2013年結(jié)構(gòu)工程師知識(shí)與練習(xí)：化學(xué)

　　1、四個(gè)量子數(shù)：主量子數(shù)n=k、l、m.. (決定電子能量)、角量子數(shù)l=0、1、2… (決定原子軌道形狀)、磁量子數(shù)m=0、±1、±2(決定原子軌道空間伸展方向)、自旋量子數(shù)ms=±1/2(決定電子自旋方向)

　　2、原子核外電子分布三原則：能量最低原理、泡利不相容原理(一個(gè)原子軌道只能容納2個(gè)電子(自旋方向相反))、洪特規(guī)則(在等價(jià)(簡(jiǎn)并)軌道中電子將盡可能分占不同軌道，且自旋方向相同)。特例：全空、全滿(mǎn)、半滿(mǎn)時(shí)，比較穩(wěn)定。

　　3、化學(xué)鍵：

　　離子鍵：正、負(fù)離子通過(guò)靜電引力形成的化學(xué)鍵，無(wú)方向性和飽和性。如nacl

　　共價(jià)鍵：原子間通過(guò)公用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵。如n2、hcl等，有方向性和飽和性。

　　4、分子間力與氫鍵：

　　分子間力(范德華力)：=色散力+誘導(dǎo)力+取向力 無(wú)方向性和飽和性，色散力最重要，與摩爾質(zhì)量成正比。

　　氫鍵：具有方向性和飽和性。

　　5、離子半徑大小規(guī)律：

　　同周期：自左向右隨原子序數(shù)增大而減小;同族：自上而下隨原子序數(shù)增大而增大;

　　同一元素：帶電荷數(shù)越多，半徑越小。

　　6、非電解質(zhì)稀溶液依數(shù)性(核心性質(zhì)是蒸氣壓下降)：

　　蒸汽壓下降：ㄓp= xapo(水溶液的蒸氣壓總比相同溫度下純水的蒸氣壓低。與xa-摩爾分?jǐn)?shù)有關(guān))

　　沸點(diǎn)上升、凝固點(diǎn)下降正比于質(zhì)量摩爾濃度

　　滲透壓正比于體積摩爾濃度，一定濃度時(shí)，正比于絕對(duì)溫度。

　　通性：與溶質(zhì)本性無(wú)關(guān)。(電解質(zhì)溶液，無(wú)以上定律關(guān)系)

　　7、元素性質(zhì)的周期性

　　金屬性(主族元素)：原子半徑越大，最外層電子越容易失去，金屬性越強(qiáng)。

　　電負(fù)性(吸引電子的能力)：從左到右，電負(fù)性增大

　　電離能：失去電子的難易，電離能越大，原子越難失去電子，金屬性越強(qiáng)。

　　電子親和能：得電子的難易，親和能越大，原子越易得到電子，非金屬性越強(qiáng)。

　　氧化物及其水合物的酸堿性遞變規(guī)律：

　　同周期：從左到右酸性遞增，堿性遞減;

　　同族：自上而下酸性遞減，堿性遞增;

　　同一元素：價(jià)態(tài)越高，酸性越強(qiáng)。

　　熵(s)判據(jù)：適用于孤立體系

　　規(guī)定熵：s(0k)=0(熱力學(xué)第三定律)

　　標(biāo)準(zhǔn)熵smo：1mol純物質(zhì)，標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的規(guī)定熵。

　　吉布斯自由能(g)判據(jù)：等溫等壓，對(duì)外做功能力的量度

　　δg=δh-tδs à臨界溫度： t=δh/δs

　　δg<0，自發(fā)過(guò)程

　　δg>0，非自發(fā)過(guò)程

　　δg=0，平衡狀態(tài)

　　(體系的自發(fā)變化將向δh減小(q放熱)和δs增大的方向進(jìn)行。)

　　四種情況：δh<0，δs>0;δh>0，δs<0;δh<0，δs<0(自發(fā)進(jìn)行的最高溫度);δh>0，δs>0(自發(fā)進(jìn)行的最低溫度);

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