一、物質(zhì)的聚集狀態(tài) 1、理想狀態(tài)氣體方程 pV = nRT （ 公式1） 單位：P—Pa；V—m3；n—mol；T—K；R—摩爾氣體常數(shù)，R = 8.314J·mol-1·K-1適用條件：理想氣體、高溫低壓下的實際氣體 2、混合理想氣體的分壓定律和分體積定律 道爾頓分壓定律：在溫度與體積恒定時，混合氣體的總壓力等于各組分氣體分壓力之和。 表述二：混合氣體中每一種氣體組分的分壓力等于總壓力乘以摩爾分數(shù)。 阿馬格分體積定律：在溫度和壓力恒定時，混合氣體的體積等于組成該混合氣體的各組分分體積之和。 3、實際氣體—范德華方程（不做要求） 4、氣體的液化及液體的特點 當液體的蒸發(fā)速率等于蒸氣的凝結速率時，該液體和它的蒸氣處于平衡狀態(tài)，此時蒸氣所具有的壓力稱為該溫度下的飽和蒸氣壓，簡稱蒸氣壓。 氣體液化的條件：降溫或同時增加壓強。 液體的蒸發(fā)－飽和蒸氣壓( p* ) 二、熱力學第一定律 1、熱力學基本概念 （1）系統(tǒng)和環(huán)境： 系統(tǒng)： 隔離系統(tǒng)：與環(huán)境無物質(zhì)和能量交換。 封閉系統(tǒng) ：與環(huán)境有能量交換，無物質(zhì)交換。（重點研究） 敞開系統(tǒng) ：與環(huán)境有物質(zhì)和能量交換。 環(huán)境： （2）狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù) 狀態(tài)：系統(tǒng)一系列性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。 狀態(tài)函數(shù)（性質(zhì)）：是描述狀態(tài)的宏觀物理量。 狀態(tài)函數(shù)的特點： 單值函數(shù)； ? 狀態(tài)函數(shù)的變化值只取決于狀態(tài)變化的始態(tài)和終態(tài)，與系統(tǒng)在這兩個狀態(tài)間變化的細節(jié)無關； ? 狀態(tài)函數(shù)在數(shù)學上具有全微分的性質(zhì)。 ? 系統(tǒng)中各個狀態(tài)函數(shù)間相互制約，有一定的依賴關系，如理想氣體的狀態(tài)方程。 狀態(tài)函數(shù)的類型 ? 廣度性質(zhì)（容量性質(zhì)）：數(shù)值大小與系統(tǒng)中物質(zhì)的量成正比，具有加和性，如：m，n，V ? 強度性質(zhì)：數(shù)值大小與系統(tǒng)中物質(zhì)的量無關，不具有加和性，如：T，P，ρ， Er ? 平衡態(tài)：熱平衡、力平衡、相平衡、化學平衡 （3）過程和途徑： 幾種重要的過程 ? 等溫過程：T始=T終=T環(huán) ? 等壓過程：P始=P終=P環(huán) ? 等容過程：V始=V終 ? 等溫等壓過程：a，b二者都具備。 ? 絕熱過程：體系與環(huán)境之間沒有熱量傳遞，只有功的傳遞。 ? 循環(huán)過程：體系由一始態(tài)出發(fā)，經(jīng)一系列變化過程又回到原來的狀態(tài)。 按不同變化分類 ? 狀態(tài)變化：組成，聚集態(tài)不變 ? 相變化：組成不變，聚集態(tài)發(fā)生變化 ? 化學變化：組成變，發(fā)生化學反應（學習重點） 2、熱力學第一定律 （1）熱力學能（內(nèi)能）系統(tǒng)內(nèi)部能量 熱力學能是體系的一種性質(zhì)，是狀態(tài)函數(shù)；? 廣度性質(zhì)，具有加和性；? 一定量的理想氣體，內(nèi)能僅是溫度的函數(shù)； ? 熱力學能的絕對值無法測知，其變化值ΔU=U2－U1可用熱和功來度量；? 單位：J (2) 熱和功： 正負值規(guī)定：系統(tǒng)吸熱為正值，Q > 0 系統(tǒng)放熱為負值，Q < 0 熱Q ：系統(tǒng)與環(huán)境因溫度不同而傳遞的能量。 熱不是狀態(tài)函數(shù)，與變化途徑有關，δ Q?? 化學反應熱- - -等溫條件下系統(tǒng)發(fā)生化學變化時吸收或放出的熱。d ? 相變熱- - -等溫等壓條件下發(fā)生相變時吸收或放出的熱。 ? 顯熱- - -伴隨系統(tǒng)本身溫度變化吸收或放出的熱。 功W ：系統(tǒng)與環(huán)境間除熱之外的其它能量傳遞形式。 ? 正負值規(guī)定：系統(tǒng)從環(huán)境得到功為正值，W > 0；系統(tǒng)對環(huán)境做功為負值，W < 0。分為體積功和非體積功? 功不是狀態(tài)函數(shù)。dδW、dδW′ ? 系統(tǒng)在抵抗外壓的條件下體積發(fā)生變化而引起的功稱為體積功（W）。 ? 體積功以外的各種形式的功都稱為非體積功（ W′） 體積功的計算 δW=-p外dv（公式2） ?等容過程 系統(tǒng)體積恒定不變，過程的每一步都有dV=0，所以體積功W=0； ?自由膨脹 因為p外=0，所以體積功W=0； ?等外壓過程 p外始終保持不變，所以W=-p外Δv (3) 可逆過程 系統(tǒng)沿原途徑回到原狀態(tài)時，系統(tǒng)和環(huán)境都恢復原狀（系統(tǒng)和環(huán)境都沒有功、熱和物質(zhì)的損失）——假想的理想化的過程。 可逆過程特點 ? 一個相等——等溫可逆膨脹過程中，體系對外做功最大；等溫可逆壓縮過程中，環(huán)境對體系做功最小。膨脹功與壓縮功數(shù)值上相等。 ? 二個復原——經(jīng)過可逆過程后，體系與環(huán)境都恢復了原狀。 ? 三個無限——體系與環(huán)境的壓力始終是相差一個無限小量dP， 過程變化無限緩慢，每一瞬間體系與環(huán)境無限接近平衡。 可逆過程體積功 W=

=nRTln

ΔU=Qv=n

=nRTln

2）等容過程 dV＝0，W＝0，ΔH=QP=n

3）等壓過程 ΔH=QP=n

(vB 反應物取負值,生成物取正值) 對于確定的化學反應：反應進度的數(shù)值與選用物質(zhì)無關，與反應方程式的寫法有關。 ξ的取值：正整數(shù)、正分數(shù)、零。ξ= 0 mol：反應剛剛開始。 ξ=1mol：參加反應的物質(zhì)按所給的化學計量關系進行了一個單位的反應。 （2）等容反應熱與等壓反應熱 等壓反應熱稱為反應焓（變），等容反應熱稱為反應熱力學能（變）。

摩爾反應熱力學能變△rUm：在等容條件下發(fā)生一個單位反應的熱效應。ΔrUm=

vB氣體物質(zhì)計量系數(shù)的代數(shù)和（公式5） ΔrHm、ΔrUm與化學計量數(shù)有關。 （3）熱力學標標準狀態(tài)：在溫度T 和標準壓力pθ（100kPa）下的物質(zhì)的狀態(tài)。（通常采用T＝298.15K） ? 液體和固體的標準態(tài)：指定溫度、標準壓力下的純固體和純液體。（若有不同形態(tài)則選最穩(wěn)定的形態(tài)） ? 氣體的標準態(tài)：指定溫度、標準壓力下具有理想氣體性質(zhì)的狀態(tài)（氣體混合物中，各氣體分壓均為標準壓力）。 ? 溶液中溶質(zhì)的標準態(tài)：指定溫度、標準壓力下的物質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度mb= 1mol。kg－1理想稀溶液性質(zhì)的狀態(tài)。 標準熱力學函數(shù)：標準狀態(tài)時熱力學函數(shù)。ΔrHmθ為標準摩爾反應焓變 （4）熱化學方程式 注明是等壓熱效應還是等容熱效應，前者用ΔrHm表示后者用ΔrUm，表示。（吸熱反應為正，放熱反應為負。） ? 注明反應的溫度和壓力。 ? 注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)和晶型。g、l、s分別表示氣、液、固態(tài)；用aq表示水溶液。 注明反應的計量方程式，計量方程式不同，摩爾反應焓也不同。 6、化學反應熱效應的計算 （1）蓋斯定律 在恒溫恒壓條件下，系統(tǒng)只做體積功時，化學反應的熱效應只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關。 （2）標準摩爾生成焓 1）定義：在標準狀態(tài)下，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol化合物時的熱效應稱為該物質(zhì)的標準摩爾生成焓。ΔfHmθ單位kJ·mol－1 ；溫度一般取298.15K，ΔfHmθ（穩(wěn)定單質(zhì)）= 0（C的穩(wěn)定單質(zhì)為石墨，磷的穩(wěn)定單質(zhì)為白磷） 2）

（公式7） 3）ΔrHm（TK)≈ΔrHm(298.15K） 三、熱力學第二定律 1、熱力學第二定律 1）、自發(fā)過程的不可逆性 ①自發(fā)過程有明顯的方向性。②自發(fā)過程有一定的限度。③自發(fā)過程有對外做功的能力。④自發(fā)過程的不可逆性。 2）熱力學第二定律兩種表述： 開爾文說法——不可能從單一熱源取熱，使之完全變?yōu)楣Χ灰鹌渌淖兓?。（功變熱的不可逆性?克勞修斯說法——不可能使熱從低溫物體傳遞到高溫物體而不引起其它變化。（熱傳導的不可逆性） 不是說熱不能變成功，但需從兩個熱源取熱全部變成功。 不是說不能從單一熱源取熱全部變成功，而是強調(diào)會產(chǎn)生其它影響。 3）熱力學第二定律數(shù)學表達式 熵的定義：dS=

熱力學封閉系統(tǒng)發(fā)生的任何不可逆過程(實際過程)必定是系統(tǒng)的熵變大于過程熱溫商之和的過程； 系統(tǒng)的熵變小于過程熱溫商之和的過程是不可能發(fā)生的。 可逆過程中系統(tǒng)的熵變一定等于其熱溫商之和。 4）熵增原理 絕熱過程

一個孤立系統(tǒng)的熵永不減少 5）熵判據(jù)

2、系統(tǒng)熵變的計算 （1）簡單狀態(tài)變化 等溫過程： ΔS=nRln

（公式8） 等壓或等容的變溫過程 等壓變溫過程ΔS=nCp，mln

P，V,T都改變 ΔS=nCp，mln

或者ΔS=nCv，mln

（公式9） 3、熱力學第三定律和標準摩爾熵 熱力學第三定律 在絕對零度時，一切純物質(zhì)的完美晶體的熵值等于零。 物質(zhì)的標準摩爾熵 規(guī)定熵（絕對熵）：純物質(zhì)在溫度T時的熵值。摩爾規(guī)定熵：1mol物質(zhì)的規(guī)定熵，記作Sm（T）。標準摩爾熵：在標準狀態(tài)下1mol物質(zhì)的規(guī)定熵，記作Smθ（T）? 單位：J·K－1·mol－1?。 Smθ （穩(wěn)定單質(zhì)）≠0；S(0K)= 0 ；Smθ(H+ ,aq) = 0 熵值的大小規(guī)律 a. 同一物質(zhì)，同溫度：S(g) > S(l) > S(s) b. 同一物質(zhì)，聚集狀態(tài)相同：溫度升高，熵值增大 c. 不同物質(zhì)在溫度相同、聚集狀態(tài)相同：分子中微粒多者或組成復雜者熵值大 d. 化學反應熵值的定性判斷：導致氣體分子數(shù)增加的過程或反應熵值增大 標準摩爾反應熵的計算

等溫過程ΔG的計算 ΔG = ΔH－T ·ΔS（公式11） ΔG = nRTln

標準摩爾反應吉布斯函數(shù) 等溫等壓不做非體積功，化學反應方向的判斷

（公式12）

（公式13） （2）由ΔrHmθ和ΔrSmθ計算ΔrGmθ ΔrGmθ=ΔrHmθ-TΔrSmθ（公式14） （3）利用狀態(tài)函數(shù)特性計算

（公式15） p(B)為化學反應中氣態(tài)物質(zhì)B的分壓，p(B)/pθ稱為B相對壓力； 方次為化學反應方程式中各物質(zhì)前面的系數(shù)。 標準平衡常數(shù)的意義：Kθ越大，表示正反應進行的越完全；影響Kθ的因素：系統(tǒng)的溫度，反應的本性； Kθq一定與化學反應方程式匹配。Kθ與方程式相對應純固體、純液體和稀溶液的溶劑，其濃度視為常數(shù)，不寫進Kθq表達式中。多重平衡規(guī)則：在多重平衡中，一個反應可以表示為 兩個或更多個反應之和（或差），則總反應的Kqθ等于各步反應的平衡常數(shù)的積（或商）。 Kqθ值與溫度有關，書寫Kθq 的表達式應注明溫度。 2、化學反應等溫式

標準平衡常數(shù)的理論計算 ΔrGmθ=RTln Kθ （公式16） 用化學反應等溫式判斷化學反應方向和限度 恒溫恒壓下不做非體積功 ? Q < K q ，ΔrGm(T) < 0 正向反應自發(fā)進行 ? Q > K q ，ΔrGm(T) > 0 逆向反應自發(fā)進行 ? Q = K q ，ΔrGm(T) = 0 系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)。 當ΔrGmθ<< 0時，即Kθ >> 1，認為化學反應能進行到底。 當ΔrGmθ >> 0時，即Kθ << 1，認為化學反應不能發(fā)生 當Kθ與1相差不大時：調(diào)節(jié)Q 改變化學反應方向。 3、化學平衡的移動 Q < Kθ， ΔrGm < 0 ：反應正向自發(fā)，即平衡向右移動。 Q > Kθ，ΔrGm > 0 ：逆向自發(fā)，即平衡向左移動。 Q = Kθ， ΔrGm = 0：反應處于平衡狀態(tài)，即平衡不移動。 （1）濃度的影響：在平衡系統(tǒng)中，增加反應物濃度，平衡向生成產(chǎn)物的方向移動。 （2）壓力：對有氣體參加的反應，增加平衡系統(tǒng)總壓，平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動。 a.等溫等容下加入惰性氣體：平衡不移動。 b. 等溫等壓下加入惰性氣體：平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動。 （3）溫度：

一級反應r=kCA 一級反應的速率常數(shù)意義和單位：單位時間內(nèi)A 反應掉的分數(shù)。單位s－1。 ln

（公式20）當溫度由T1 升高到T2，活化能大的反應，反應速率常數(shù)增加的倍數(shù)大。 活化能對反應速率的影響 當溫度一定，不同的反應：活化能越小反應速率越快。 活化能大的反應：溫度對反應速率常數(shù)的影響越大。 發(fā)生有效碰撞條件①反應物分子具有足夠高的能量。②反應物分子碰撞時的取向要適當。 反應的活化能越大，反應的阻力越大，反應就越難進行。 ΔrHm≈ΔrUm=Ea正-Ea逆>0 該正反應為放熱反應 加快反應速率的方法 (1)增大反應物濃度。(2)升高溫度。(3)降低活化能。 5、催化劑對反應速率的影響 催化劑作用關鍵：大大降低了反應的活化能 性質(zhì)： 催化劑能同時加快正、逆反應速率。 催化劑不能改變反應的方向和限度。 催化劑只能對熱力學上可能發(fā)生的反應起加速作用。 溶液 1、溶液組成的表示方法 物質(zhì)B的質(zhì)量摩爾濃度bB或mB 定義：溶質(zhì)B的物質(zhì)的量（以mol為單位）除以溶劑的質(zhì) 量（以kg為單位）。

質(zhì)子+ 共軛堿 ? ? ①酸越強，共軛堿堿性就越弱。②質(zhì)子酸堿兩性物質(zhì)。③酸堿質(zhì)子理論排除鹽的概念,離子酸、離子堿。 2、酸堿反應 1）酸堿反應的實質(zhì)：兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞過程。 2）酸堿反應的方向：總是向著生成較弱的酸和較弱的堿的方向。 三、水溶液中的酸堿平衡 1、弱酸弱堿的電離平衡 （1）標準解離平衡常數(shù)Kθ Kq是溫度的函數(shù)，與電解質(zhì)的起始濃度無關。我們不考慮溫度對弱酸弱堿解離常數(shù)的影響。 弱酸的Kaθ越大，表示給出質(zhì)子能力越強，酸越強。 弱堿的Kbθ越大，表示接受質(zhì)子能力越強，堿越強。 （2）一元弱酸弱堿溶液pH計算 一元弱酸C（H+）=

（公式26）

（公式28）

公式29 Kspθ大小反應了難溶強電解質(zhì)的溶解能力。是溫度的函數(shù) 溶解度與溶度積的關系 相同類型的難溶電解質(zhì)Kspθ大，溶解度s大 2、沉淀的生成和溶解 （1）溶度積規(guī)則

+-

θ（H+/H2）=0V （2）標準電極電勢的測定E=

θ（H+/H2） （3）

θ(電極)值大:電對中的氧化型物質(zhì)氧化性強；

（公式31） n：電極反應中所轉(zhuǎn)移的電子數(shù) a、b：分別代表電極反應中氧化態(tài)、還原態(tài)的化學計量系數(shù) 電極反應中的固體或液體的濃度不列入方程式，電極反應中的氣體（視為理想氣體）：用相對分壓來表示，公式中c（氧化型）、c（還原型）：應包括參加電極反應的所有物質(zhì)濃度。 四、電極電勢的應用 1、計算原電池電動勢 E=E+-E- 2、判斷氧化還原反應進行的方向 根據(jù)ΔrGm(T)=－nFE，若計算得到的E為正值，則ΔrGm<0，說明電池反應是自發(fā)的； 若計算得到的E為負值，則ΔrGm>0，則電池反應是非自發(fā)的，或者說電池的正、負極位置換一下，電池反應才是自發(fā)的 3、確定氧化還原反應進行的限度 氧化還原反應的Kθ值大小由下面因素決定：Eθ（氧化劑電對）－Eθ（還原劑電對）；反應方程式的書寫形式不同，Kθ值不同 4、比較氧化劑和還原劑的相對強弱 一、相律 1、相和相數(shù) （1）相：系統(tǒng)中物理性質(zhì)和化學性質(zhì)完全相同的均勻部分。 相與相之間有明顯的界面存在；在界面的兩側(cè)系統(tǒng)的性質(zhì)有著明顯的突變 （2）相數(shù) 氣相：Ф=1 系統(tǒng)中不論有多少種氣體，都只有一個相 液相：純液體Φ=1 混合溶液：完全互溶Φ=1 不互溶Φ=2,3····· 固相：一般一種固體物質(zhì)為一相，同一物質(zhì)的不同晶型也是不同的相 2、獨立組分數(shù)和自由度數(shù) （1）獨立組分數(shù) 化學物種數(shù)（S）：系統(tǒng)中所含的化學物質(zhì)種類的數(shù)目。 獨立組分數(shù)（C）：用于描述平衡系統(tǒng)中各相組成所需要最少的獨立物種數(shù)。 系統(tǒng)中的獨立組分數(shù)和化學物種數(shù)不一定相同。 獨立組分數(shù)的確定 獨立組分數(shù)＝物種數(shù)－獨立化學平衡反應數(shù)－獨立濃度限制條件數(shù) C＝S－R－R′（公式32） 獨立化學平衡反應數(shù)R：不包括以線型的組合形式由其它反應導出來的反應方程式； 濃度限制條件：幾種物質(zhì)在同一相中的濃度之間存在的某種比例關系，不同相的物種間不考慮濃度限制條件。 （2）自由度（數(shù)）f 在已達平衡的系統(tǒng)中，可以在一定范圍內(nèi)任意改變，而不使系統(tǒng)原有的相數(shù)和形態(tài)發(fā)生變化（即不引起舊相的消失和新相的產(chǎn)生）的獨立強度變量，又稱獨立變量。 3、相律 相律的數(shù)學表達式：f=C－Φ+2（公式33） 文字敘述：只受溫度和壓力影響的平衡系統(tǒng)的自由度數(shù)，等于系統(tǒng)的獨立組分數(shù)減去相數(shù)再加上2。 系統(tǒng)獨立組分數(shù)C增大，相數(shù)Ф減少，f 增大。 2：指影響系統(tǒng)平衡狀態(tài)的外界條件：溫度、壓力 相律只適用于平衡系統(tǒng)： 若指定溫度或指定壓力：f*＝C－Ф + 1 f最小值：零；C、Ф最小值：1 二、克拉貝龍-克勞修斯方程 1、克拉貝龍方程

（公式35） 三、單組分系統(tǒng)的相平衡——水的相圖

（公式36，yB是B的蒸汽在氣相中的分數(shù)） 相圖分析：（1）理想溶液的壓力—組成圖。圖中p為系統(tǒng)的總蒸汽壓，xB(yB）為液相（氣相）中B的摩爾分數(shù)。氣相線和液相線把全圖分為三個區(qū)，氣相線和液相線之間的區(qū)域是氣液兩相平衡共存的區(qū)域。相圖中表示系統(tǒng)組成的點成為系統(tǒng)點。如圖m點，它表示系統(tǒng)中B組分的摩爾分數(shù)xm。當系統(tǒng)處于m點時氣液兩相平衡，此時氣液兩相的組成可由過m點并與橫軸平行的平行線分別與氣相線和液相線相交于l點和g點來確定，它們分別表示液相中B組分的摩爾分數(shù)為xl，氣相中B組分的摩爾分數(shù)為xg。L點和g點表示相的組成，成為相點。在單相區(qū)系統(tǒng)點與相點是一致的，在多相區(qū)是不一致的

（2） 理想溶液的沸點—組成圖同理 2、杠桿規(guī)則

總量守恒n=nl+ng

=

（公式37）

3、非理想溶液氣液平衡圖的分析方法與理想溶液氣液平衡圖相同

一、液體表面張力和表面自由能

1、表面自由

在液體表面上，與液體表面相切，并垂直液體表面“邊緣”，單位長度上的收縮力

表面張力和表面自由能：同一數(shù)值的兩個不同的概念。

影響表面張力的因素

σ與物質(zhì)的本性有關，σ與溫度有關溫度升高，表面張力減小，所有界面層分子受力不對稱，都存在著界面張力。

二、凝聚相的表面自由能

1、液體對固體的潤濕作用

（公式39）

接觸角：當氣、液、固三相平衡時，在固－液－氣交點處作氣液界面的切線，此切線與固液交界線的夾角。θ<90o：潤濕；θ>90o：不潤濕

2、毛細現(xiàn)象與附加壓力

(1)凹面和凸面的規(guī)定

彎向液體的為凹液面，彎向氣體的為凸液面

（2）附加壓力 對一個彎曲液面，由于表面張力的作用，迫使彎曲液面向內(nèi)收縮而產(chǎn)生一種額外的壓力。

①附加壓力的方向：凸液面：附加壓力的方向指向液面下；凹液面：附加壓力的方向指向氣體。指向曲面的曲率中心。

②附加壓力只發(fā)生在彎曲液面上。

（3）附加壓力與曲率半徑的關系

Δp=

r為毛細管曲率半徑，h為液柱的高度，θ為潤濕角，液體上升的高度與曲率半徑成反比

（5）彎曲液面的飽和蒸汽壓—開爾文方程

液滴：液滴越小，飽和蒸氣壓越大

凸液面（r>0)凸液面上方液體的飽和蒸氣壓大于平面上飽和蒸氣壓；

凹液面(r<0)恒小于平面上的飽和蒸氣壓。

三、溶液的表面吸附與表面活性劑

1、溶液表面吸附

表面活性：表征溶質(zhì)在溶液表面聚集程度和降低表面張力程度的性質(zhì)。即一種物質(zhì)越易聚集在液體表面，降低σ程度越大，其表面活性越強。

表面活性物質(zhì)：使溶劑的表面張力降低。

2、表面活性劑

表面活性劑：用少量就能顯著降低水的表面張力的溶質(zhì)。

表面活性劑分子：由親水的極性基和親油的非極性基（一般是碳氫長鏈）所組成。

表面活性劑是兩親分子。溶解在水中達一定濃度時，其非極性部分會自相結合，形成聚集體，使憎水基向里、親水基向外，這種多分子聚集體稱為膠束。

隨著親水基不同和濃度不同，形成的膠束可呈現(xiàn)棒狀、層狀或球狀等多種形狀。

表面活性劑的作用：潤濕作用、增溶作用、乳化作用