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Ⅰ 幫我找太陽系的有關資料

太陽系的形成過程
太陽系的形成和太陽自身演化密不可分，太陽的形成要經歷三個時期五個過程，即星雲時期、變星時期和主序星時期，五個過程是冷凝收縮過程、快引力收縮過程、慢引力收縮過程、耀變過程和氫燃燒過程，而行星的形成僅僅是太陽演化過程中的副產品，也就是太陽演化到某個階段才形成了行星和衛星等天體。這是個非常復雜的演化過程，既有規律性，又有特殊性，還有偶然性，本文只略述太陽系的形成過程，不作理論推導和復雜的數學計算，只給出計算的結果。
星雲時期（包括冷凝收縮過程和快引力收縮過程）太陽系是銀河系的一部分，距銀心2.5萬光年，在獵戶旋臂附近，太陽帶領她的大家族以250公里/秒的速度繞銀河中心旋轉，周期約2億年，50億年之前若干億年太陽系原始星雲就在這個位置上。她是巨大的銀河系原始氣體雲團（即星際雲）冷縮斷裂後分離出來的一小塊星雲，有初始速度和一定溫度（不是高溫），星雲直徑約3000天文單位，其實星雲沒有明顯的邊界，是個彌漫的氫氣團，密度很低，約10.17克/厘米3，星雲質量是太陽質量的1.5——2倍，溫度在300K以下，有自轉，但很慢，幾乎和公轉同步，星雲主要成分是氫，佔71%，其次是氦佔27%，其它各種元素佔2%，這裡麵包括從超新星爆發飛來的重元素和金屬物質，還有揮發性物質和塵埃等。太陽系原始星雲繞銀河系中心運轉，一開始就有角動量，在冷凝收縮過程中自轉加快，就使自轉不再與公轉同步，又由於星雲內側和外側到銀心距離不等，在繞銀心做開普勒運動時形成速度梯度，里快外慢，出現較差轉動，星雲在銀心的潮汐力作用下發生湍動，並形成大大小小的渦流，各個渦流之間相互碰撞和兼並，又形成大的渦旋，最後形成一個更大的中心旋渦，由於星雲繼續緩慢的冷凝收縮，旋渦自轉速度逐漸加快，大量物質開始向旋渦中心匯聚，致使中心區物質密度增大，引力增強，形成中心引力區，於是物質又在引力作用下加快向中心旋落，星雲的冷凝收縮逐漸被引力收縮所代替，這時星雲已由原來的3000天文單位縮至70天文單位，大約經過幾十億年的時間，其間星雲體溫度下降到幾十K，物質損失較大，部分物質散逸到宇宙空間。
隨著星雲中心引力區的增強，加快了物質向中心旋落，形成了星雲坍縮，進入快引力收縮過程。在星雲內部物質從四面八方沿著渦旋方向迅速向中心下落，形成粗細不同的螺旋線式的物質流，星雲也逐漸拉向扁平，形成闊邊帽式的園盤，螺線狀的物質流逐漸演變成四條旋臂，只要角動量不足就不會形成圓環，只能形成旋臂。從正面看猶如縮小的銀河系，成旋渦結構，從側面看類似NGC4594天體（M104），在平行總角動量軸的方向上收縮不受限制，坍縮迅速，增加的引力勢能轉變為物質的內能，而在赤道平面上收縮受到限制，這是因為受到離心加速度的作用削弱了引力，使收縮緩慢，才形成中央凸起四周扁平的帶有旋臂的園盤，從總體看星雲仍在繼續收縮，角動量仍然向旋臂和中心區轉移，當內旋臂收縮到距中心5.2天文單位時，轉速逐漸達到13.1公里/秒，自轉產生的離心力和中心區的引力相平衡，旋臂就停留在這一位置而不再收縮，但中心區的物質繼續快速收縮，中心區與旋臂發生斷裂，中心區繼續收縮形成原太陽，占星雲總質量的99.8%，而四條旋臂的質量還不到0.2%，此時原太陽對旋臂仍有很強的引力作用，同樣旋臂也對原太陽有牽製作用，原太陽的自轉受到滯後作用，轉速漸漸減慢下來，把原太陽的角動量又轉移到旋臂上，這時旋臂上物質只要角動量不足還會繼續向中心旋落，但到達內旋臂處就不能再落下去了，因此內旋臂物質積累越來越多，而外旋臂物質相對減少了。當四條旋臂逐個達到開普勒軌道速度就演變成四道園環，園環位置按提丟斯—彼得定則分布，分別在木、土、天、海軌道位置上，它們的角動量占星雲總角動量的99.5%，這就是太陽系角動量分布奇特的原因。以此種方式形成的拉普拉斯環不存在所需角動量不足的困難。 中心區坍縮成原太陽，物質密度增大，分子間相互碰撞頻繁，產生的內部壓強逐漸增大，使核心處物質擠壓在一起形成星核，並釋放大量能量，中心溫度升高，增加的熱能通過對流方式向外傳播，星體呈現微微放熱狀態，整個星雲體類似獵戶座KL紅外源區一樣的天體。星雲時期的快引力收縮過程歷時很短，大約幾千年，我們常說太陽有50億年的歷史，大概就從這時算起吧。
變星時期（包括慢引力收縮過程和耀變過程）：星雲形成四道園環後，絕大部分質量都集中在中心區百分之一天文單位范圍內，物質密度大增，分子間相互碰撞更加頻繁，溫度升高，壓強增大。當內部輻射壓和自吸引力接近相等時出現准流體平衡，星體不再收縮或者僅有微小脈動收縮，太陽的雛型基本形成，中心是快速旋轉的堅實星核，核外是輻射區，再往外到表面是對流層，原太陽逐漸轉入慢引力收縮過程。
原太陽內部物質運動非常復雜，因物質是氣態流體，與剛體大不一樣，在自轉中出現了許多復雜的運動狀態，因慣性離心力的作用赤道物質有拉向扁平的趨勢，兩極處物質必向赤道方向流動，極處物質減少了，但引力的作用是維持球形水準面，所以也必有物質向兩極處流去，以補充那裡的物質不足，於是在赤道兩側形成旋轉方向不同的渦流，並隨物質流動漸漸靠近赤道，這就是有名的蝴蝶圖，這種狀態直保持到現在，如太陽黑子運動。隨物質對流和自轉相互作用，角動量向赤道轉移，從而形成星體的較差自轉。核心處高密高壓和高溫不斷增加，擾亂了熱平衡梯度，通過混合長把動能和熱量向外傳輸，溫度較低的物質向下沉，形成對流，並發展為從內到外的湍流。當中心溫度上升到2000K時，氫不能保持分子狀態，而變成原子，並吸收大量熱能，促使壓力驟降，抵不住引力，中心區崩陷為體積更小密度更大的內核，並產生強烈的射電輻射，這些能量輻射可從星體稀薄處穿過而到達星體表面，因而可形成一些亮條，這就是H——H式天體。
星體內部不僅有高速運動分子產生的熱能，還有原子級釋放的電磁能，核心溫度更高，星體自轉雖然減慢下來，但星核還是快速自旋，核區附近的等離子體也隨之快速旋轉，星體磁場產生了，磁力線從兩極附近穿出，星體這時產生了射電輻射，而內部熱能不斷傳送到表面，表面溫度可達1000K，並放射紅光，這種能量傳遞時起時伏，表面溫度也就忽高忽低，表現的星等就是忽大忽小的變化。有時能量積累到一定程度還會發生猛烈地噴發，拋出物質，在幾天之內星等可上升5、6個等級，這個時期相當於金牛T型變星期或者類似鯨魚座UV型耀星期，即為耀變過程。
原太陽中心區的溫度逐漸升高，當達到80萬K時，氫被點燃發生核聚變，首先是氫和氘聚變為一個氦核，產生光子並釋放大量核能，突然猛增千百倍能量，必將產生猛烈地噴發，星體亮度也就突然增亮好多倍，這就是耀星或新星爆發，原太陽進入耀變過程，在這期間內發生過多次猛烈地噴發，釋放大量能量和拋射物質，並帶走一部分角動量，比較大的噴發有四次。因太陽質量不算太大，就沒有更大的全面爆發，僅僅是局部噴發而已。
噴發是從星體內部核反應區開始的，那裡的星核自轉非常快，可達每秒數百公里。物質具有極高的能量，因此噴出物高溫高速，第一次噴出物的質量約是太陽質量的百萬分之三，溫度一萬多度，噴出速度高達每秒616.5公里，呈熔融半流體狀態，高速自旋，在飛離原太陽過程中邊降溫邊減速，當它到達目前金星軌道處速度剛好與開普勒軌道速度同步，便留在軌道上繞原太陽運轉。僅過幾十年，原太陽又發生第二次噴發，噴出物比前次略多些，仍是高溫熔融狀態，高速自旋，初速度比前次略大，當它進入到現今的地球軌道處便繞原太陽運行。又過數百年，原太陽又發生第三次噴發，這時的星核溫度進一步增高，達300萬度，發生氘、鋰、鈹、硼等核反應，釋放能量更大，噴出物質沒有前兩次多，但初速度卻大些，其中最大的一個團塊進入到現今的火星軌道上，更多的碎塊遍布在木星和火星軌道之間，經過三次噴發，原太陽處於暫時休頓狀態，持續幾千年，但星體中心溫度仍在繼續升高，當達到700萬度時發生四氫聚變氦的質子——質子反應，釋放大量光子和能量，原太陽發生第四次猛烈噴發，這次噴發物是太陽質量的千萬分之二，初速度比前三次都大，因此飛出更遠，其中一塊較大的噴出物撞擊在天王星邊緣，濺起的物質碎塊抵達海王星軌道處，更多的碎塊遍布太陽系空間，有的飛出海王星的外側。這時原太陽表面溫度上升到數千度，放熱發光。一個光芒四射的恆星即將誕生。原太陽在變星時期大約有4億年。
主序星時期（包括氫燃燒過程和未發生的氦燃燒過程）：原太陽經過幾次耀變逐漸趨於穩定狀態，進入氫燃燒過程，釋放核能，星核中心核反應區溫度可達1500萬度，核反應出現碳氮循環反應，但大量的還是質子——質子反應，核中心密度達160克/厘米3，中心壓力3.4×1016帕，抵住星體的引力收縮，達到新的熱平衡梯度，不再發生噴發現象，進入相對穩定期。這時星體表面溫度達5770K，成為G型星，太陽輻射主要是電磁輻射和帶電粒子流，外層大氣不斷發射的穩定粒子流——即太陽風，驅散星周物質，使太陽更加明朗了，成為一顆年輕的主序星。太陽在主序星期已有46億年了。太陽活動仍在繼續中，表現為11年一個周期，說明太陽還在繼續演化中。當太陽中心溫度達到1億度，氦核聚變為碳核和氧核反應，進入氦燃燒過程。
類木行星和規則衛星的形成：原始星雲在快引力收縮過程形成的四道園環，恰在海、天、土、木四顆類木行星的軌道上，環內物質受中心天體的引力作用有向內運動的趨勢，還受慣性離心力作用有向外運動的趨勢，同時還有開普勒較差轉動的影響，必造成環物質形成大大小小的渦流，並相互碰撞和兼並，由小渦流變成大漩渦，最後形成一個帶有若干條旋臂（至少有四條大旋臂）的大旋渦和孤立的小漩渦，物質向漩渦中心匯聚，形成中心引力區，加快了引力收縮，自轉速度更快了，慣性離心力也就更大了，當離心力和中心體引力平衡時，星體就不再收縮，旋臂的旋轉速度達到開普勒軌道速度時就演變成衛星園環，形成闊邊帽式的天體，又經過引力吸積，清除行星軌道環上的物質，逐漸演變成原行星。 原始星雲密度是梯度分布，越往裡密度越大，外部密度小，還因部分物質向內轉移，所以外側兩道環形成的兩顆行星質量就小，這就是海王星和天王星，內側兩道環形成的兩顆行星質量就大，這就是土星和木星，各行星內部都有堅實的星核，溫度高達數千度，最高可達3萬度，中心壓力為1012帕以上，但還不夠點燃氫的條件，沒有發生核聚變反應，產能機制仍然是引力勢能轉變而來的熱能和釋放原子級的電磁能，星核的高速旋轉形成磁場，內部熱能通過對流傳送到星體表面，因此類木行星都有放熱現象和強度不同的射電輻射。木星的大紅斑便是內部熱能向外傳輸過程中形成的渦流，類木行星表面溫度都很低，呈液態狀，因星體是在收縮過程中形成的，為保持角動量守恆，自轉就快一些。
中心體形成行星之後，周圍的衛星園環在遠離洛希極限處只要達到洛希密度都可以形成衛星，孤立的小漩渦也能形成小衛星，這樣的衛星都是規則衛星，但在洛希極限附近及內側受本星體的潮汐作用，不會形成衛星，只能以環的形式存在，因此四顆類木行星最初都有一個龐大壯觀的光環。
類地行星、月球和冥王星等的形成：原太陽在耀變過程有四次猛烈地噴發，高溫熔融半流體狀的噴出物在進入金星、地球和火星軌道處繞原太陽旋轉，成為原行星。在金星軌道的原行星質量約為5.2×1027克，半徑6165公里，自轉周期2.72小時，自轉線速度為3.95公里/秒，由於原星體是從高溫熔融狀態凝固而成，所以星體成粘稠狀，粘滯系數很大，這時星體內部還沒有發生分異作用，在高速自旋中受慣性離心力的作用將星體拉成長球形，同時在原太陽引力的長期攝動下，長球形又逐漸變成一端大一端小的紡錘形，隨時間推移，紡錘形被拉開形成兩顆姊妹星，一大一小，互相繞著轉。根據角動量守恆原理，二星距離逐漸增大，繞轉速度就變慢，當二星相距60萬公里時，它們繞質心的自轉幾乎和繞太陽的公轉同步。當二星距離接近61.6萬公里時，小星繞到大星的內側（即靠近原太陽這邊），太陽對小星的引力等於兩顆姐妹星之間的引力，小星就不再轉到大星的外側了，而是二星共同繞原太陽公轉，這時二星自轉周期與公轉周期相等。但開普勒軌道是離太陽近速度大，離太陽遠速度小，在內側的小星軌道速度比大星軌道速度大，小星逐漸運行到大星的前面，同時在引力磨擦作用下將大星拉轉成逆向自轉，而自身也拉成順向自轉，但自轉很慢，隨時間推移，小星漸漸離開原有軌道而進入一條新的繞太陽軌道，又經過若干周期形成了今天的水星軌道，原有的姊妹星變成了金星和水星。因此水星的偏心率和傾角都大，自轉周期略小於公轉周期，而留在原軌道上的大星就是金星，它被拉成逆向自轉，同時拉斜一點，傾角略微偏大一些。
進入到地球軌道的第二次噴出物質量是6.05×1027克，半徑為6444公里，自轉周期5小時，自轉線速度2.2公里/秒，和上次同樣，從高溫熔融狀態凝固而成，星體內剛好要發生分異作用，受快速自轉的離心力作用和太陽的攝動，也是分離成一大一小的姊妹星，互繞質心共同轉動，由於太陽長期攝動，二星距離漸漸拉大，自轉也就逐漸變慢，直到今天地球和月球的位置，地球自轉周期為24小時，月球自轉和繞地球公轉同步，總是一面朝向地球。地月分離證據可在月球上找到，在月球朝向地球一面有個300米高的突起部分便是地月分離處的證據，地球上的分離處不易看到，其位置可能在非洲，而不象有的人所說月球是從太平洋分離出去的，如今月球仍以每年3厘米的速度遠離地球，可以推想再過若干萬年月球也會從地球身邊跑掉，而進入太陽系內成為一顆新行星。
原太陽的第三次噴出物有一大塊進入火星軌道後形成了火星和火星衛星，但是火星的衛星後來遭受一次小行星的猛烈碰撞，將它撞裂，並使軌道向火星方向內移，形成了今天的火衛一，另一碎塊成為火衛二。
噴出物還有大量碎塊進入火星和木星軌道之間，逐漸冷凝形成小行星。
還有一些碎塊被類木行星俘獲形成不規則衛星，當然也有碎塊和塵埃進入光環和降落在其它天體上。
原太陽第四次噴發比前三次猛烈得多，噴出物數量與第三次的差不多，初速度較大，噴出的物質遍布整個太陽系空間，其中有一大團塊快速自旋，質量約是冥王星的30倍，以617.49公里/秒的速度從原太陽噴發而出，進入到天王星軌道時正從天王星自轉軸上方斜沖下來，撞擊在天王星邊緣上，把它的角動量傳遞給天王星，並隨天王星一起轉動98°角，使天王星躺在軌道上自轉，同時在撞擊處濺起兩大塊物質和若干碎塊，在從天王星區飛出時形成一列，速度逐漸減慢下來，在進入海王星軌道時，前面一個質量為1.3×1025克，速度為4.7公里/秒，緊跟在後面的一塊質量為1。77×1024克，還有一些碎塊，最後面的一個質量為2.2×1025克，速度為4。4公里/秒，它們正好從海王星內側(靠近太陽的一邊)相距36萬公里處飛過，而這個位置恰是海王星衛星的開普勒軌道，所以它們又被海王星俘獲為衛星，並從海王星前面繞過來，成為逆行軌道衛星，而前面的一個因為速度略大，形成的軌道偏心率就大，它的遠星點必在朝向太陽的方向，也許經過幾個周期（或者僅一個周期），當它到達海王星的遠星點時恰受太陽引力作用又繞太陽運轉，成為太陽的一顆新行星，這就是冥王星，同時把它後面緊隨而來的那個小塊一同帶走，成為繞冥王星的一顆衛星卡戎，所以冥王星軌道才有17°傾角和0.25的偏心率，其軌道又與海王星軌道有交會處。當然那個質量為2.2×1025克的大塊就繞海王星逆行，成為海衛一了。海衛一上面少有隕坑，說明它是較後期形成的，缺少隕星撞擊。
第四次噴發出來的碎塊物質遍布整個太陽系空間，有的被大行星俘獲成為衛星，有的降落在各天體上變成隕星，還有的進入到四顆類木行星的光環里和小行星帶里，還有一部分飛到海王星外側，形成柯伊伯帶。當然不排除後來有少量的彗星物質也進入到柯伊伯帶里，估計還會有一些碎塊飛出太陽系。

Ⅱ 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。

Ⅲ 為什麼黃金永不貶值

首先，黃金並不是永不貶值。在短期內，黃金的價格是有可能下跌的。應該說長期來看黃金的價格不會下跌，從長期來看，黃金是保值的。
然後黃金能長期作為貨幣的保值性是由於三個因素決定的，一是稀缺性，二是耐用性，三是標准性。
先說第一點，稀缺性。黃金主要出產國有：中國、澳大利亞、美國、俄羅斯等。因為黃金的世界保有量很低，所以可以作為一般等價物對應比較高價值的商品。如果是銅或者鉛，那就不行了，這兩種金屬的藏量太多了。舉個反例，鑽石。黃金的稀缺性是天然的，鑽石的稀缺性是人為的。世界最大的鑽石商戴比爾斯壟斷了全球的鑽石礦，供給市場的量只有產能的十分之一，依靠這種方式來提升鑽石的價值。如果購買了鑽石，鑽石商回收鑽石的價格很低。有人做過實驗，花錢買一顆裸鑽，然後立刻去附近的鑽石店試圖賣出，鑽石店開的最高價格也只有買價的三分之一。
第二點，是耐用性。作為長期可以保值的物品，不能過了幾十年之後，就自己氧化了，被腐蝕了，這樣就相當於貶值了。而黃金AU這種元素，是一種惰性元素，在日常生活中，幾乎不產生任何化學反應。所以幾百年後，一根金條還是一根金條，幾乎不會被氧化。作為反例，珍珠，這種也非常稀缺貴重的物品，經過幾百年自己就灰飛煙滅了，消失了。這也是考古發掘中，幾乎不可能出土幾百年幾千年的珍珠的原因。
第三點，標准性。黃金只要確定了含金量（純度），其價值是確定的，易於估值進行交易。而其他的寶石甚至鑽石，都需要專業的鑒定師進行估值。比如說鑽石估值的4C（Carat Weight克拉、Clarity凈度、Color顏色、Cut切工）就很復雜，也很主觀。
而黃金投資，由於其特性，就註定了黃金是一種長期保值，但獲利不會過於豐厚的投資方法。很多投資者會使用黃金作為一種避險的投資方式，和其他高風險高回報的投資方式進行組合，做到「進可攻，退可守」的目的。

Ⅳ 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。