結構工程師基礎知識輔導化學基礎大綱
1、四個量子數:
主量子數n=k、l、m……(決定電子能量)、角量子數l=0、1、2…(決定原子軌道形狀)、磁量子數m=0、±1、±2(決定原子軌道空間伸展方向)、自旋量子數ms=±1/2(決定電子自旋方向)
2、原子核外電子分佈三原則:
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))、洪特規則(在等價(簡併)軌道中電子將盡可能分佔不同軌道,且自旋方向相同)。特例:全空、全滿、半滿時,比較穩定。
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(範德華力):=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、離子半徑大小規律:
同週期:自左向右隨原子序數增大而減小;同族:自上而下隨原子序數增大而增大;
同一元素:帶電荷數越多,半徑越小。
6、非電解質稀溶液依數性(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温度下純水的蒸氣壓低。與xa-摩爾分數有關)
沸點上升、凝固點下降正比於質量摩爾濃度
滲透壓正比於體積摩爾濃度,一定濃度時,正比於絕對温度。
通性:與溶質本性無關。(電解質溶液,無以上定律關係)
7、元素性質的週期性
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。
8、氧化物及其水合物的酸鹼性遞變規律:
同週期:從左到右酸性遞增,鹼性遞減;
同族:自上而下酸性遞減,鹼性遞增;
同一元素:價態越高,酸性越強。
9、熵(s)判據:適用於孤立體系
規定熵:s(0k)=0(熱力學第三定律)
標準熵smo:1mol純物質,標準狀態下的規定熵。
吉布斯自由能(g)判據:等温等壓,對外做功能力的量度
δg=δh-tδsà臨界温度:t=δh/δs
δg<0,自發過程
δg>0,非自發過程
δg=0,平衡狀態
(體系的自發變化將向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(自發進行的最高温度);δh>0,δs>0(自發進行的最低温度);
10、基元反應(一步完成的簡單反應)和反應級數(反應物濃度項指數的總和):
只有基元反應中的濃度項的'指數才等於相應的化學計量數。
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k越小,反應速率也越小。[lgk=a-ea/t]
反應速率常數k與濃度無關,與温度與催化劑有關。
11、電池表達:
(-)(氧化)//(還原)(+)[與電解中的陰/陽級相反]
12、電極電位:
代數值越大,表示電對中氧化態物質越易得到電子,其氧化性也越強。
析氫(酸性環境)、析氧(弱酸及中性)、差異充氣(濃差)腐蝕(土中的鋼鐵構件)。
13、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),環氧樹脂(環氧氯丙烷+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)。
14、高分子化合物重要反應:
氧化反應(加氧或去氫);加成反應(對稱、不對稱);取代反應;消去反應。
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