和非極性分子。極性分子：分子中正、負電荷重心不相重合；非極性分子：分子中正、負電荷重心相重合。
分子的極性大小用偶極矩µ衡量，µ＝o。為非極性分子，µ越大，分子的極性越強。
µ＝q.L
q是偶極一端上的電荷, L是分子的偶極距離。
2．分子間的作用力即范德華力，它比化學鍵鍵能小一、二個數量級。它包括：①取向力：永久偶極間的相互作用力。②誘導力：誘導偶極同永久偶極間的作用力。③色散力：由於瞬間偶極而產生的相互作用力。
3．氫鍵
氫鍵通常可表示為X—H……Y，X、Y代表F、O、N等電負性大而原子半徑小的原子。X與Y可以是相同元素，也可以是不同元素。
氫鍵有方向性與飽和性,鍵能與分子間力相近,可分為兩類：
①分子間氫鍵：如H2O分子之間的氫鍵
②分子內氫鍵：如 鄰硝基苯酚分子內的氫鍵：
第三章 晶體結構
賽點歸納：晶體結構是化學競賽試題的重要組成部分，因為晶體結構可以考查參賽者的空間感知能力，很能考查參賽者的數學功底。因此，仔細分析近年來的化學競賽試題，晶體結構試題有以下幾種形式：
1. 單純考查某晶體的立體結構（主要考查立方晶胞）。建立微觀和宏觀的橋梁是阿伏加德羅常數。
2. 考查原子簇化合物。參賽者要弄清「化學環境」的含義。凸多面體經常用到歐拉公式。
3. 考查晶體缺陷的有關知識。組成該晶體的粒子具有非整比數。要搞清楚離子填充四面體、八面體或立方體空穴等知識。
4. 簡單的晶體結構，但解答時需要建立數學模型，方能快速作答。如根據數學知識對化學問題進行數學歸納，得出通式，再根據其通式解決化學問題。
趨勢預測：近年來化學競賽試題在考查晶體結構時呈現出多元化趨勢，從考查簡單的晶體結構，到考查需要建立數學模型的結構試題，其間出現了「分之設計、分子積木」等試題形式。因此，筆者以為：今後的晶體結構試題其知識深淺度將呈下降趨勢，但對參賽者的能力要求將會越來越高。即考查一些在特殊情況下，打破舊的知識，建立新知識等方面的一些試題。
一. 晶體和晶胞
（1）晶體的本質特徵是他的「自范性」，即：晶體能夠自發地呈現封閉的規則凸多面體的外形。它有單晶和雙晶之分，有的餓晶態物質看不到規則外形，是多晶。在自然條件下形成的單晶的形狀豐富多樣，然而藉助幾何知識，卻可以找到相同的晶面，而且，確定的晶面之間的二面角——「晶面夾角」是不變的。著叫做晶面夾角不變定律。
在晶體的微觀空間中，原子呈現周期性的整齊排列。對於理想的完美晶體，這種周期性是單調的，不變的，這是晶體的普遍特徵，叫做平移對稱性。
（2）晶胞的基本特徵及晶胞中原子的坐標與計數
晶胞具有平移性，晶胞具有相同的頂角、相同的平行面和相同的平行棱。不具有平移性就不是晶胞。平行六面體的幾何特徵可用邊長關系和夾角關系確定。布拉維晶胞的邊長與夾角叫做晶胞參數。通常用向量xa+yb+zc中的x,y,z組成的三數組來表達晶胞中原子的位置，稱為原子坐標。原子坐標絕對值的取值區間為1＞∣x(y,z) ∣≥0 。若取值為1，相當於平移到另一個晶胞，與取值為零毫無差別。
（3）素晶胞與復晶胞——體心晶胞、面心晶胞和底心晶胞和14種布拉維點陣型式
晶胞是描述晶體微觀結構的基本單元，但不一定是最小單元。素晶胞是晶體微觀空間中的最小基本單元，不可能再小。素晶胞中的原子集合相當於晶體微觀空間中的原子作周期性平移的最小集合，叫做結構單元。復晶胞是素晶胞的多倍體；分體心晶胞（2倍體），面心晶胞（4倍體）及底心晶胞（2倍體）三種。
（4）布拉維系7系和晶胞的素、復結合，總共只有14種晶胞，在晶體學中稱為布拉維點陣型式
二. 晶體的類型
1．金屬晶體
晶體中晶格結點上的質點是金屬原子或金屬離子，結合力是金屬鍵(自由電子)，它的特點是具有較大的比重，有金屬光澤，能導電、導熱，有良好的延展性等。金屬晶體中原子之間的化學作用力叫做金屬鍵。金屬鍵是一種遍布整個晶體的離域化學鍵。金屬鍵理論有改性共價鍵理論及能帶理論。
2．離子晶體
離子化台物的晶體屬離子晶體，如NaCl、CsCl等。在離子晶體中，晶格結點上的質點是正、負離子，質點間的作用力是靜電引力。晶體的特點是有較高的熔、沸點和硬度，但較脆，延展性差，在熔融狀態或在水溶液中能導電。當電負性小的活潑金屬原子與電負性大的活潑非金屬原子相遇時，由於原子間發生電子轉移形成正、負離子，並通過靜電作用而形成的化學鍵叫做離子鍵。
(1)離子鍵的本質是靜電作用力，沒有方向性和飽和性。
(2)離子的特徵，即離子的電荷、離子的半徑和離子的電子層構型。
(3)離子的電子層構型有以下幾種：
2電子構型： 如Li+、Be2+等。
8電子構型： 如N a+、Ca2+及一些簡單陰離子Cl-、O2+等。
18電子構型：如Zn 2+、Hg2+、Cu+、Ag+等。
18+2電子構型：即次外層18+最外層2，如P2+，Sn2+ 等。
9~17不規則構型：如Fe2+，Cr3+，Mn2+等。
(4)離子鍵的強度，通常用晶格能U的大小來衡量。

U可根據熱力學有關數據，利用波恩-哈伯循環進行計算，
3．分子晶體與原子晶體
如CO2，HCl，I2等，在分子晶體中，晶格結點上的質點是分子(包括極性或非極性的)，質點間的作用力是范德華引力。分子內原子間是共價鍵。因此晶體的熔、沸點較低，硬度較小，固體不導電，熔化時一般也不導電。只有極性很強的分子晶體(如HCl)溶解在水中，由於電離而導電。如金剛石(C)、Si、B、SiO2、SiC、BN等，在晶體的晶格結點上的質點是原子，原子間是通過共價鍵相聯結。因此它的熔、沸點高，硬度大，不導電，不導熱，但Si、SiC具有半導體性質。
4．混合晶體
如石墨、石棉、雲母等晶體，在它們的晶體中具有多種作用力。
以石墨為例，層內質點問(即C原子之間)以共價鍵相結合，同時還具有可自由流動的：電子 (相當於金屬鍵)，層間靠范德華引力相聯結。因此它具有光澤，能導電、導熱，容易滑動。
三. 原子坐標。晶胞中原子數目或分子數的計算及與化學式的關系
通常用向量xa+yb+zc中的x, y, z組成的三數組來表達晶胞中原子的位置，稱為原子坐標。例如，位於晶胞原點（頂角）的原子的坐標為0，0，0；位於晶胞體心的原子的坐標為1/2，1/2，1/2；位於ab面
心的原子坐標為1/2，1/2，0；位於ac面心的原子坐標為1/2，0，1/2；等等。原子坐標絕對值的取值區間為1>|x(y,z)|≥0。若取值為1，相當於平移到另一個晶胞，與取值為0毫無差別。例如，，位於晶胞頂角的8個原子的坐標都是0，0，0。不要忘記：只要晶胞的一個頂角有原子，其他7個頂角也一定有相同的原子，否則這個平行六面體就失去了平移性，就不是晶胞了。同理，兩個平行的ab面的面心原子的坐標都是1/2，1/2，0，而且有其一必有其二，否則也不再是晶胞了。反之，坐標不同的原子即使是同種院子，也不能視為等同院子，如坐標為0，1/2，1/2的原子不是等同的。
四. 原子堆積與晶胞的關系。

第四章 化學平衡
賽點歸納：近年來化學競賽試題中多次考查溶劑化酸鹼理論和化學平衡知識。主要考查的題型有：
1. 化學平衡常數的計算。包括熱化學平衡常數的計算、酸鹼平衡常數的計算、沉澱—溶解平衡常數的計算、配位平衡常數的計算等。
2. 非水溶劑化學。常見的非水溶劑有BrF3、N2O4、液氨、液態SO2等。
趨勢預測：由於化學平衡常數的大小在某種程度上可以衡量反應的可行性，因此，化學平衡常數是定量說明反應可行性的依據，必然是化學競賽考試的常考內容。非水溶劑是參賽者不太熟悉的物質，它除了能和很多物質發生反應外，還可以與物質的導電性、物質的電離等知識聯系起來，因此很能考查學生靈活運用知識的能力。筆者以為，今後的化學競賽試題仍然會出現上述競賽試題。
一. 化學平衡
當可逆反應進行到V正=V逆時，或從化學熱力學的角度當可逆反應進行到它的自由能變化⊿G＝0時，稱為化學平衡狀態。化學平衡狀態是一個熱力學概念，是指系統內發生的化學反應既沒有向正向進行的自發性又沒有向逆向進行的自發性時的一種狀態。熱力學假設所有化學反應都是可逆的，在化學反應達到平衡時反應物和生成物的濃度或者分壓都不再改變了，反應「停滯」了，但這只是表觀上的，本質上，無論正反應還是逆反應，都在進行著，因而化學平衡是一種「動態平衡」。例如：溶解平衡，即氣體或固體溶於水（或其他溶劑），最後形成飽和溶液。
二. 平衡常數
1、 對於任一可逆反應在一定溫度下達到平衡時，Aa+bB Dd+Ee
平衡常數可表示為：K=[D]d[E]e/[A]a[B]b
通常溶液中的可逆反應平衡常數用Kc表示，這時各物質的平衡濃度單位用mol/l，氣相可逆反應用Kp
表示，平衡時各物質的濃度用分壓代替。對氣相可逆反應Kc與Kp之間的關系為：

⊿n為反應前後氣體分子數之差，相當於反應式中的(d+e)-(a+b)。
2、平衡常數的物理意義
（1）平衡常數是某一反應的特性常數，它不隨物質的初始濃度(或分壓)而改變，僅取決於反應的本性。
（2）平衡常數的大小標志可逆反應進行的程度。
（3）平衡常數表達式表明一定溫度下體系達成平衡的條件。
請採納答案，支持我一下。

⑶ 高中化學競賽名詞，符號總結及解釋（急用！在線等！可追加懸賞!)

第一章 原子結構與元素周期系

考點歸納：縱觀近年來的化學試題中有關原子結構與元素周期系試題，大致有以下考點：
1. 確定新元素在元素周期表中的位置，並預測它的性質。
2. 考察創新能力。打破元素在三維世界中的正常排布規律，讓參賽者在全新條件下或「規律」的情況下，進行元素的電子排布或重新繪制元素周期表，並推測元素的化合價、性質等。
3. 根據幾種元素間的關系，推測其在周期表中的位置。
4. 應用化學、物理等學科知識，考察最新科技成果。
趨勢預測：今後的化學競賽試題，將更加強調化學與物理知識點上的銜接，強調原子結構與元素周期系知識在日常生活中的應用。考查參賽者打破「舊知識」，建立「新知識」的創造性思維能力。筆者認為：若考查上述知識點，仍將在上述幾個方面做文章。
一. 相對原子質量
元素的相對原子質量（原子量）是指一種元素的1摩爾質量對核素12C的1摩爾質量的1/12 的比值。這個定義表明：①元素的相對原子質量是純數。②單核素元素的相對原子質量等於該元素的核素的相對原子質量。③多核素元素的相對原子質量等於該元素的天然同位素相對原子質量的加權平均值。
二. 原子結構
（一）原子結構（核外電子運動）的玻爾行星模型
1. 氫原子光譜
1833年巴爾麥找出氫原子光譜可見光區各譜線波長之間的關系為 B是常數。
在1913年裡德堡總結出譜線之間的普遍聯系通式為ν=R（1/n12-1/n22），R為里德堡常數，其值為3.19×1015周／秒。上述公式n1和n2對應於各區譜線的關系為：
紫外區：n1＝l，n2＝2， 3， 4……
可見區：n1＝2，n2＝3， 4， 5.......
紅外區：n1＝3，n2＝4， 5， 6……
2. 玻爾理論(核外電子運動特點)
1913年玻爾在普朗克量子論、愛因斯坦光子學論和盧瑟福的有核原子模型的基礎上，為了闡明氫原子光譜實驗的結果，提出了原子結構理論的三點假設，稱為玻爾理論，其要點如下：
①原子核外的電子不是在任意軌道上繞核運動，而是軌道角動量P必須符合以下條件：
P＝nh/2π，n為正整數，h為普朗克常數。符合上述條件的軌道稱為穩定軌道，在穩定軌道上運動的電子並不放出能量。
②電子的軌道離核越遠，能量越高。通常電子是在離核最近的軌道上運動，這時原子的能量最低，稱為基態。當原子從外界獲得能量時，電子可以躍遷到離核較遠的高能量軌道上去，此時稱為激發態。
③激發態是不穩定的，電子會從較高能級躍遷到較低的能級，並把多餘的能量以光的形式釋放出來。

同時玻爾還根據經典力學和量子化條件計算和推導了能量公式：

玻爾理論有很大的局限性，它只能解釋氫原子光譜，不能解釋多電子體系的原子光譜，甚至對氫光譜的精細結構亦無法解釋。19世紀初，由於光的干涉、衍射和光電效應等實驗，人們對微觀粒子運動的特殊規律——波粒二象性有所認識，這兩種性質通過普朗克常數定量地聯系起來，E＝hν P＝h/λ，從而很好地揭示了光的本質。其中E為能量，P為動量，λ為波長，h為普朗克常數。後來電子衍射實驗證明了電子的波長λ=h/mυ，m為電子的質量，υ為電子運動的速度。
（二）氫原子結構（核外電子運動狀態）的量子力學模型
①幾率密度和電子雲
｜Ψ｜2表示電子在核外空間單位體積元里出現的幾率，稱為幾率密度。幾率密度與該區域的總體積的乘積為電子在該區域里出現的幾率。
電子雲是描述電子在核外空間運動的一種圖象，它是與幾率密度｜Ψ｜2相聯系的，它從統計的概念出發對核外電子出現的幾率密度作形象化的圖示。即是｜Ψ｜2的具體圖象。
②四個量子數的物理意義
a.主量子數n 它表示電子層層數和電子離核的平均距離以及能量的高低。取值為1，2，3，…，0(正整數)。
b.角量子數l 它決定原子軌道(或電子雲)的形狀，取值為0， 1，2，…，(n-l)。如l＝0時，為s軌道，星球形分布；l＝1時，為p軌道，呈啞鈴形分布；l＝2時為d軌道，呈花瓣形分布。在多電子體系中l還與能量有關，如同一主層中各亞層軌道的能量還有差別，即Ens＜Enp＜End
c.磁量子數m 它決定原子軌道(或電子雲)在空間的伸展方向。取值為0，±1，±2，…，±l
如l＝1時，m可有三個值，即0，+1，-1，說明p亞層軌道有三個不同的伸展方向，即px、py、pz三種軌道。
d.自旋量子數ms 它不依賴於n、l、m，不是薛定諤方程求解的結果，而是實驗測定的結果。它證明電子繞自身的軸進行順時針或逆時針方向旋轉。取值分別為+1/2或-1/2。
三. 核外電子排布、元素周期系和元素周期性
1.核外電子排布規律： ①能量最低原理。②保里不相容原理。③洪特規則。
2.屏蔽效應 在多電子原子中，由於其它電子對某一電子的排斥作用而抵銷了一部分核電荷，從而引起有效核電荷的降低，削弱了核電荷對該電子的吸引，這種作用稱為屏蔽作用或屏蔽效應。由於屏蔽效應的結果，使具有相同主量子數的不同亞層軌道發生能級分裂。l小的電子，其它電子對它的屏蔽效應小，它的能量低，即： Ens＜Enp＜End＜Enf
3.鑽穿效應 它是指外層電子鑽到內層空間而靠近原子核的現象。各亞層電子鑽穿效應大小的順序為ns＞np＞nd＞nf。電子鑽得越深，它受到其它電子的屏蔽作用就越小，受核的吸引力越強，因而能量也越低。所以n相同l不同的各亞層軌道能量順序為 Ens＜Enp＜End＜Enf。當n、l均不同時, 出現能級交錯，即E4s＜E3d。這種現象與電子的鑽穿效應有關。由於4s電子的鑽穿能力比3d強，雖然4s的最大峰比3d離核遠，但由於它有小峰鑽到離核很近處，它對降低軌道能量影響很大，以至造成E4s＜E3d。
4.原子結構和元素在周期表中位置的關系
①元素的周期數 原子最外層的n數值即為該元素的所在周期數。一個能級組相當於一個周期，周期有長短之分。短周期(能級組內僅含有s、p能級)。長周期(能級組內除s、p能級外，還含有d、f能級)。
②元素的族數 價電子結構相同的元素組成族。族有主族與副族之分。通常稱主族為A族，副族為B族。
A族元素：它的族數等於ns和np層上的電子，如3s23p4，即為第三周期ⅥA族元素。
B族元素：a.當(n-1)dns層上的電子總數為3~7時，則電子數值即為該元素的B族數。如5d56s2即為第六周期ⅦB族元素。
b.當(n-1)dns層上的電子總數為8~10時，均為第Ⅷ族元素，如3d84s2即為第四周期第Ⅷ族元素。
c.當(n-1)d10ns，則ns層上的的電子總數即為B族數。如4d105s2即為第五周期第II族元素。
③周期表內元素的分組

5．原子結構和元素性質的周期關系
①原子半徑 原子半徑在周期表中變化的規律：在同一主族中從上到下隨著電子層數增多，原子半徑依次增大。雖然從上到下核電荷增大，使原子半徑有縮小的傾向，但不是主要因素。B族元素變化不明顯，特別是第五周期和第六周期的元素，是由於鑭系收縮，而使其半徑非常近似。在同一周期中，對短周期而言，從左到右隨著核電荷數增加，原子核對外層電子的吸引能力相應增強，原子半徑逐漸縮小。對長周期來說，由於隨著核電荷數的增加，新增加的電子填入(n-1)d軌道上。對於決定原子半徑大小的最外電子層來說，次外層上的電子對它的屏蔽作用要比最外層電子相互間的屏蔽作用大得多，所以自左至右增加的核電荷，絕大部分被增加的(n-1)d電子所屏蔽，即有效核電荷增加比較緩慢，所以從左到右原子半徑縮小程度不大。當電子層結構為(n-1)d10時，由於對外層電子有較大的屏蔽作用，故原子半徑略有增大。當電子層結構為(n-2)f7和(n-2)f14時，同理也會出現原子半徑略增大，每周期末尾的稀有氣體原子半徑又突然增大。(稀有氣體的半徑為范德華半徑)。
②電負性 元素的電離勢和電子親和勢僅從一個方面反映原子得失電子的能力，實際上都有一定的局限性。在原子相互化合時，必須把該原子失電子的難易和得電子的難易統一起來考慮。通常把原子在分子中吸引電子的能力或本領叫做元素的電負性。根據元素電負性的大小來統一衡量元素的金屬性和非金屬性的強弱。元素電負性也呈現周期變化，總的變化趨勢：同一周期從左到右遞增，同一族從上到下遞減。因此周期表申，右上方的元素氟電負性最大，即非金屬性最強，左下方的銫電負性最小，即金屬性最強。
四. 用s、p、d等來表示基態構型（包括中性原子、正離子和負離子）

第二章 分子結構

賽點歸納：分子結構的判斷是化學最基本的知識，也是化學競賽考查的知識點。近年來，化學競賽在考查分子結構時經常出現的知識點如下：
1. 根據雜化軌道理論，判斷中心原子的雜化態。
2. 根據Lewis電子理論判斷分子的形狀。
3. 根據價層電子對互斥理論判斷分子的形狀。
4. 根據等電子原理判斷未知分子的結構。
當然，試題考查的形式多種多樣，且考查的形式也不是單一的，往往是多種形式揉合在一起的。筆者根據多年的培訓體會，認為：參賽者在學習分子結構相關知識時，首先要學習Lewis電子理論，然後學習價電子對互斥理論，Lewis 電子理論可以在學習前兩種理論的基礎上水到渠成。
趨勢預測：今後化學競賽試題考查分子結構仍然是考查參賽者空間感知能力的重要內容，考查的力度可能還會增大，有興趣的參賽者可將近年來的初賽試題加以分析，不難得出答案。有關分子結構的考查可能會加大信息量，考查近年來的最新科技成果。總之由於分子結構的判斷會牽涉到數學知識，從考查參賽者綜合素質的層面上看，有關分子結構的試題將永遠是化學競賽的主要試題。
一. 路易斯結構式
美國化學家路易斯認為構成物質的兩個原子各取出一個電子配成對，通過這種共用電子對的相互結合來形成物質。他還認為，稀有氣體最外層電子構型是一種穩定構型，其它原子傾向於共用電子而使它們的最外層轉化為稀有氣體的8電子穩定構型——八隅律。路易斯又把用「共用電子對」維系的化學作用力稱為共價鍵。後人稱這種觀念為路易斯共價鍵理論。分子中除了用於形成共價鍵的鍵合電子外，還經常存在未用於形成共價鍵的非鍵合電子，又稱孤對電子。後人把這種添加了孤對電子的結構式叫路易斯結構式。
二. 單鍵、雙鍵和叄鍵——σ鍵和π鍵
σ鍵的特點是兩個原子軌道沿鍵軸方向以「頭碰頭」的方式重疊，重疊部分沿著鍵軸呈圓柱形對稱。這種方式重疊程度大，所以σ鍵的鍵能大，穩定性高。π鍵的特點是兩個原子軌道以平行即「肩並肩」方式重疊，重疊部分對通過一個鍵軸的平面呈鏡面反對稱。它的重疊程度較小，所以穩定性較差。
三. 價層電子互斥模型(VSEPR)
分子的構型主要取決於中心原於價電子層中電子對(包括成鍵電子對和孤電子對)的互相排斥作用。而分子的構型總是採取電子對之間的斥力最小的那種。
①如果中心原子價層電子對全是成鍵電子對，則判斷構型十分簡單。
電子對數 構型 實例
2 直線型 BeCl2、HgCl2
3 平面三角形 BF3、BCl3
4 正四面體 CH4、NH4+、CCl4、SiCl4
5 三角雙錐 PCl5、PF3Cl2、SbCl5
6 正八面體 SF6、MoF6
②如果中心原子價層電子對中含有孤電子對，則每個孤電子對佔有相當一個單鍵電子對的位置(對等同的單鍵位置，可任意選取，對不等同的單鍵則要按電子對之間斥力最小的原則選取。如三角雙錐形中，孤電子對只允許占據平面三角形中任意單鍵位置)。
③如果分子中有雙鍵或叄鍵，則電子對互斥理論仍適用，把重鍵視作一個單鍵看待。如CO2分子為直線型O＝C＝O。
④價電子對之間的斥力大小，決定於電子對之間的夾角和電子對的成鍵情況。電子對之間的夾角越小，斥力越大。電子對之間斥力的大小順序為孤電子對-孤電子對之間的斥力＞孤電子對-成鍵電子對之間的斥力＞成鍵電子對-成鍵電子對之間的斥力。
⑤中心原子價電子層電子對數的計數，即中心原子的價電子數加配體供給的電子數之和被2除。而氧族原子作為配體時可認為不提供共用電子(如PO43+ 的中心原子P，價電子5個，加上電荷數3個，共8個電子，即4對價電子對) ，但當氧族原子作為中心原子時，可認為它提供6個價電子(如SO3的中心原於S提供6個價電子，氧作為配體不提供電子，所以中心原子S的價電子對為3對)。如果討論的物質是陽離子，如NH4+，中心原子N價電子2s22p3共5個加上四個配體各提供一個電子，減去一個電荷共8個電子，即4對價電子。
四. 雜化軌道理論
其要點是在形成分子時，由於原子的相互影響，能量相近的不同類型的原子軌道混合起來，重新組成一組能量等同的新的雜化軌道，雜化軌道的數目與組成雜化軌道的各原子軌道的數目相等；雜化軌道又分為等性和不等性雜化兩種；雜化軌道成鍵時要求軌道最大重疊，鍵與鍵之間斥力最小。
等性雜化軌道類型 夾角 分子的空間構型 實例
sp雜化 1080 直線型 BtCl3
sp2雜化 1200 平面三角形 HgCl2
sp3雜化 109028/ 正四面體 CH4、SiH4、NH4+
sp3d2雜化 900及1800 正八面體 SF6
不等性雜化軌道類型（雜化軌道中有孤對電子存在）
不等性sp3雜化 104045/ 三角形 H2O H2S
10705/ 三角棱錐 NH3 PH3
五. 共軛大π鍵和等電子體原理
（1）苯分子中的p-p大π鍵
苯的路易斯結構式中碳-碳鍵有單鍵和雙鍵之分，這種結構滿足了碳的四價，然而，事實上，在中學化學里就學過，苯分子所有碳-碳鍵的鍵長和鍵能並沒有區別，這個矛盾可用苯環的碳原子形成p-p大π鍵的概念得以解決——苯分子中的碳原子取sp2雜化，三個雜化軌道分別用於形成三個σ鍵，故苯分子中有鍵角為1200的平面結構的σ骨架；苯分子的每個碳原子尚餘一個未參與雜化的p軌道，垂直於分子平面而相互平行。顯然，每個碳原子左右相鄰的碳原子沒有區別，認為某個碳原子未參與雜化與雜化的p軌道中的電子只與左鄰碳原子的平行p軌道中的一個電子形成σ鍵而不與右鄰的碳原子的平行p軌道形成π鍵或者相反顯然是不合邏輯的，不如認為所有6個「肩並肩」的平行p軌道上共6個電子在一起形成了彌散在整個苯環p-p大π鍵。
（2）丁二烯中的p-p大π鍵
丁二烯分子式為H2C=CH-CH=CH2。4個碳原子均與3個原子相鄰，故均取sp2雜化，這些雜化軌道相互重疊，形成分子σ骨架，使所有原子處於同一平面。每個碳原子還有一個未參與雜化p軌道，垂直於分子平面，每個p軌道里有一個電子。故丁二烯分子里存在一個「4軌道4電子」的p-p大π鍵。通常用∏ a b為大π鍵的符號，其中a表示平行p軌道的數目，b表示在平行p軌道里的電子數。另外CO2分子、CO32-和O3分子中都含有大π鍵。
（3）等電子體原理
具有相同的通式——AXm，而且價電子總數相等的分子或離子具有相同的結構特徵，這個原理稱為「等電子體原理」。如：CO2、CNS-、NO2+、N3-具有相同的通式——AX2，價電子總數16，具有相同的結構——直線型分子，中心原子上沒有孤對電子而取sp雜化軌道，形成直線形σ骨架，鍵角為1800，分子里有兩套∏ 4 3 p-p大π鍵。同理SO2、O3、NO2-為等電子體，SO42-、PO43-為等電子體。
六. 共價分子的性質和分子間力
（1）鍵參數為表徵價鍵性質的某些物理量，如鍵級、鍵能、鍵角、鍵長、鍵的極性等數據。
①鍵級＝（成鍵電子數-反鍵電子數）/2
②鍵能：對AB型雙原子分子而言， 鍵能為離解能D。
對多原子分子而言，鍵能為多個鍵的平均離解能，如：NH3分子的N-H鍵能
③鍵長：即分子中兩個原子核間的平衡距離。
④鍵角：即分子中鍵和鍵之間的夾角。
⑤鍵的極性：共價鍵分為非極性共價鍵和極性共價鍵兩種，可用參與成鍵的兩個原子的電負性差來衡量。電負性差大於1.7時，可以認為是離子鍵；電負性差介於1.7到0之間，可以認為是極性共價鍵；電負性差等於零，為非極性共價鍵。
(2)分子間作用力及氫鍵
1．分子可分為極性分子和非極性分子。極性分子：分子中正、負電荷重心不相重合；非極性分子：分子中正、負電荷重心相重合。
分子的極性大小用偶極矩µ衡量，µ＝o。為非極性分子，µ越大，分子的極性越強。
µ＝q.L
q是偶極一端上的電荷, L是分子的偶極距離。
2．分子間的作用力即范德華力，它比化學鍵鍵能小一、二個數量級。它包括：①取向力：永久偶極間的相互作用力。②誘導力：誘導偶極同永久偶極間的作用力。③色散力：由於瞬間偶極而產生的相互作用力。
3．氫鍵
氫鍵通常可表示為X—H……Y，X、Y代表F、O、N等電負性大而原子半徑小的原子。X與Y可以是相同元素，也可以是不同元素。
氫鍵有方向性與飽和性,鍵能與分子間力相近,可分為兩類：
①分子間氫鍵：如H2O分子之間的氫鍵
②分子內氫鍵：如 鄰硝基苯酚分子內的氫鍵：
第三章 晶體結構
賽點歸納：晶體結構是化學競賽試題的重要組成部分，因為晶體結構可以考查參賽者的空間感知能力，很能考查參賽者的數學功底。因此，仔細分析近年來的化學競賽試題，晶體結構試題有以下幾種形式：
1. 單純考查某晶體的立體結構（主要考查立方晶胞）。建立微觀和宏觀的橋梁是阿伏加德羅常數。
2. 考查原子簇化合物。參賽者要弄清「化學環境」的含義。凸多面體經常用到歐拉公式。
3. 考查晶體缺陷的有關知識。組成該晶體的粒子具有非整比數。要搞清楚離子填充四面體、八面體或立方體空穴等知識。
4. 簡單的晶體結構，但解答時需要建立數學模型，方能快速作答。如根據數學知識對化學問題進行數學歸納，得出通式，再根據其通式解決化學問題。
趨勢預測：近年來化學競賽試題在考查晶體結構時呈現出多元化趨勢，從考查簡單的晶體結構，到考查需要建立數學模型的結構試題，其間出現了「分之設計、分子積木」等試題形式。因此，筆者以為：今後的晶體結構試題其知識深淺度將呈下降趨勢，但對參賽者的能力要求將會越來越高。即考查一些在特殊情況下，打破舊的知識，建立新知識等方面的一些試題。
一. 晶體和晶胞
（1）晶體的本質特徵是他的「自范性」，即：晶體能夠自發地呈現封閉的規則凸多面體的外形。它有單晶和雙晶之分，有的餓晶態物質看不到規則外形，是多晶。在自然條件下形成的單晶的形狀豐富多樣，然而藉助幾何知識，卻可以找到相同的晶面，而且，確定的晶面之間的二面角——「晶面夾角」是不變的。著叫做晶面夾角不變定律。
在晶體的微觀空間中，原子呈現周期性的整齊排列。對於理想的完美晶體，這種周期性是單調的，不變的，這是晶體的普遍特徵，叫做平移對稱性。
（2）晶胞的基本特徵及晶胞中原子的坐標與計數
晶胞具有平移性，晶胞具有相同的頂角、相同的平行面和相同的平行棱。不具有平移性就不是晶胞。平行六面體的幾何特徵可用邊長關系和夾角關系確定。布拉維晶胞的邊長與夾角叫做晶胞參數。通常用向量xa+yb+zc中的x,y,z組成的三數組來表達晶胞中原子的位置，稱為原子坐標。原子坐標絕對值的取值區間為1＞∣x(y,z) ∣≥0 。若取值為1，相當於平移到另一個晶胞，與取值為零毫無差別。
（3）素晶胞與復晶胞——體心晶胞、面心晶胞和底心晶胞和14種布拉維點陣型式
晶胞是描述晶體微觀結構的基本單元，但不一定是最小單元。素晶胞是晶體微觀空間中的最小基本單元，不可能再小。素晶胞中的原子集合相當於晶體微觀空間中的原子作周期性平移的最小集合，叫做結構單元。復晶胞是素晶胞的多倍體；分體心晶胞（2倍體），面心晶胞（4倍體）及底心晶胞（2倍體）三種。
（4）布拉維系7系和晶胞的素、復結合，總共只有14種晶胞，在晶體學中稱為布拉維點陣型式
二. 晶體的類型
1．金屬晶體
晶體中晶格結點上的質點是金屬原子或金屬離子，結合力是金屬鍵(自由電子)，它的特點是具有較大的比重，有金屬光澤，能導電、導熱，有良好的延展性等。金屬晶體中原子之間的化學作用力叫做金屬鍵。金屬鍵是一種遍布整個晶體的離域化學鍵。金屬鍵理論有改性共價鍵理論及能帶理論。
2．離子晶體
離子化台物的晶體屬離子晶體，如NaCl、CsCl等。在離子晶體中，晶格結點上的質點是正、負離子，質點間的作用力是靜電引力。晶體的特點是有較高的熔、沸點和硬度，但較脆，延展性差，在熔融狀態或在水溶液中能導電。當電負性小的活潑金屬原子與電負性大的活潑非金屬原子相遇時，由於原子間發生電子轉移形成正、負離子，並通過靜電作用而形成的化學鍵叫做離子鍵。
(1)離子鍵的本質是靜電作用力，沒有方向性和飽和性。
(2)離子的特徵，即離子的電荷、離子的半徑和離子的電子層構型。
(3)離子的電子層構型有以下幾種：
2電子構型： 如Li+、Be2+等。
8電子構型： 如N a+、Ca2+及一些簡單陰離子Cl-、O2+等。
18電子構型：如Zn 2+、Hg2+、Cu+、Ag+等。
18+2電子構型：即次外層18+最外層2，如P2+，Sn2+ 等。
9~17不規則構型：如Fe2+，Cr3+，Mn2+等。
(4)離子鍵的強度，通常用晶格能U的大小來衡量。

U可根據熱力學有關數據，利用波恩-哈伯循環進行計算，
3．分子晶體與原子晶體
如CO2，HCl，I2等，在分子晶體中，晶格結點上的質點是分子(包括極性或非極性的)，質點間的作用力是范德華引力。分子內原子間是共價鍵。因此晶體的熔、沸點較低，硬度較小，固體不導電，熔化時一般也不導電。只有極性很強的分子晶體(如HCl)溶解在水中，由於電離而導電。如金剛石(C)、Si、B、SiO2、SiC、BN等，在晶體的晶格結點上的質點是原子，原子間是通過共價鍵相聯結。因此它的熔、沸點高，硬度大，不導電，不導熱，但Si、SiC具有半導體性質。
4．混合晶體
如石墨、石棉、雲母等晶體，在它們的晶體中具有多種作用力。
以石墨為例，層內質點問(即C原子之間)以共價鍵相結合，同時還具有可自由流動的：電子 (相當於金屬鍵)，層間靠范德華引力相聯結。因此它具有光澤，能導電、導熱，容易滑動。
三. 原子坐標。晶胞中原子數目或分子數的計算及與化學式的關系
通常用向量xa+yb+zc中的x, y, z組成的三數組來表達晶胞中原子的位置，稱為原子坐標。例如，位於晶胞原點（頂角）的原子的坐標為0，0，0；位於晶胞體心的原子的坐標為1/2，1/2，1/2；位於ab面
心的原子坐標為1/2，1/2，0；位於ac面心的原子坐標為1/2，0，1/2；等等。原子坐標絕對值的取值區間為1>|x(y,z)|≥0。若取值為1，相當於平移到另一個晶胞，與取值為0毫無差別。例如，，位於晶胞頂角的8個原子的坐標都是0，0，0。不要忘記：只要晶胞的一個頂角有原子，其他7個頂角也一定有相同的原子，否則這個平行六面體就失去了平移性，就不是晶胞了。同理，兩個平行的ab面的面心原子的坐標都是1/2，1/2，0，而且有其一必有其二，否則也不再是晶胞了。反之，坐標不同的原子即使是同種院子，也不能視為等同院子，如坐標為0，1/2，1/2的原子不是等同的。
四. 原子堆積與晶胞的關系。

第四章 化學平衡
賽點歸納：近年來化學競賽試題中多次考查溶劑化酸鹼理論和化學平衡知識。主要考查的題型有：
1. 化學平衡常數的計算。包括熱化學平衡常數的計算、酸鹼平衡常數的計算、沉澱—溶解平衡常數的計算、配位平衡常數的計算等。
2. 非水溶劑化學。常見的非水溶劑有BrF3、N2O4、液氨、液態SO2等。
趨勢預測：由於化學平衡常數的大小在某種程度上可以衡量反應的可行性，因此，化學平衡常數是定量說明反應可行性的依據，必然是化學競賽考試的常考內容。非水溶劑是參賽者不太熟悉的物質，它除了能和很多物質發生反應外，還可以與物質的導電性、物質的電離等知識聯系起來，因此很能考查學生靈活運用知識的能力。筆者以為，今後的化學競賽試題仍然會出現上述競賽試題。
一. 化學平衡
當可逆反應進行到V正=V逆時，或從化學熱力學的角度當可逆反應進行到它的自由能變化⊿G＝0時，稱為化學平衡狀態。化學平衡狀態是一個熱力學概念，是指系統內發生的化學反應既沒有向正向進行的自發性又沒有向逆向進行的自發性時的一種狀態。熱力學假設所有化學反應都是可逆的，在化學反應達到平衡時反應物和生成物的濃度或者分壓都不再改變了，反應「停滯」了，但這只是表觀上的，本質上，無論正反應還是逆反應，都在進行著，因而化學平衡是一種「動態平衡」。例如：溶解平衡，即氣體或固體溶於水（或其他溶劑），最後形成飽和溶液。
二. 平衡常數
1、 對於任一可逆反應在一定溫度下達到平衡時，Aa+bB Dd+Ee
平衡常數可表示為：K=[D]d[E]e/[A]a[B]b
通常溶液中的可逆反應平衡常數用Kc表示，這時各物質的平衡濃度單位用mol/l，氣相可逆反應用Kp
表示，平衡時各物質的濃度用分壓代替。對氣相可逆反應Kc與Kp之間的關系為：

⊿n為反應前後氣體分子數之差，相當於反應式中的(d+e)-(a+b)。
2、平衡常數的物理意義
（1）平衡常數是某一反應的特性常數，它不隨物質的初始濃度(或分壓)而改變，僅取決於反應的本性。
（2）平衡常數的大小標志可逆反應進行的程度。
（3）平衡常數表達式表明一定溫度下體系達成平衡的條件。

⑷ Cu-BTC和Cu-MOF有區別嗎

Cu-BTC （BTC = benzene-1,3,5-tricarboxylic acid）
Cu-MOF （MOF = metal organic framework)
簡單點說，Cu-BTC是Cu-MOF中常見的一種，但並不是Cu-MOF就是指的Cu-BTC。
舉個栗子，兩者其實就是蘋果（Cu-BTC）和水果（Cu-MOF）的關系。

⑸ btcustd哪個軟體能看

題主是否想詢問「bt、custd在哪個軟體查看嗎？」在AIcoin這款軟體可以查看。在手機上下載安裝好之後，用手機號注冊一下，再登陸。安裝好之後呢，打開軟體。找到行情頁面，點擊行情。在右上角處，點擊放大鏡圖樣按鈕，進入搜索欄，輸入我們要搜索的幣種名稱，如比特幣/BTC。輸入之後查詢即可。

⑹ 我的電腦滑鼠左鍵雙擊，點出來的是快捷鍵是怎麼會事

哈嘍大家好，這里是一周進步。
我是皮皮奇。

電腦越來越成為人們學習辦公不可缺少的效率利器，但是用電腦，會不會使用快捷操作，效率就天差地別。
Win10系統中的快捷鍵數量是相當龐大的。
為了讓大家少走彎路花費時間查找和記住那些不必要的內容，我們熬了兩天整理出這篇文章，羅列出最常用的快捷鍵以及一些能提高效率的小功能。
希望可以幫到你。

01. 快捷功能
-1. 快捷鍵
追求高效率的工作方法，並不意味著用大量「高級」軟體，而是把很多基本功能運用好，貫通融合，來滿足「真正的需求」。
也就是說，善用比佳軟更重要。
Win篇
① Win+L：快速鎖屏
離開電腦後為了防止別人查看，而回來後又希望快速進入工作狀態，可以使用這個快捷鍵。
② Win+E：打開「我的電腦」
電腦桌面圖標的數量在不影響效率的前提下，越少越好。
而有了這個快捷鍵，就可以直接刪了這個圖標，不用再茫茫圖標中苦苦尋找「我的電腦」。
③ Win+D：進入桌面
Win8和Win10提供了快速進入桌面的位置，滑鼠點擊最右下角的小長條就可進入。
但是仍不如快捷鍵方便快捷，同時再次按住「Win+D」即可回到操作界面。
④ Win+R：快速打開運行功能
運行可以快速啟動一些文件，設置一些命令。這里不做過多闡述，有興趣可以深入了解。
舉一個栗子; 把快捷方式（.lnk）放到Windows目錄下 然後按下鍵盤上的「Win+R」快捷鍵，輸入剛才的快捷方式名即可打開軟體。
⑤ Win+← \ →：分屏操作
在製作論文、報表等過程中經常需要幾個程序之間互相參考甚至協同編輯，一個一個頁面翻看就很麻煩了，分屏操作幫助你解決這個問題。
熟練使用此功能對同時編輯多個文件並進行校對會很方便。
「Win+左右箭頭」可以使正在使用中的窗口貼向屏幕左側/右側，而只佔用50% 的顯示器面積，同時可繼續用「Win+上下箭頭」繼續分屏。
⑥ Win+Tab：可新建電腦桌面
當已打開多個窗口影響工作又不能關閉窗口的時候，可通過新建桌面的方式解決，又不影響之前已打開的窗口。 （有點像上班時怕老闆發現瀏覽網頁玩游戲的老闆鍵）
⑦ Win+↓\↑：窗口最小化\最大化切換
很不錯的快捷鍵，在不方便使用滑鼠的時候可以使用。
⑧ Win+空格：切換多個輸入法
相比於「Ctrl+Shift」切換輸入法，實現了選擇的可視化。
⑨ Win+I：打開Windows設置
可以對多個系統屬性進行設置
⑩ Win+數字鍵：打開任務欄上第n個程序
對於常用的幾個程序，可以直接用鍵盤操作省去了滑鼠移動點擊的時間。
Ctrl篇
① Ctrl+Shift+N：快速創建文件夾
② Ctrl+滑鼠拖動：快速創建副本
有的時候我們對文件操作，比如PPT改好，已經保存後突然發現刪除了一些東西，而之前的信息已經很難找到了，這就是個很麻煩的事。
在ps中有個習慣是對圖層進行操作提前復制一層，而PPT也是，可以通過復制粘貼進行創建副本。 （備份是一個好習慣）
快捷方式：按住Ctrl原界面拖動即可快速創建。
③ Ctrl+N：快速創建同級界面
在我的電腦中進行文件查看，但是不能同時查看多個窗口，可以通過新建。
快速創建同級界面並拖動進行左右分欄高效操作。這個快捷鍵相當實用且通用。
④ Ctrl+Shift+T：恢復被誤刪掉的網頁
有時候會不小心關掉某個正在使用的網頁，使用這個快捷鍵可以快速恢復關閉的網頁。
⑤ Ctrl+Z\Y：撤回\恢復
包括短時間內我們在電腦做了一些操作，比如刪除一個文件發現刪錯了，可以用這種方式撤回操作讓文件恢復。同時在軟體操作中這個快捷鍵更加常用。
反過來，因為按了次數較多的撤回而出錯，可以通過恢復操作直到滿意的情況。
Shift篇
① Shift+Delete：永久刪除
直接刪除會進入回收站，也會佔用系統內存。
當確定某個文件不會需要到了，可以用此快捷鍵永久刪除。
② Shift+Ctrl+Esc：打開任務管理器
當電腦因為某個軟體卡機了的時候，通常會打開任務管理器進行關閉運行軟體。
以前通過「Ctrl+Alt+ Delete」打開界面進而選擇任務管理器比較低效，這個快捷鍵可以完美的解決這個問題。
而通過「Ctrl+Alt+ Delete」也可以快速修改密碼和注銷賬戶。
③ Shift+字母：按出字母的大寫
在沒鎖定大寫時，按住Shift同時按字母鍵直接可以按出字母的大寫。省去了切換的麻煩。
適用於輸入少量大寫字母時，例如英語的首字母。
Alt篇
① Alt+F4:關機/關閉窗口鍵
平常：我們需要點擊開始，電源鍵，選擇關機，需要滑鼠操作三步驟，比較慢。
快捷鍵：1）.關機：左手先後按下「Alt+F4」，默認出來的選項是關機，這時再回車（Enter），電腦便關機了。
2）.關閉窗口：此快捷鍵可用於快速關於窗口界面，功能和「Ctrl+W」基本一樣。
② Alt+Tab：快速切換窗口
平常：需要切換操作界面時，需要滑鼠打開下面的圖標欄，一個一個點擊進行選擇。
快捷鍵：先後點擊Alt和Tab，這些都是可以單手操作的。同時繼續對出來的界面不斷按Tab進行選擇所需窗口。
③ Alt+雙擊 或 Enter：查看文件屬性（文件大小）
平常：有時候需要查看一個文件的空間大小，右鍵並點擊屬性。
快捷鍵：按住Alt並滑鼠雙擊文件就可以快速打開屬性界面。當然，Enter鍵可以替代滑鼠的雙擊。
④ Alt+↑：文件資源管理器界面，打開上一級界面
⑤ Alt+←：文件資源管理器界面，打開上一次界面
這是一組快捷鍵，當在查看本地文件時，需要點擊才能打開上一級界面，而點錯了想返回之前打開的界面又需要從新一級一級點開比較慢。
有了快捷鍵可以很方便地解決這個問題。
02. 功能鍵區篇

-1. F*鍵
① F2：對文件快速重命名
點擊文件並按 F2即可快速重命名。
拓展：慢擊兩下也可達到同樣效果。
② F2，F3：切換左右網頁頁面
在瀏覽網頁時候可作為切換左右網頁的快捷鍵進行使用。
③ F11：打開瀏覽器的全屏模式
擴大視野更方便操作。
-2. 快捷字母
不知道大家在用電腦工作學習時，有沒有注意到系統操作和使用一些軟體時候，對應的文字功能後面往往會帶有一個英文字母。
除了快捷鍵操作，還有一類快捷操作，我們可以稱作快捷字母。
快捷字母指的是漢字操作後面的英文字母，在某些操作中速度不亞於快捷鍵。
當然我們可以根據使用需求把快捷方式和快捷鍵的使用更好的結合起來。
① 新建文件夾
單擊「右鍵—新建—文件夾」，就會新建一個文件夾。而我們可以通過單擊右鍵，並且快速摁下 W、F 兩個字母。
雖然上面提到快捷鍵「Ctrl+Shift+N」能夠創建文件夾，但是顯然左手鍵盤右手滑鼠的操作效率更高。
② 隱藏桌面圖標
在桌面上點擊「右鍵—查看—顯示桌面圖標」，桌面圖標就會全部隱藏。
而我們可以通過單擊一次右鍵，然後依次快速摁下鍵盤上的 V、D 兩個字母，要顯示的時候，再重復一次剛才的操作。
③ 新建其他的文檔或者軟體類型
單擊「右鍵—新建—選擇文件類型」，就會新建一個對應該類型的文件。
我們也可以單擊右鍵之後，摁下 W ，在彈出的菜單中，我們看到，你可以摁下 F 新建文件夾，摁下 S 新建快捷方式。
那下邊這一排呢？Word、PPT、Excel 表格等等。
如果你仔細觀察，你會在電腦其他地方也找到類似的操控方式。
我們只需要稍稍做點實操練習，就可以記住那些對自己來說常用、或者一段時間內常用的某些快捷字母。
開始的時候可能會覺著這個操作有些繁瑣，但是當你了解他並熟練地運用的時候，長此以往你的操作就會變得更迅捷。
03. 實用操作
這里只是列了一些比較常用的操作，希望對大家有幫助。
-1. 任務管理器的實用功能
① 可以查看系統運行的軟體，佔比較大影響內存可以關閉。
尤其是電腦死機時，我們可以直接啟動任務管理器，關掉一些運行內存高的軟體。
② 查看自啟用軟體，自行選擇打開或關閉，提高啟動速度。
關於系統的實時性能情況其實系統本身就給我們提供了很多的基礎操作。
③ Win鍵截圖的兩種方法
當我們需要截圖保存時，首先想到的往往是第三方軟體（微信、QQ）的截圖功能。
但實際上Windows本身就可以截圖了。
④ Win+Shift+S
可以全屏截圖和區域截圖，然後直接粘貼到文件中即可。缺點是沒有辦法對截圖直接編輯。
⑤ Win+W
打開Windows ink工作區，第三個屏幕草圖功能即可屏幕截圖。
優點是可以編輯，但是與第一種方法相比效率較低。
⑥ 打開搜索功能，都能搜什麼（Win+Q）
包括應用、文件、設置、web搜索結果。
也就是說在這里輸入應用名稱就能直接選擇並打開，甚至可以打開在網站（即刻）中的搜索結果。
應用不限於後安裝的應用，系統自帶功能也能搜到。
例如計算器和畫圖，計算功能在搜索界面可直接輸入。
例：計算器
搜索應用
搜索信息
搜索本地文件
04. 彩蛋
「將壓縮文件藏在喜歡的圖片里」
可以在一張圖里藏入「不可告人」的秘密。
-1.准備一張圖片，將這張圖片和你自己想要藏進圖片里的文件存放在一個文件夾內。
提醒：先將你要隱藏的東西壓縮起來變成rar文件（用winrar添加為壓縮文件）。
比如，我要將我電腦里的一個文本的壓縮包藏到一張圖片後面，我把這兩文件都放到D盤地根目錄下，為了方便，我將它們命名為1.jpg和2.rar。
-2.利用我們剛才學到的「運行」（Win+R）命令，並輸入「cmd」，即打開Windows 的命令提示符。
-3.因為我們把1.jpg和2.rar兩個文件是放在了D盤的根目錄下，所以我們要將目錄定位到「D:\」，在命令提示符窗口游標後面輸入「d:」。
顯示如圖，就表明已經成功定位到D盤根目錄下了。
-4.接著就是最重要的一步了，執行以下命令：「/b 圖片名稱.jpg+壓縮包名稱.rar 生成後圖片的名稱.jpg」。
也就是：我要把1.jpg和2.rar這兩個文件合並，我要執行的命令就如下：「/b 1.jpg+2.rar 3.jpg」
執行結果如圖：
-5.按照上面的步驟完成就算成功了，D盤下已經多出個3.jpg的文件了，下圖就生成的3.jpg文件啦。
需要看藏在圖片里的壓縮文件時，只要把後綴改為.rar就行了。
關於系統的快捷操作還有很多，這篇文章只是為大家比較詳細的介紹了關於快捷鍵的內容。
同樣，軟體的快捷鍵的重要性也不容忽視，在時間就是一切的現在，讓快捷鍵為你翻身吧。
以上，就是本次想和你分享的內容。

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⑺ cu-btc是什麼顏色

藍色。顏色裂差是通過眼、腦和升兆我們的生活經驗所產生的對光的視覺感受，肆笑皮cu-btc是藍色。cu-btc是一種已被廣泛研究的MOF，其在液相催化反應中的應用已有多例，但在氣相反應中的應用卻鮮有報道。