一級結構工程師《基礎考試》講義(2)

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：⊿p= 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< p="">

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);

9、基元反應(一步完成的簡單反應)和反應級數(shù)(反應物濃度項指數(shù)的總和)：只有基元反應中的濃度項的指數(shù)才等于相應的化學計量數(shù)。

反應速率的決定步驟：各分步反應中速率最慢的一步。

活化能：活化分子所具有的最低能量與反應物分子的平均能量之差。

Ea越大，反應速率常數(shù)k越小，反應速率也越小。[lgk=A-Ea/T]

反應速率常數(shù)k與濃度無關，與溫度與催化劑有關。

10、電池表達：(-)(氧化) // (還原)(+) [與電解中的陰/陽級相反]

11、電極電位：代數(shù)值越大，表示電對中氧化態(tài)物質越易得到電子，其氧化性也越強。

析氫(酸性環(huán)境)、析氧(弱酸及中性)、差異充氣(濃差)腐蝕(土中的鋼鐵構件)。

12、高分子化合物命名

同一單體聚合：“聚” (乙烯、氯乙烯等);

二種不同單體：“樹脂” 如：酚醛樹脂(苯酚+甲醛)，尿醛樹脂(尿素+甲醛)，環(huán)氧樹脂(環(huán)氧氯丙烷+雙酚A);“聚”如：聚酯、聚酰胺、聚碳酸酯等

彈性共聚物;“橡膠”如：乙丙橡膠(乙烯+丙烯)，丁腈橡膠(丁二烯+丙烯腈)

合成纖維：“綸”如：錦綸(聚己內酰胺)，腈綸(聚丙烯腈)，滌綸(聚對苯二甲酸乙二酯)。