注册工程师公共基础复习手册普通化学

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1、微观粒子的特点：�波粒二象性h德布罗意公式：λ=，式中λ为物质波的波长，也称德mv布罗意波长。�统计性海森堡测不准关系式：∆x⋅∆p=h，∆x为微观粒子的位置测量误差，∆p为微观粒子的动量测量误差，也等于m∆v。�微观粒子运动的第三个特点是量子化，即不连续的。四个量子数�主量子数n：n又称为能量量子数，是决定电子能量大小的主要量子数。N取值为1,2,3，...等正整数。�副量子数l：l又称为角量子数，是决定电子运行角动量的量子数。l的取值受n的限制，l=0、1、2、..、（n-1）。�磁量子数m：m是决定电子运行的角动量在外磁场方向上分量的大小的量子数。m的取值受l的限制，即对应每一个l，可

2、取m=0,±1,±2,...,±l。④自旋量子数m：考虑到电子自旋运动方向不同，造成s11电子能级的微小差别，引出自旋量子数，它的取值为或−。22波函数的平方2ψ相当于电子的几率密度。多电子原子中核外电子排布的基本规律�能量最低原理：电子总是尽量优先占据能量最低的原子轨道。原子轨道能力由低到高的近似能级顺序如下：(1s)<(2s,2p)<(3s,3p)<(4s,3d,4p)<(5s,4d,5p)<(6s,4f,5d,6p)<(7s,5f,6d,7p)近似能级的计算公式：(n+0.7l)�泡利不相容原理：在同一原子中，不可能有两个电子出于完全相同的状态。�洪特规则：量子数n和l相同的轨道，即等

3、价轨道。早同一原子中，电子在等价轨道中排布时将优先占据不同的等价轨道，并保持自旋相同。原子的核外电子排布式和价层电子排布式K（钾19）2262611s2s2p3s3p4sCr（铬24）22626511s2s2p3s3p3d4sCu（铜29）22626511s2s2p3s3p3d4s元素在周期表中的位置与原子结构的关系1.元素在周期表中的周期数与原子核外电子的最高电子层数相等，即其相应的最大主量子数n。2.元素在周期表中的族数与原子的价层电子排布有关�主族（零族除外）元素的族数等于相应元素的原子中最外层电子ns与np电子数的总和。�ⅢB-ⅦB族元素的族数等于其原子价电子总数，包括最外层ns电子

4、数和次外层（n-1）d电子数之和。�ⅠB、ⅡB族元素的族数等于其最外层ns轨道中的电子数。④Ⅷ族元素其原子最外层ns电子数和次外层（n-1）d电子数之和分别为8、9、10。⑤零族元素的最外层电子数为8。元素在周期表中的分区根据元素的外层电子分布的特点，可将周期表分为5个区即s区、p区、d区、ds区和f区。①s区：包括ⅠA、ⅡA族，外层电子分布1−2ns②p区：包括ⅢA~0族，外层电子分布21−6nsnp③d区：包括ⅢB-Ⅷ族，外层电子分布一般为()1−82n−1dns④ds区：包括ⅠB、ⅡB族，外层电子分布为()101−2n−1dns⑤f区：包括ⅢB的镧系、锕系元素，其价层电子排布为()1−

5、14()0−12n−2fn−1dns元素及其化合物性质的周期性变化同一周期自左到右随原子序数增加，金属性减弱，非金属性增强。同一族主族元素自上而下随周期数增大，原子半径一般也逐渐增大，元素的金属性增强，非金属性减弱。总的来说第一电离能自左到右增大，两处例外：B

6、素的电负性小于2，非金属元素的电负性大于2。根据氧化物与酸、碱反应的不同，可将氧化物分为4类：①酸性氧化物；②碱性氧化物；③两性氧化物；④不成盐氧化物。化学键化学键分为离子键、共价键和金属键等。离子键：由正负离子之间的静电引力所形成的化学键。在通常情况下，离子化合物以离子晶体存在，只有在较高温度下，气态离子化合物才以小分子存在。每个离子对其余离子的静电引力大小主要取决于离子势的大小，即正比于其离子电荷的大小，而反比于离子半径。共价键：同种或不同种元素的原子之间由于彼此的不成对电子相互配对成为共用电子对时，而形成的化学键。共价键的特点是有饱和性和方向性。根据原子轨道重叠方式不同，共价键分为σ键

7、和π键。根据共用电子对的来源，共价键分为一般共价键和配位键。几种典型的杂化类型：1.sp杂化：由1个ns轨道和1个np轨道，杂化成2个sp杂化轨道。两个sp杂化轨道间的夹角为0180。例：BeCl、HgCl、CO、CH222222.22sp杂化：由1个ns轨道和2个np轨道组合成3个sp杂化轨道。3个20sp杂化轨道位于同一平面，互成120。例：BF、BCl、CHCH33223.33sp杂化：由1个ns轨道和