公用设备工程师基础课之普通化学培训教材重点.docx

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公用设备工程师基础课之普通化学培训教材重点

普通化学

考试大纲

3.1物质结构与物质状态

3.1.1原子轨道波函数电子云四个量子数

3.1.2核外电子分布三原则原子、离子核外电子分布式原子、离子外层电子分布式分子结构式

3.1.3化学键金属键离子键共价键价键理论

3.1.4电偶极矩极性分子非极性分子分子极性与键极性关系

3.1.5杂化轨道理论杂化轨道类型分子空间构型与杂化轨道关系典型分子空间构型

3.1.6分子间力氢键分子间力与物质性质的关系

3.1.7离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体的组成、结构与性质的比较

3.1.8理想气体状态方程气体分压定律与计算

3.2溶液

3.2.1质量分数物质量浓度质量摩尔浓度摩尔分数的表示与计算

3.2.2蒸汽压蒸汽压下降沸点凝固点沸点上升凝固点下降渗透压溶液的依数性拉乌尔定律溶液蒸汽压、沸点、凝固点、渗透压大小的比较

3.2.3水的离子积氢离子浓度氢氧根离子浓度溶液pH值表示

3.2.4酸碱共轭酸碱对

3.2.5一元弱酸碱的解离平衡解离常数解离度氢离子浓度氢氧根离子浓度及溶液pH值的计算

3.2.6多元酸碱的解离平衡溶液pH值的计算

3.2.7强碱弱酸盐的水解强酸弱碱盐的水解强酸强碱盐的水解盐类溶液pH值的计算

3.2.8同离子效应缓冲溶液缓冲作用缓冲溶液的组成、类型、pH值计算及配制

3.2.9难溶电解质的沉淀溶解平衡溶度积溶解度与溶度积的关系溶度积规则同离子效应

3.3周期

3.3.1周期表的组成元素的原子结构与元素在周期表中位置的关系元素在周期表中的分区

3.3.2元素性质的周期性递变原子半径、金属性与非金属性、电离能、电子亲和能及电负性的周期性递变

3.3.3氧化物及其水合物的酸碱性递变规律

3.4化学反应方程式，化学反应速率与化学平衡

3.4.1化学反应方程式的写法配平计算

3.4.2反应热吸热放热热化学反应方程式的写法

3.4.3反应方程式与反应热效应的关系及计算物质标准摩尔生成焓反应的焓变与计算

3.4.4熵物质的标准摩尔熵热力学第三定律物质的熵值大小规律反应的标准摩尔熵变及计算

3.4.5吉布斯函数吉布斯函数变反应方向（自发性）的判断

3.4.6化学反应速率的表示质量作用定律速率方程式反应级数

3.4.7阿仑尼乌斯公式温度对反应速率的影响活化能催化剂从活化分子、活化能的观点解释加快反应速率的方法

3.4.8化学平衡的特征标准平衡常数kθ的表达式多重平衡规则转化率平衡中物质量关系及有关平衡的计算温度对平衡常数的影响

3.4.9化学平衡的移动浓度对化学平衡的影响压力对化学平衡的影响温度对化学平衡的影响

3.5氧化还原与电化学

3.5.1氧化反应还原反应氧化剂还原剂氧化还原反应方程式的配平

3.5.2原电池的电极反应（半反应）、电池反应（总反应）原电池的图式

3.5.3标准氢电极标准电极电势原电池电动势电动势的能斯特方程及电动势的计算电极电势的能斯特方程及电极电势的计算

3.5.4电极电势的应用氧化剂、还原剂的相对强弱的比较氧化还原反应方向的判断氧化还原反应标准平衡常数kθ的计算

3.5.5电解池阳极及阳极反应阴极及阴极反应

3.5.6电解产物判断及其规律电解的应用

3.5.7金属的腐蚀及防止化学腐蚀电化学腐蚀析氢腐蚀析氧腐蚀差异充气腐蚀

3.5.8金属腐蚀的防止缓蚀剂法牺牲阳极保护法外加电流法

3．6有机化学

3.6.1有机物的特点、分类

3.6.2烃的分类及结构特征烃的衍生物的分类及结构特征

3.6.3有机化合物的命名链烃及其衍生物的命名原则芳烃及其衍生物的命名原则

3.6.4氧化反应不饱和烃的氧化芳烃的氧化醇的氧化醛的氧化

3.6.5取代反应烷烃的取代反应芳烃的取代反应几种重要的取代反应取代基的定位效应

3.6.6消去反应醇的消去反应羧酸的脱水反应

3.6.7加成反应不饱和烃的加成羰基的加成

3.6.8高分子化合物及其合成加聚反应均聚反应共聚反应缩聚反应

3.6.9聚乙烯、聚氯乙烯、聚苯乙烯、ABS工程塑料、聚甲基丙烯酸甲酯等高分子材料的合成及性质

2.6.10天然橡胶、丁苯橡胶、氯丁橡胶、顺丁橡胶、丁腈橡胶等橡胶的合成、性质及用途

2.6.11尼龙—6、尼龙—66、聚氯乙烯纤维、聚丙烯纤维等纤维的合成、性质及用途

2.6.12典型有机物的分子式性质及用途如甲烷乙炔苯甲苯乙醇酚乙醛乙酸乙酯乙胺苯胺

3.4化学反应方程式，化学反应速率与化学平衡

3.4.1化学反应方程式的写法配平计算

3.4.2反应热吸热放热热化学反应方程式的写法

3.4.3反应方程式与反应热效应的关系及计算物质标准摩尔生成焓反应的焓变与计算

3.4.4熵物质的标准摩尔熵热力学第三定律物质的熵值大小规律反应的标准摩尔熵变及计算

3.4.5吉布斯函数吉布斯函数变反应方向（自发性）的判断

3.4.6化学反应速率的表示质量作用定律速率方程式反应级数

3.4.7阿仑尼乌斯公式温度对反应速率的影响活化能催化剂从活化分子、活化能的观点解释加快反应速率的方法

3.4.8化学平衡的特征标准平衡常数kθ的表达式多重平衡规则转化率平衡中物质量关系及有关平衡的计算温度对平衡常数的影响

3.4.9化学平衡的移动浓度对化学平衡的影响压力对化学平衡的影响温度对化学平衡的影响

3.5氧化还原与电化学

3.5.1氧化反应还原反应氧化剂还原剂氧化还原反应方程式的配平

3.5.2原电池的电极反应（半反应）、电池反应（总反应）原电池的图式

3.5.3标准氢电极标准电极电势原电池电动势电动势的能斯特方程及电动势的计算电极电势的能斯特方程及电极电势的计算

3.5.4电极电势的应用氧化剂、还原剂的相对强弱的比较氧化还原反应方向的判断氧化还原反应标准平衡常数kθ的计算

3.5.5电解池阳极及阳极反应阴极及阴极反应

3.5.6电解产物判断及其规律电解的应用

3.5.7金属的腐蚀及防止化学腐蚀电化学腐蚀析氢腐蚀析氧腐蚀差异充气腐蚀

3.5.8金属腐蚀的防止缓蚀剂法牺牲阳极保护法外加电流法

3．6有机化学

3.6.1有机物的特点、分类

3.6.2烃的分类及结构特征烃的衍生物的分类及结构特征

3.6.3有机化合物的命名链烃及其衍生物的命名原则芳烃及其衍生物的命名原则

3.6.4氧化反应不饱和烃的氧化芳烃的氧化醇的氧化醛的氧化

3.6.5取代反应烷烃的取代反应芳烃的取代反应几种重要的取代反应取代基的定位效应

3.6.6消去反应醇的消去反应羧酸的脱水反应

3.6.7加成反应不饱和烃的加成羰基的加成

3.6.8高分子化合物及其合成加聚反应均聚反应共聚反应缩聚反应

3.6.9聚乙烯、聚氯乙烯、聚苯乙烯、ABS工程塑料、聚甲基丙烯酸甲酯等高分子材料的合成及性质

2.6.10天然橡胶、丁苯橡胶、氯丁橡胶、顺丁橡胶、丁腈橡胶等橡胶的合成、性质及用途

2.6.11尼龙—6、尼龙—66、聚氯乙烯纤维、聚丙烯纤维等纤维的合成、性质及用途

2.6.12典型有机物的分子式性质及用途如甲烷乙炔苯甲苯乙醇酚乙醛乙酸乙酯乙胺苯胺

3.1物质的结构与物质的状态

3.1.1原子结构

1．核外电子的运动特性

核外电子运动具有能量量子化、波粒二象性和统计性的特征，不能用经典的牛顿力学来描述核外电子的运动状态。

2．核外电子的运动规律的描述

由于微观粒子具有波的特性，所以在量子力学中用波函数Ψ来描述核外电子的运动状态，以代替经典力学中的原子轨道概念。

（1）波函数Ψ（原子轨道）：

用空间坐标来描写波的数学函数式,以表征原子中电子的运动状态。

一个确定的波函数Ψ，称为一个原子轨道。

（2）概率密度（几率密度）：

Ψ2表示微观粒子在空间某位置单位体积内出现的概率即概率密度。

（3）电子云：

用黑点疏密的程度描述原子核外电子出现的概率密度（Ψ2）分布规律的图形。

黑点较密的地方,表示电子出现的概率密度较大,单位体积内电子出现的机会较多。

（4）四个量子数:

波函数Ψ由n.l.m三个量子数决定，

三个量子数取值相互制约：

1）主量子数n的物理意义：

n的取值：

n=1,2,3，4……∞,

意义：

表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离；确定单电子原子的电子运动的能量。

n=1，2，3，4,……∞，对应于电子层K，L，M，N,···

具有相同n值的原子轨道称为处于同一电子层。

2）角量子数ι:

ι的取值：

受n的限制，ι=0,1,2……n-1（n个）。

意义：

表示亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原子，与n共同确定原子轨道的能量。

…

ι的取值：

1，2，3，4

电子亚层：

s,p,d,f……

轨道形状：

球形纺锤形梅花形复杂

图3－1

3）磁量子数m:

m的取值：

受ι的限制，m=0,±1,±2……±ι（2ι+1个）。

意义：

确定原子轨道的空间取向。

ι=0，m=0，s轨道空间取向为1；

ι=1,m=0,±1，p轨道空间取向为3；

ι=2,m=0,±1,±2,d轨道空间取向为5；

……

n，ι相同的轨道称为等价轨道。

s轨道有1个等价轨道，表示为：

p轨道有3个等价轨道，表示为：

d轨道有5个等价轨道，表示为：

……

一个原子轨道是指n、ι、m三种量子数都具有一定数值时的一个波函数Ψ（n,ι,m），例如Ψ（1,0,0）代表基态氢原子的波函数。

n、ι、m取值合理才能确定一个存在的波函数，亦即确定电子运动的一个轨道。

n、ι、m的取值与波函数：

n=1（1个）,ι=0,m=0,Ψ（1,0,0）

n=2（4个）,ι={

n=3（9个）,ι={

n=4（16个）

……

波函数Ψ数目＝n2

在一个确定的原子轨道下，电子自身还有两种不同的运动状态，这由mS确定.

4）自旋量子数ms：

ms的取值：

ms={

意义：

代表电子自身两种不同的运动状态（习惯以顺、逆自旋两个方向形容这两种不同的运动状态,可用↑↑表示自旋平行,↑↓表示自旋反平行。

这样n、ι、m、mS四个量子数确定电子的一个完整的运动状态,以Ψ（n,ι,m,mS）表示。

例：

Ψ（1,0,0,+

）,Ψ（1,0,0,-

），Ψ（2,1,1,+

），Ψ（2,1,1,-

）等等。

3.原子核外电子分布三原则

（1）泡利不相容原理：

一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子.

因为同一个轨道的电子，n、ι、m三个量子数已相同，第四个量子数ms={

必不相同

由此可得出:

一个原子轨道中最多能容纳自旋方向相反的两个电子。

表示为：

↑↓

根据每层有n2个轨道，每个轨道最多能容纳两个电子，由此可得出每一层电子的最大容量为2n2。

（2）最低能量原理：

电子总是尽先占据能量最低的轨道。

电子依据轨道近似能级图由低到高依次排布。

轨道近似能级图为:

7s……

6s4f5d6p

5s4d5p

4s3d4p

3s3p

2s2p

1s

（3）洪特规则：

在n和ι值都相同的等价轨道中，电子总是尽可能分占各个轨道且自旋平行。

如2p3:

洪特规则特例：

当电子的分布处于全充满、半充满或全空时，比较稳定。

全充满:

p6或d10或f14

半充满:

p3或d5或f7

全空:

p0或d0或f0

例如,24Cr1S22S22P63S23P63d54S1,半充满比较稳定。

29Ｃu1S22S22P63S23P63d104S1,全充满比较稳定。

（4）核外电子分布式：

原子的核外原子的离子的核外离子的

电子分布式外层电子分布式电子分布式外层电子分布式

（价电子构型）

1s22s22p63s13s1Na+:

1s22s22p62s22p6

1s22s22p63s23p43s23p4S2-:

1s22s22p63s23p63s23p6

1s22s22p63s23p63d64S2

3d64s2Fe3+:

1s22s22p63s23p63d53s23p63d5

24Cr1S22S22P63S23P63d54S13d54S124Cr3＋:

1S22S22P63S23P63d33S23P63d3

29Ｃu1S22S22P63S23P63d104S13d104S129Ｃu2＋:

1S22S22P63S23P63d93S23P63d9

根据电子的排布，还可判断出轨道中未成对电子的数目。

例：

根据Fe原子的价电子构型3d64s2，判断其轨道图中，未配对的电子数。

3d64s2

可见未成对电子数为4。

（3）原子、离子的电子式及分子结构式

电子式:

在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子或离子的最外层电子的式子。

例如:

H.Na..Mg..Ca.:

C:

分子结构式：

用“—”代表一对共用电子对的分子式。

例如:

N≡N，O=C=O，Cl-Cl，H—Cl

3.1.2化学键和分子结构

1．化学键

化学键：

分子或晶体中相邻的原子（离子）之间的强烈的相互作用。

化学键一般分为金属键、离子键和共价键。

（1）金属键：

金属原子外层价电子游离成为自由电子后，靠自由电子的运动将金属离子或原子联系在一起的作用，称为金属键。

金属键的本质：

金属离子与自由电子之间的库仑引力

（2）离子键：

电负性很小的金属原子和电负性很大的非金属离原子相互靠近时，金属原子失电子形成正离子，非金属离原子得到原子形成负离子，由正、负离子靠静电引力形成的化学键。

离子键的特征：

1）没有方向性

2）没有饱和性

离子的外层电子构型大致有：

8电子构型——ns2np6,如Na+,Al3+,Sc3+,Ti4+等；

18电子构型——ns2np6nd10；，如Ga3+、Sn4+、Sb5+、Ag+,Zn2+等；

9－17电子构型——ns2np6nd1－9,如Fe3+,Mn2+,Ni2+、Cu2+，Au3+等；

18+2电子构型——（n-1）s2p6d10ns2，，如Pb2+,Bi3+等；

2电子构型——1s2，如Li+,Be2+。

（3）共价键：

分子内原子间通过共用电子对（电子云重叠）所形成的化学键。

可用价键理论来说明共价键的形成:

1）价键理论：

价键理论认为典型的共价键是在非金属单质或电负性相差不大的原子之间通过电子的相互配对而形成。

原子中一个未成对电子只能和另一个原子中自旋相反的一个电子配对成键，且成键时原子轨道要对称性匹配,并实现最大程度的重叠。

共价键的特性：

1）共价键具有饱和性：

共价键的数目取决于成键原子所拥有的未成对电子的数目。

2）共价键具有方向性：

对称性匹配；最大重叠。

2）根据重叠的方式不同,共价键分为：

σ键：

原子轨道沿两核连线，以“头碰头”方式重叠,例如:

H2:

H-H,S-Sσ键,HCl:

H-Cl,S-Pxσ键,Cl2:

Cl-Cl,Px-Pxσ键

键：

原子沿两核连线以“肩并肩”方式进行重叠。

例如:

单键：

σCl2:

Px-Pxσ键.

双键：

σ+Л-C=C-:

Px-Pxσ键,Py-PyЛ键.

三键：

σ+Л+ЛN2中N≡N:

Px-Pxσ键,Py-PyЛ键;PZ-PZЛ键.

图3－2

2.分子的极性与电偶极矩

极性分子和非极性分子用电偶极矩µ来区别。

（1）电偶极矩µ:

μ=q·ι

q：

正负电荷中心所带电量；ι：

正负电荷中心之间的距离。

（2）极性分子：

正负电荷中心不重合的分子.其电偶极矩大于零,即µ>0

如：

H2O,HX,SO2,H2S,HCN等其µ>0，为极性分子。

（3）非极性分子：

正负电荷中心重合的分子.其电偶极矩等于零,即µ=0。

如：

CH4、CCl4、CO2、CS2、N2、H2等µ=0，为非极性分子。

（4）分子极性与键的极性的关系

1）对于双原子分子：

分子的极性与键的极性一致,即键是极性的,其分子也是极性的,且键的极性越大,分子的极性越强,如极性HF﹥HCl﹥HBr﹥HI;若键是非极性的,其分子也是非极性的,如.N2、H2、O2等.

2）对于多原子分子：

分子的极性与键的极性不一定一致,分子的极性不仅取决于键的极性,而且与分子的空间构型有关.结构对称的分子,键的极性可相互抵消,分子为非极性分子。

如：

CH4、CCl4、CO2、CS2等分子，由于分子空间结构对称，其分子为非极性分子。

3．分子空间构型和杂化轨道理论

（1）杂化轨道理论要点:

1）原子在形成分子时,能级相近的原子轨道可相互混杂即杂化,杂化后的轨道称为杂化轨道;

2）有几个轨道参加杂化,便形成几个杂化轨道即杂化轨道数目等于参加杂化的轨道数目；

3）杂化轨道比未杂化的轨道成键能力更强,形成的分子更稳定。

杂化轨道理论可用来解释分子的空间构型。

（2）杂化轨道类型

杂化轨道类型

SP杂化

SP2杂化

（等性）SP3杂化

（不等性）SP3杂化

参加杂化的轨道

一个S+一个P

一个S+两个P

一个S+三个P

一个S+三个P

空间构型

直线型

平面正三角形

正四面体

三角锥型

V字型

实例

BeCl2,HgCl2,ZnCl2

CO2，CS2，C2H2

BCl3,BF3

（B，Al，Ga等

IIIA元素的卤化物）

C2H4

CH4,

SiH4,

CCl4,

SiCl4

NH3

NF3

PH3,

PCl3

AsH3

SbH3

H2O

H2S

OF2

分子的极性

非极性

非极性

非极性

极性

极性

等性杂化：

各个杂化轨道所含成分完全相同。

不等性杂化：

各个杂化轨道所含成分不完全相同。

4．分子间力与氢键

（1）分子间力：

分子与分子之间的作用力。

分子间力的类型：

1）色散力：

瞬时偶极和瞬时偶极之间产生的吸引力。

瞬时偶极：

由于分子在某瞬间正负电荷中心不重合所产生的一种偶极。

色散力普遍存在于一切分子之间。

2）诱导力：

由固有偶极和诱导偶极之间所产生的吸引力。

诱导偶极：

由于分子受外界电场包括极性分子固有偶极场的影响所产生的一种偶极。

3）.

取向力：

由固有偶极之间所产生的吸引力。

分子间力是色散力、诱导力和取向力的总称,即分子间力=色散力＋诱导力＋取向力

非极性分子与非极性分子间之间：

只有色散力；

非极性分子与极性分子之间：

具有色散力和诱导力.

；

极性分子与极性分子之间：

具有色散力、诱导力和取向力。

分子间力也叫范德华力。

其中色散力最普遍，也最重要。

同类型分子中，色散力与摩尔质量成正比，故可近似认为分子间力与摩尔质量成正比。

例如,分子间力：

I2﹥Br2﹥Cl2﹥F2

分子间力比一般化学键弱得多，没有方向性和饱和性。

（2）氢键

1）氢键:

氢原子除能和电负性较大,半径较小的X原子（如：

F、O、N）形成强的极性共价键外，还能吸引另一个电负性较大,半径较小的Y原子（如：

F、O、N）中的孤电子云对形成氢键。

X—H……Y,X、Y—电负性较大的原子如（F、O、N）

2）氢键和分子间力的强度、数量级相同，也具有方向性和饱和性。

3）分子中有F－H键、O－H键或N－H键的分子能形成氢键。

如：

HF、H2O、NH3、无机含氧酸（HNO3、H2SO4、H3BO3等）、有机羧酸（－COOH）、醇（－OH）、胺（NH2）、蛋白质等分子之间都存在氢键。

而乙醛（CH3CHO）和丙酮（CH3－CO－CH3）等醛、酮及醚等分子之间则不能形成氢键,但与水分子之间可形成氢键.

（3）分子间力对物质性质的影响

1）物质的熔点和沸点：

同类型的单质和化合物，其熔点和沸点一般随摩尔质量的增加而增大。

因为分子间的色散力随摩而质量的增加而增大。

因氢键的形成能加强分子间的作用力，因此含有氢键的物质比不含氢键的物质熔点和沸点要高。

例如，　

　　HF、HCl、HBr、HI

沸点（。

Ｃ）：

　２０、－85　、－57、－36

因HF分子间存在氢键，其熔点和沸点比同类型的氢化物要高，出现反常现象。

同理H2O、NH3在同族氢化物中，沸点也出现反常现象。

2）物质的溶解性：

（极性）“相似者相溶”即极性溶质易溶于极性溶剂；非极性（或弱极性）溶质易溶于非极性（或弱极性）溶剂。

溶质和溶剂的极性越相近，越易互溶。

例如，碘易溶于苯或四氯化碳，而难溶于水。

3.1.3晶体结构和性质

3.1.3.1晶体的基本类型和性质

（1）离子晶体

1）晶格结点上的微粒：

正、负离子。

2）微粒间作用力：

离子键即正、负离子之间的静电引力。

其作用力随离子电荷的增多和半径的减少而增强。

3）晶体中不存在独立的简单分子。

例如NaCl晶体,表示Na+:

Cl－=1:

1。

4）晶体的特性：

熔点高、硬度大；延展性差；一般易溶于极性溶剂；熔融态或水溶液均易导电。

在相同类型的典型离子晶体中，离子的电荷越多，半径越小，晶体的熔点越高，硬度越大。

离子电荷与半径的规律如下：

（A）在同一周期中，自左而右随着正离子电荷数的增多，离子半径逐渐减少。

如半径：

Na＋﹥Mg2＋;K＋﹥Ca2＋﹥Sc3＋

（B）同一元素，随着正离子电荷数的增多，离子半经减少。

如半径:

Fe2+﹥Fe3+

（C）在同一族中，自上而下离子半经逐渐增大。

如半径:

I－﹥Br－﹥Cl－﹥F－

根据离子电荷与半径的规律，可判断离子键的强弱，从而可判断离子晶体熔点和硬度的大小

例1：

离子晶体

正、负离子半径和

正、负离子电荷数

熔点

硬度

NaF

2.30Å

＋1,－1

993℃

2.3

CaO

2.31Å

＋2,－2

2614℃

4.5

例2：

离子晶体

正离子半径

正、负离子电荷数

熔点

硬度

CaO

0.99Å

＋2,＋2

2614℃

4.5

MgO

0.66Å

＋2,＋2

2852℃

5.5～6.5

（2）原子晶体.

1）晶格结点上的微粒：

原子。

2）微粒间作用力：

共价键。

3）晶体中不存在独立的简单分子。

例如方石英（SiO2）晶体,表示Si:

O=1:

2。

4）晶体的特性：

熔点高、硬度大；延展性差；一般溶剂中不溶；是电的绝缘体或半导体。

常见的原子晶体有金刚石（C）和可作半导体材料的单晶硅（Si）、锗（Ge）、砷化镓（GaAs）、以及碳化硅（SiC）和方石英（SiO2）。

（3）分子晶体

1）晶格结点上的微粒—：

极性分子或非极性分子。

2）微粒间作用力：

分子间力（还有氢键）。

在同类型的分子中，分子间力随分子量的增大而增大。

3）晶体中存在独立的简单分子。

例如CO2晶体,结点上为CO2分子。

4）晶体的特性：

熔点抵、硬度小（随分子量的增大而增大）；延展性差；其溶解性遵循“相似者相溶”，极性分子易溶于水、冰醋酸等，非极性分子易溶于有机溶剂如碘、萘等，熔融态不导电。

（4）金属晶体

1）晶格结点上的微粒：

原