2013年結構工程師知識與練習：化學

　　1、四個量子數(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(一個原子軌道只能容納2個電子(自旋方向相反))、洪特規(guī)則(在等價(簡并)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、半滿時，比較穩(wěn)定。

　　3、化學鍵：

　　離子鍵：正、負離子通過靜電引力形成的化學鍵，無方向性和飽和性。如nacl

　　共價鍵：原子間通過公用電子對形成的化學鍵。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+誘導力+取向力 無方向性和飽和性，色散力最重要，與摩爾質量成正比。

　　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、非電解質稀溶液依數(shù)性(核心性質是蒸氣壓下降)：

　　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-摩爾分數(shù)有關)

　　沸點上升、凝固點下降正比于質量摩爾濃度

　　滲透壓正比于體積摩爾濃度，一定濃度時，正比于絕對溫度。

　　通性：與溶質本性無關。(電解質溶液，無以上定律關系)

　　7、元素性質的周期性

　　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。

　　電負性(吸引電子的能力)：從左到右，電負性增大

　　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。

　　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。

　　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：價態(tài)越高，酸性越強。

　　熵(s)判據(jù)：適用于孤立體系

　　規(guī)定熵：s(0k)=0(熱力學第三定律)

　　標準熵smo：1mol純物質，標準狀態(tài)下的規(guī)定熵。

　　吉布斯自由能(g)判據(jù)：等溫等壓，對外做功能力的量度

　　δg=δh-tδs à臨界溫度： t=δh/δs

　　δg<0，自發(fā)過程

　　δg>0，非自發(fā)過程

　　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增大的方向進行。)

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

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