注册电气工程师 普通化学知识点总结(可打印版)

注册电气工程师普通化学知识点总结一、物质的结构与状态

（一）波函数Ψ

Ψ(n,n,n)，确定一个原子轨道：

主量子数n：电子离核的远近和电子能量的高低，n越大，电子能量越高。

n = 1, 2, 3, 4, ...

角量子数l：亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原子，与n一起确定原子轨道的能量。l = 0, 1, 2, ..., n-1

磁量子数m：确定原子轨道的空间取向。

一个电子层内，波函数Ψ数目=n2

Ψ(n,l,m,m s)，确定一个电子完整的运动状态。

自旋量子数m s：电子自身两种不同的运动状态。

m s= ±1/2

（二）原子核外电子分布三原则

1）能量最低原理：电子由能量低的轨道向能量高的轨道排布(电子先填充能量低的轨道,后填充能量高的轨道.

2）Pauli(保利)不相容原理：每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子(即同一原子中没有运动状态完全相同的电子,亦即无四个量子数完全相同的电子).

3）Hunt(洪特)规则：电子在能量简并的轨道中, 要分占各轨道,且保持自旋方向相同. 保持高对称性, 以获得稳定. 包括: 轨道全空, 半充满,全充满三种分布.

（三）元素周期律

元素在周期表中的分区

（四）化学键与分子结构

σ键：头碰头

氢键

物质的熔点与沸点

同类型的单质和化合物，一般随摩尔质量的增加而增大。含有氢键的比不含的要大。

物质的溶解性

相似者相溶，（非）极性易溶于（非）极性。

（五）晶体结构

离子晶体，离子电荷与半径规律如下：

1）同一周期，从左到右，电荷数增多，半径减小；

2）同一元素，电荷数增多，半径减小；

3）同一族，从上到下，离子半径增大；

（六）物质状态

1）理想气体的状态方程：

①摩尔表示：

克拉珀龙方程pV=nRT

其中p为气体压强,单位帕斯卡（帕 Pa)

V为气体体积,单位为立方米（m3）

n为气体的物质的量,单位为摩尔（摩 mol）

T为体系的热力学温度,单位开尔文（开 K）

R为比例常数,单位是焦耳/（摩尔·开）,即J/（mol·K）

对任意理想气体而言,R是一定的,约为8.31441±0.00026 J/(mol·K）.

②质量表示：

pV=mrT

此时r是和气体种类有关系的,r=R/M,M为此气体的平均分子量

③分子数表示：

pV=NKT

N为分子数

K为波尔兹曼常数，K=1.38066×10-23J/K

2）道尔顿分压定律

气体混合物总压力等于各组分气体分压总和：

p=p

a +p

b

+...

混合气体中某组分气体的分压等于总压力乘以该组分气体的摩尔分数：

p i =(n

i

/n)*p=x

i

p

式中x i为摩尔分数

二、溶液

（一）溶液溶度

1）质量分数（%）= 溶质的质量（g）/溶剂的质量（g）· 100%

2）物质的量溶度（c） = 溶质的物质的量（mol）/溶液的体积（dm3）

3）质量摩尔溶度（m）= 溶质的物质的量（mol）/溶液的质量（kg）

4）摩尔分数（x）=

溶质（或溶剂）的物质的量（mol）/溶质的物质的量（mol）+ 溶剂的物质的量（mol）（二）拉乌尔定律

①蒸气压下降?p=

n B

n A+n B

?p0

n A溶剂摩尔数，n B溶质摩尔数，p0溶剂的蒸气压

②沸点上升?T b=K b?m

K b溶剂的摩尔沸点上升常数（K·kg/mol），m质量摩尔溶度③凝固点下降?T f=K f?m

K f溶剂的摩尔凝固点下降常数（K·kg/mol），m质量摩尔溶度

④渗透压π=cRT=nRT V

V为溶液的体积，n为溶质的物质的量，c为物质的量溶度

以上性质仅与溶液中溶质的粒子数相关，称为溶液的依数性。

（三）依数性的大小比较

1）沸点和渗透压

A2B或AB2型强电解质溶液 > AB型强电解质溶液 > 弱电解质溶液 > 非电解质溶液

2）凝固点和蒸气压

A2B或AB2型强电解质溶液 < AB型强电解质溶液 < 弱电解质溶液 < 非电解质溶液

（四）弱电解质溶液的解离平衡

①水的电离平衡

水的离子积：K w=c(H+)?c(OH)，25℃时K w=1.0×10-14

pH值：pH=?lg{c(H+)} ,pOH=?lg{c(OH?)},pH+pOH=14

②一元弱酸的解离平衡

解离常数K a只与温度有关，越大则酸性越强。

K a<10?4时，c(H+)≈√K a C a，解离度n≈√K a/C a，其中C a为酸的物质的量溶度

②一元弱碱的解离平衡

解离常数K b只与温度有关，越大则碱性越强。

K b<10?4时，c(H+)≈√K b C b，c(OH?)=K w/c(H+)c，其中C b为碱的物质的量溶度

③多元弱酸的解离平衡

K a1?K a2，忽略二级解离，可近似按一级解离处理，c(H+)≈√K a1C a

④盐类水解平衡及溶液的酸碱性

1）强碱弱酸：溶液呈碱性，K h=K w/K a

2）强酸弱碱：溶液呈酸性，K h=K w/K a

3）弱酸弱碱：视K a，K b相对强弱大小

4）强酸强碱：溶液呈中性，pH=7

⑤同离子效应

弱电解质溶液中，加入相同离子的强电解质，使得弱电解质的解离度降低。

⑥缓冲溶液

1）弱酸-弱酸盐：过量的弱酸和强碱反应后的溶液，

如过量HAc和NaOH, 反应后为HAc-NaAc

2）弱碱-弱碱盐：过量的弱碱和强酸反应后的溶液，

如过量NH3?H2O和HCl，反应后为NH3?H2O?NH4Cl

3）多元酸-酸式盐：多元酸的两种不同酸式盐，

如H2CO3?NaHCO3,NaHCO3?Na2CO3,NaH2PO4?Na2HPO4

pH值计算

c(H+)=K a?c(酸)

c(盐)

,c(OH?)=K a?

c(碱)

c(盐)

配置一定pH值的缓冲溶液，应使共轭酸的pK a≈pH

（五）难溶电解质的多相解离平衡

①溶度积常数

沉淀溶解平衡：A n B m=nA m++mB n+

溶度积：K s={c(A m+)}n{c(B n?)}m在一定温度下为一常数②溶解度S(mol/dm3)

③溶度积规则

非平衡状态Q={c(A m+)}n{c(B n?)}m

QK s，过饱和，沉淀析出。

④同离子效应

难溶电解质溶液中，加入相同离子的易溶电解质，使得难溶电解质的溶解度降低。三、化学反应速率及化学平衡

（一）反应热

等压反应热：焓变数值上等于等压热效应，?U=q p，?H时放热，?H时吸热。

盖斯定律：在恒容或恒压的条件下，化学反应的反应热只与反应的初态和终态有关，而与变化的途径无关。

若反应（3）= 反应（1）±反应（2），则?H3=?H1±?H2

物质的标准摩尔生成焓：?f H m(单质，298.15K)=0

反应的标准摩尔焓变：对于反应：aA+bB=gG+dD,

?r H m(298.15K)

={g?f H m(G,298.15K)+d?f H m(D,298.15K)}

?{a?f H m(A,298.15K)+b?f H m(B,298.15K)},

单位kJ/mol

反应的焓变基本不随温度而变。

（二）化学反应速率

温度升高，速率常数（正、逆）升高，反应速率升高。

增大浓度，活化分子增多，反应速率升高。

活化能Ea越低，速率常数（正、逆）升高，反应速率升高。

催化剂改变反应历程，降低反应活化能，提高反应速率，但本身保持不变。

（三）化学反应方向判断

反应但熵变基本不随温度而变化。

①吉布斯自由能判断反应方向

②反应商判断反应方向

四、氧化还原反应及电化学

（一）基本概念

失去电子的反应为氧化反应，失去电子的物质是还原剂，如Zn?2e?1=Zn2+，化合价升高。

得到电子的反应为还原反应，得到电子的物质是氧化剂，如Cu2++2e?1=Cu，化合价降低。

歧化反应：同一物质的化合价既升高又降低。

（二）原电池

1）负极：氧化反应，正极：还原反应

2）Zn+Cu2+=Zn2++Cu，

3）反应图式：

（三）电极电势

任何温度下，标准氢电极电势为零，

标准电极电势：标准条件下，电极相对于标准氢电极的电极电势，一定温度下为一常数。（四）能斯特方程

（五）氧化剂、还原剂强弱

电极电势的代数值越大，电对中氧化态物质氧化性越强，还原态物质还原性越弱。

（六）金属的腐蚀与防护

电化学腐蚀，发生氧化反应的负极称为阳极，发生还原反应的正极称为阴极。

阴极保护法：牺牲阳极保护法、外加电流法，被保护金属作为阴极。

五、有机化学

（一）烃

（二）烃的衍生物

（三）链烃及其衍生物的命名原则

（四）有机物的重要化学反应

①氧化反应

1）双键的部分氧化

2）三键的部分氧化

3）芳烃的氧化

烷基取代基氧化为羧基。

4）醇的氧化

被氧化能力：伯醇>仲醇>叔醇，伯醇-》醛-》羧酸，仲醇-》酮，叔醇不易氧化。5）醛的氧化

被氧化能力：醛>酮，被氧化成羧酸。多伦试剂、裴林试剂区分醛和酮。

②取代反应

烷烃和芳烃，氢原子被其他原子或原子团代替。

③消去反应

从化合物中消去一个小分子化合物（HX、H2O等）的反应。

1）醇的消去，脱水。

2）卤代烃的消去，HX。

3）醛的消去，脱水。

④加成反应

不饱和键的π键断裂，两个一价的原子或原子团加到不饱和键的两个碳原子上。