btc對數

❶ SP3 SP2 SP 雜化是什麼

sp雜化是由s軌道和一個p軌道雜化形成兩個能量均等的軌道，兩個sp雜化軌道對稱軸之間的夾角是180

❷ 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。

❸ 比特幣和龐氏騙局的本質區別在哪裡

我寫這點，既不想忽悠誰接盤，也不想抨擊政策——我對於政策是相當支持的。

所要發聲目的只有一個，以比特幣為視角，觀察這個多維度的世界。

先說觀點，比特幣既不是鬱金香也不是龐氏騙局。當然，比特幣絕不能成為未來貨幣，也絕對會消亡——如果以時間為維度去看，這個世界上本來就沒有什麼不朽。

把比特幣比作鬱金香和龐氏騙局的說法由來已久，其中不乏所謂知名「 專家學者」 。歷史上到底有沒有過「 鬱金香泡沫」 以及是否如記載那樣誇張，其實很難講。如果非要比方，倒不如說「 君子蘭」 。之所以把三者相提並論，無非是三者有相似之處。但是武斷地評價三者相同，缺乏思辨精神，也少了一種維度。二十年前，你如果見到馬雲，很難不懷疑他是一個騙子。好的商業模式和傳銷、天才和瘋子，在某些方面的行為是如此的相似。

如果非要給比特幣下一個定義，我的答案是：一個新物種，互聯網時代的美麗貝殼。

想要搞清楚比特幣到底是什麼，需要把這個世界分成兩個群體。一個是強有力政權下的貨幣，一個是無強權或者躲避強權下的自由市場。以這個視角看下去，比特幣就一清二楚。

一個穩定的政權下，想要一個可以掌控的平穩的金融體系和貨幣政策。比特幣當然不符合定義，在這個層面上看下去，說比特幣是鬱金香都算寬容，它就是赤裸裸的龐氏騙局。

可是這個世界上還有很多人，生活在政權不穩當或者要躲避政權下的人們，比特幣便形成了一種下賦權的貨幣，猶如多年前的貝殼。在這個層面上比特幣已經是「 貨幣」 了。

我們有央媽的保護，有互聯網的便利，而比特幣是生活在不穩定環境下自發信任的央媽和互聯網支付。打個比方，他們就是科索沃辛巴威人民的央媽加「支付寶」。

那些比特幣的真正擁簇者，不管生活在哪個地區，本質上，他們的想法與「 貨幣地區」 的人們想法無異。

所以成為今日，無非是兩個原本不相乾的圈子發生了碰撞——「非貨幣地區」 的人炒作比特幣，變相地對「 貨幣地區」 的人民財產進行打劫。

比特幣本身的承擔系統，被更高的科技攻破，就是比特幣消亡的那一天。

如果無法攻破，這個世界仍未和平，仍未達成共識，比特幣還有很長的路要走。

周星馳有一部片子叫《武狀元蘇乞兒》，皇帝對丐幫幫主蘇乞兒講「你丐幫弟子甚重，朕心難安啊。」蘇乞兒回，「假如皇上治理有方，百姓安居樂業，又有誰想去當乞丐呢？」

❹ x的-2次方圖像 以2分之1為底x+1的對數的圖像 x-1的絕對值的圖像 2的x+1次方的圖像

lz請看圖片

x的-2次方圖像

❺ 目前有多少種數字貨幣

這個問題我無法准確的回答你，因為數字貨幣包含的面太廣了。還有就是每天可能都有許多新的加密貨幣誕生或死去。現在全球比較知名的數字貨幣有比特幣、狗狗幣、萊特幣、比特股、瑞波幣、元寶幣、點點幣等等。據說最近南美小國厄瓜多創建了自己官方的加密貨幣。
根據不完全統計2014年以來已經產生了近200多種山寨幣，存活的也有100多種。山寨幣的存活周期一般是2 - 3個月左右。因為一些山寨幣誕生的目的就是為了圈錢，並無任何創新。當價格足夠高時莊家就會大量拋售套現，由於沒有莊家護盤，這種山寨幣最終死去。

❻ sp雜化的sp雜化是如何雜化的

sp雜化是由s軌道和一個p軌道雜化形成兩個能量均等的軌道，兩個sp雜化軌道對稱軸之間的夾角是180º（成一條直線）。兩個未參與雜化的p軌道互相垂直，並且都與兩個sp雜化軌道對稱軸組成的直線垂直。sp雜化：以乙炔為例，碳原子用一個2s軌道和一個2p軌道進行雜化，形 成兩個相等的sp雜化軌道。每個sp雜化軌道包含1/2s軌道成分和1/2p軌道成分，這兩個sp雜化軌道的對稱軸形成180度的夾角，處於同一直線。分子雜化類型由取決於的孤對電子對數目和成鍵電子對數目對於ABn型分子孤對電子對數目=（A最外層電子數—B成鍵電子數×n)÷2成鍵電子對數目=n對於BaCl2,孤對電子對數目=（2—1×2）÷2=0，成鍵電子對數目=2二者之和0+2=2，故為sp雜化對於BF3,孤對電子對數目=（3—1×3）÷2=0，成鍵電子對數目=3二者之和為0+3=3，故為sp2雜化以此類推，4為sp3雜化，5為sp3d雜化，6為sp3d2雜化等性雜化軌道類型 夾角 分子的空間構型 實例sp雜化 180° 直線型 BtCl3sp2雜化 120° 平面三角形 HgCl2sp3雜化 109°28′ 正四面體 CH4、SiH4、NH4+sp3d2雜化 90°及180° 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 104°45′ 三角形 H2O H2S107°5′ 三角棱錐 NH3 PH3

❼ 比特幣會不會漲到100萬人民幣一枚呢

最終得到如下比特幣價格和用戶數之間的關系，這正是邏輯斯蒂關系。和生物學上描述物種數量隨時間變化的關系是一類方程，因此論文標題為「比特幣向病毒一樣傳播」（Bitcoin Spreads Like a Virus）。

研究還發現，這一關系並不是偶然的，而是有背後規律的，這就是梅特卡夫定律（Metcalfe』s law）。

梅特卡夫定律（Metcalfe』s law）

20世紀80年代，以太坊發明者羅伯特·梅特卡夫提出評估互聯網網路價值的方法。他認為，網路的價值與網路節點（用戶）的平方成正比。 這也就是所謂的「網路效應」，用戶越多，網路的價值越大。

在一個具有n個用戶的網路中，每個用戶和其他用戶發生的鏈接數為n(n-1)/2，在n很大時，n(n-1)/2約等於n²。這樣，梅特卡夫定律形式如下：Network Value等於常數C乘以n的平方。

但是如果n隨著時間線性增長，則網路價值會隨著時間指數增長，沒有邊界，顯然不符合現實。因此，2013年梅特卡夫修正認為，n應該是邏輯斯蒂增長（logistic growth），也就是人們熟知的「S」形增長。

這一規律不僅僅適用於比特幣， Peterson同樣研究了Facebook價格隨時間的變化，發現Facebook的價格也適用梅特卡夫定律（Metcalfe』s law）。

❽ 從財務自由的角度,為什麼不能投資比特幣

一、財務狀況分析報告的主要結構

（一）報告標題
標題是對財務狀況分析報告的最精煉的概括，它不僅要確切地體現分析報告的主題思想，而且要語言簡潔、醒目。由於財務分析報告的內容不同，其標題也就沒有統一的標准和固定的模式，應根據具體的分析內容而定。如「某月份簡要會計報表分析報告」，「某年度綜合財務分析報告」，「資產使用效率分析報告」等。
（二）基本情況
即概括企業綜合情況，讓財務報告使用者對財務狀況分析說明有一個總括的認識。如企業的主營業務范圍、其他業務情況等，並對企業運營及財務現狀進行介紹。該部分要求文字表述恰當、數據引用准確。對經濟指標進行說明時可運用絕對數、比較數及復合指標數。特別要關注企業當前的運作重心，對重要事項要單獨反映。

（三）綜合分析
綜合分析是對企業的經營情況進行分析研究，在說明問題的同時分析問題，尋找問題的原因和症結，以達到解決問題的目的。財務分析一定要有理有據，要細化分解各項指標，要善於運用表格、圖示，突出表達分析的內容。分析問題一定要善於抓住當前要點，多反映企業經營焦點和易於忽視的問題。

（四）總體評價
做出財務說明和分析後，對於經營情況、財務狀況、盈利業績，應該從財務角度給予公正、客觀的評價和預測。評價要從正面和負面兩方面進行，評價既可以單獨分段進行，也可以將評價內容穿插在說明部分和分析部分。

（五）工作建議
即財務人員在對經營運作、投資決策進行分析後形成的意見和看法，特別是對運作過程中存在的問題所提出的改進建議。值得注意的是，財務分析報告中提出的建議不能太抽象，而要具體化，注重實際操作，提出的建議要切實可行。

二、財務狀況分析報告的主要分析指標

（一）經營指標分析
主要說明企業基本情況、本期企業生產經營業務的主要經濟指標完成情況等，如產量、營業量、銷售量等實際完成額及同比增減值。計算反映企業發展能力狀況的財力評價指標有：銷售增長率，資本積累率，總資產增長率，三年資本平均增長率；三年銷售平均增長率。將這些指標與標准指標及上年同期值相比計算增減值，並從以下幾方面分析生產經營中取得的業績和存在的問題及原因：一是經營環境變化的影響，主要分析企業生產經營內、外部條件變化的影響；二是營業范圍調整及影響；三是需披露的其他業務情況和事項的影響等。從中找出主要影響因素，並說明企業取得成績的主要原因是什麼，說明企業經營中出現問題與困難的原因是什麼，使企業明確今後的發展方向。

（二）盈虧指標分析
1.對利潤表所反映的本期實際利潤數與計劃數及上年同期實際數進行對比，分析利潤實現情況及增減值。本期實現利潤（虧損）總額是多少，比計劃及上年同期數增減額及增減率；分析本期實際利潤總額構成情況，其中：主營業務利潤、其他業務利潤、營業外收支等情況與計劃數及上年同期數的增減額及增減率是多少。
2.計算凈資產收益率、總資產報酬率、主營業利潤率、成本費用利潤率等盈利能力分析指標，並用標准值與上年同期值相比計算增減值。
3.根據分析與計算結果，分析評價企業盈利能力的強弱，並從主營業務收入同比增減額的影響、成本費用同比增減額影響、其他業務利潤、營業收支凈額等因素分析其對本期利潤的影響程度，查找導致盈利能力增強（減弱）的原因。

（三）資金指標分析
1.通過資金結構比例分析，分析本期資產負債表、利潤表等報表中各項目的構成比例，以行業比例和上年同期項目比例相比較，將增長分析與結構分析結合起來，判斷各項目構成比例的合理性、科學性。
2.對企業資產的營運能力進行分析，評價企業資產管理效率情況。其評價的指標主要包括：總資產周轉率、流動資產周轉率、固定資產周轉率、存貨周轉率、應收賬款周轉率。如通過對應收賬款周轉率的分析，可以得出企業應收賬款變現速度的快慢及管理效率的高低。如果周轉率高則表明：收賬速度快，賬齡較短，資產流動性強，短期償債能力強，可以減少收賬費用及壞賬損失。同時藉助應收賬款周轉期與企業信用期限的比較，還可以評價委託加工單位的信用程度，調整原訂的信用條件，制定出（下轉第64頁）（上接第62頁）相應的收賬政策。對固定資產周轉情況的分析，可以知道固定資產的利用率是否合理，固定資產結構是否恰當。
3，計算企業的償債能力情況，其主要指標有：速動比率、流動比率、資產負債率、產權比率等。
4.指標變動差異分析，將本期各項指標計算結果與標准值及上年同期值比較，找出變動較大或不正常的指標作為重點分析對象，揭示運行中存在的問題及原因。
四）國有資產保值增值指標分析
1.衡量國有資體保值增值情況指標是國有資本增值率，通過對該指標進行分析，能充分體現對國有資產的保護，能及時、有效發現侵蝕國有資產的現象，反映國家投入資本的保全性和增長性。
2.一般認為資本的保值增值率越高，表明企業的資本保全越好。當保值增值率達到100%時為保值，超過100%時為增值，若小於100%則表明國有資本減值，說明國有資產受到了侵蝕、流失、損失等，沒有實現資本保全。
3.根據國有資本保值增值實現的程度，分析其原因，特別是對沒有實現資本保值的要高度重視，查找漏洞，研究對策。

❾ 比特幣上5、15、30、60均線，還有K線能說說嗎望高手直接回答。盼望！

比特幣這東西本身比較懸，你參考普通均線會有很大的風險。另外我個人感覺由於比特幣的性質，你在看比特幣的圖的時候也應該用對數圖看而不是普通坐標看。

❿ 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。