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1、四個量子數(shù)：主量子數(shù)n=K、L、M.. (決定電子能量)、角量子數(shù)l=0、1、2… (決定原子軌道形狀)、磁量子數(shù)m=0、±1、±2(決定原子軌道空間伸展方向)、自旋量子數(shù)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(guī)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(wěn)定。

3、化學(xué)鍵：

離子鍵：正、負(fù)離子通過靜電引力形成的化學(xué)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(xué)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(dǎo)力+取向力 無方向性和飽和性，色散力最重要，與摩爾質(zhì)量成正比。

氫鍵：具有方向性和飽和性。

5、離子半徑大小規(guī)律：

同周期：自左向右隨原子序數(shù)增大而減小;同族：自上而下隨原子序數(shù)增大而增大;

同一元素：帶電荷數(shù)越多，半徑越小。

6、非電解質(zhì)稀溶液依數(shù)性(核心性質(zhì)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?jǐn)?shù)有關(guān))

沸點上升、凝固點下降正比于質(zhì)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(zhì)本性無關(guān)。(電解質(zhì)溶液，無以上定律關(guān)系)

7、元素性質(zhì)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(fù)性(吸引電子的能力)：從左到右，電負(fù)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(guī)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(tài)越高，酸性越強。

熵(S)判據(jù)：適用于孤立體系

規(guī)定熵：S(0K)=0(熱力學(xué)第三定律)

標(biāo)準(zhǔn)熵Smo：1mol純物質(zhì)，標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的規(guī)定熵。

吉布斯自由能(G)判據(jù)：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(fā)過程

ΔG>0，非自發(fā)過程

ΔG=0，平衡狀態(tài)

(體系的自發(fā)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(fā)進行的最高溫度);ΔH>0，ΔS>0(自發(fā)進行的最低溫度);

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