為了幫助考生能夠更加從容的步入2014年結構工程師考場，網校將特整理編輯了2014結構工程師輔導資料，希望對您參加本次考試有所幫助，做好備考工作！

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、原子核外電子分布三原則：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，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(范德華力)：=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：

同周期：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溫度下純水的蒸氣壓低。與xA-摩爾分數有關)

沸點上升、凝固點下降正比于質量摩爾濃度

滲透壓正比于體積摩爾濃度，一定濃度時，正比于絕對溫度。

通性：與溶質本性無關。(電解質溶液，無以上定律關系)

7、元素性質的周期性

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。

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。

氧化物及其水合物的酸堿性遞變規律：

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：價態越高，酸性越強。

熵(S)判據：適用于孤立體系

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：等溫等壓，對外做功能力的量度

ΔG=ΔH-TΔS à臨界溫度： 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(自發進行的最高溫度);ΔH>0，ΔS>0(自發進行的最低溫度);

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（責任編輯：何以笙簫默）

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