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化學
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）；
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于相應的化學計量數。
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，與溫度與催化劑有關。
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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（責任編輯：zhongda）
