2013年结构工程师知识与练习：化学

　　1、四个量子数：主量子数n=k、l、m.. (决定电子能量)、角量子数l=0、1、2… (决定原子轨道形状)、磁量子数m=0、±1、±2(决定原子轨道空间伸展方向)、自旋量子数ms=±1/2(决定电子自旋方向)

　　2、原子核外电子分布三原则：能量最低原理、泡利不相容原理(一个原子轨道只能容纳2个电子(自旋方向相反))、洪特规则(在等价(简并)轨道中电子将尽可能分占不同轨道，且自旋方向相同)。特例：全空、全满、半满时，比较稳定。

　　3、化学键：

　　离子键：正、负离子通过静电引力形成的化学键，无方向性和饱和性。如nacl

　　共价键：原子间通过公用电子对形成的化学键。如n2、hcl等，有方向性和饱和性。

　　4、分子间力与氢键：

　　分子间力(范德华力)：=色散力+诱导力+取向力 无方向性和饱和性，色散力最重要，与摩尔质量成正比。

　　氢键：具有方向性和饱和性。

　　5、离子半径大小规律：

　　同周期：自左向右随原子序数增大而减小;同族：自上而下随原子序数增大而增大;

　　同一元素：带电荷数越多，半径越小。

　　6、非电解质稀溶液依数性(核心性质是蒸气压下降)：

　　蒸汽压下降：ㄓp= xapo(水溶液的蒸气压总比相同温度下纯水的蒸气压低。与xa-摩尔分数有关)

　　沸点上升、凝固点下降正比于质量摩尔浓度

　　渗透压正比于体积摩尔浓度，一定浓度时，正比于绝对温度。

　　通性：与溶质本性无关。(电解质溶液，无以上定律关系)

　　7、元素性质的周期性

　　金属性(主族元素)：原子半径越大，最外层电子越容易失去，金属性越强。

　　电负性(吸引电子的能力)：从左到右，电负性增大

　　电离能：失去电子的难易，电离能越大，原子越难失去电子，金属性越强。

　　电子亲和能：得电子的难易，亲和能越大，原子越易得到电子，非金属性越强。

　　氧化物及其水合物的酸碱性递变规律：

　　同周期：从左到右酸性递增，碱性递减;

　　同族：自上而下酸性递减，碱性递增;

　　同一元素：价态越高，酸性越强。

　　熵(s)判据：适用于孤立体系

　　规定熵：s(0k)=0(热力学第三定律)

　　标准熵smo：1mol纯物质，标准状态下的规定熵。

　　吉布斯自由能(g)判据：等温等压，对外做功能力的量度

　　δg=δh-tδs à临界温度： t=δh/δs

　　δg<0，自发过程

　　δg>0，非自发过程

　　δg=0，平衡状态

　　(体系的自发变化将向δh减小(q放热)和δs增大的方向进行。)

　　四种情况：δh<0，δs>0;δh>0，δs<0;δh<0，δs<0(自发进行的最高温度);δh>0，δs>0(自发进行的最低温度);

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