2014年一級(jí)注冊(cè)結(jié)構(gòu)工程師考試學(xué)習(xí)筆記4

發(fā)表時(shí)間:2014/3/3 15:44:24 來(lái)源:互聯(lián)網(wǎng) 點(diǎn)擊關(guān)注微信:關(guān)注中大網(wǎng)校微信
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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、半滿時(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:⊿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?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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