大學無機化學期末考試復習資料(天津大學第四版)

1、.第一章化學反應中的質量和能量關系重要概念1.系統(tǒng)：客觀世界是有多種物質構成的， 但我們可能只研究其中一種或若干物質。人為地將一部分物質與其他物質分開，被劃分的研究對象稱為系統(tǒng)。2.相：系統(tǒng)中具有相同物理性質和化學性質的均勻部分稱為相。3.狀態(tài)：是指用來描述系統(tǒng)的諸如壓力 P、體積 V 、溫度 T、質量 m 和組成等各種宏觀性質的綜合表現(xiàn)。4.狀態(tài)函數(shù)：用來描述系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。5.廣度性質： 具有加和性 ，如體積，熱容，質量，熵，焓和熱力學能等。6.強度性質：不具有加和性 ，僅決定于系統(tǒng)本身的性質。 如溫度與壓力， 密度等。系統(tǒng)的某種廣度性質除以物質的量或者質量之后就成為強度性質

2、。強度性質不必指定物質的量就可以確定。7.熱力學可逆過程：系統(tǒng)經(jīng)過某種過程由狀態(tài)1 到狀態(tài) 2 之后，當系統(tǒng)沿著該過程的逆過程回到原來狀態(tài)時，若原來的過程對環(huán)境產(chǎn)生的一切影響同時被消除（即環(huán)境也同時復原），這種理想化的過程稱為熱力學的可逆過程。8.實際過程都是不可逆的，可逆過程是一種理想過程。9.化學計量數(shù)： 0=VB表示反應中物質的化學式，是 B 的化學計量數(shù)，B量綱為一；對 反應物取負值，生成物取正值。10.化學計量數(shù)只表示當安計量反應式反應時各物質轉化的比例數(shù)，并不是各反應物質在反應過程中世界所轉化的量。11.反應進度：n b / v b對于化學反應來講， 一般選未反應時，0 引入反應進

3、度這個量最大的優(yōu)點是在反應進行到任意時刻時， 可用任一反應物或產(chǎn)物來表示反反應進行的程度， 所得的值總是相等的。12.習慣對不注明溫度和壓力的反應，皆指反應是在298.15K，100kPa 下進行的。13.一般沒有特別的注明， 實測的反應熱（精確）均指定容反應熱，而反應熱均指定壓反應熱。14.能量守恒定律：在任何過程中，能量不會自生自滅，只能從一種形式轉化為另一種形式，在轉化過程中能量的總值不變。也叫做熱力學第一定律。 U=Q+W 15.熱力學能具有狀態(tài)函數(shù)的特點：狀態(tài)一定，其值一定。殊途同歸，值變相等。周而復始，值變?yōu)榱恪?6.系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫差而交換的熱量稱為熱。 若系統(tǒng)吸熱值為正

4、，若系統(tǒng)放熱值為負。17.系統(tǒng)與環(huán)境之間除了熱以外其他形式傳遞的能量都稱為功。 系統(tǒng)得功為正，系統(tǒng)做功為負 。在一定條件下由于系統(tǒng)體積的變化而與環(huán)境交換的功稱為體積功W pdV ，除體積功以外的一切功稱為非體積功如電功。18.功和熱都是過程中被傳遞的能量， 它們都不是狀態(tài)函數(shù)，其數(shù)值與途徑有關。而熱力學第一定律中的熱力學能的改變量只有過程的始態(tài)和終態(tài)決定， 而與過程的具體途徑無關。19.化學反應熱是指等溫過程熱，即當系統(tǒng)發(fā)生了變化后，使反應產(chǎn)物的溫度回到反應前始態(tài)的溫度，系統(tǒng)放出或吸收的熱量。'.U Qv令 H U pV20.定壓反應熱，在恒壓，只做體積功的條件下，H1則 Qp H 2

5、是焓的增量，稱為焓變。如果<0 表示系統(tǒng)放熱 ，>0 表示系統(tǒng)吸熱 ，為吸熱反應。21.對于只有凝聚相的系統(tǒng)即 液態(tài)和固態(tài) 的系統(tǒng)， Q p Q v ，對于有氣態(tài)物質參與的系統(tǒng)，考慮到體積的變化，可得Q p， mQ v，m（ Bg ）RT 即 r H mr U m（ Bg） RTBB22.蓋斯定律 ：在恒容或者恒壓條件下，化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關，而與變化途徑無關。23.在任一溫度、標準壓力p 下表現(xiàn)出理想氣體性質的純氣體狀態(tài)為氣體物質的標準狀態(tài)。液體固體物質或溶液的標準狀態(tài)為任一溫度，標準壓力p下的純液體，純固體或標準濃度C 時的狀態(tài)。24.單質和化合物的相對焓值

6、，規(guī)定在標準狀態(tài)時由指定單質生成單位物質的量的純物質時反應的焓變叫做該物質的 標準摩爾生成焓 。生成焓的負值越大， 表明該物質鍵能越大，對熱越穩(wěn)定。25.298.15K 溫度下標準摩爾反應焓等于同溫度下個參加反應物質的標準摩爾生成焓與其化學計量數(shù)的乘積的總和。若系統(tǒng)的溫度不是 298.15K，反應的焓變會有些改變，但一般變化不大，即反應的焓變基本不隨溫度而變。第二章化學反應的方向/速率和限度重要概念1.自發(fā)反應：在給定的條件下能自動進行的反應或過程叫做自發(fā)反應或自發(fā)過程。自發(fā)過程都是熱力學的不可逆過程。2.過程能自發(fā)地向著混亂程度增加的方向進行。3.熵是系統(tǒng)內(nèi)物質微觀粒子的混亂度（或無序度）的

7、量度。 S kln ，式中為熱力學概率或者稱混亂度， k 為波爾茲曼常數(shù)。4.熵的公式表明 ：熵是系統(tǒng)混亂度的量度，系統(tǒng)的微觀狀態(tài)數(shù)越多，熱律學概率越大，系統(tǒng)越混流亂，熵就越大。5.熱力學第二定律：在隔離系統(tǒng)中發(fā)生的自發(fā)反應必伴隨著熵的增加，或隔離系統(tǒng)的熵總是趨向于極大值，這就是自發(fā)過程熱力學的準則，稱為 熵增加原理 。6.熱力學第三定律：在絕對零度時，一切純物質的完美晶體的熵值都等于零。表達式為 S（ 0K） =kln1=0；7.依此為基礎， 若知道某一物質從絕對零度到指定溫度下的一些熱力學數(shù)據(jù)如熱容等，就可以求出此溫度時的熵值，稱為這一物質的規(guī)定熵。8.單位物質的量的純物質在標準狀態(tài)下的規(guī)

8、定熵叫做該物質的標準摩爾熵 。9.（ 1）對于同一物質而言，氣態(tài)時的熵大于液態(tài)時的，液態(tài)時的熵又大于固態(tài)'.10.對于物理或者化學變化而言，幾乎沒有例外，.時的熵。（ 2）同一物質在相同的聚集態(tài)時，其熵值隨溫度的升高而增大；（ 3）在溫度和聚集態(tài)相同時，分子或晶體結構較復雜的物質熵值大于分子或晶體結構較為簡單的物質的熵值。（ 4）混合物或溶液的熵值往往比相應的純凈物的熵值大。一個導致氣體分子數(shù)增加的過程或反應總伴隨著熵值的增大。11.注意，雖然物質的標準熵隨溫度的升高而增大，但是只要是沒有引起物質聚集狀態(tài)的改變， 其值通常相差不大， 可以認為反應的熵變基本不隨溫度而變， 這一點和焓變很

9、類似。12.自由能：把焓和熵并在一起的熱力學函數(shù)。13.吉布斯函數(shù)： GH TS 或者寫成 r G mr H m T r Sm 。14.以 G 作為判斷化學反應自發(fā)性的標準，稱為最小內(nèi)能原理即：G<0自發(fā)過程，過程能向正向進行；G=0 平衡狀態(tài)；G>0 非自發(fā)過程，過程能向逆向進行。15.熵判據(jù)和吉布斯函數(shù)判據(jù)的比較：熵判據(jù)吉布斯函數(shù)判據(jù)系統(tǒng)孤立系統(tǒng)封閉系統(tǒng)過程任何過程恒溫恒壓不做非體積功自發(fā)變化的方向熵值增大，>0吉布斯函數(shù)減小，G<0平衡條件熵值最大，=0吉布斯函數(shù)最小，G=0判據(jù)法名稱熵增加原理最小自由能原理16. 如果化學反應在恒溫恒壓條件下， 除了做體積功外還

10、做非體積功 ' ，則吉布斯函數(shù)判據(jù)應為：G'自發(fā)過程；G' 平衡狀態(tài)；G' 非自發(fā)狀態(tài) ，上式的意義是在等溫等壓下一個封閉系統(tǒng)所能做的最大非體積功等于吉布斯函數(shù)自由能的減少。G''m ax ，max 表示最大電功。熱力學等溫方程：r G（mT） r G（mT） RTlnvB其中 R 為摩爾氣體（pB / p ）17.B常數(shù)， pB 為參與反應的物質的分壓力， p 為標準壓力（ p100kPa），為v連乘算符，習慣上將（pB / p ）B 稱為反應商 Q， pB / p 稱為相對分壓，所以上B式可以寫成：rG（ T）rG （ T） RTlnQ，若所

11、有氣體的分壓均處于標準狀態(tài)，mm即 Q=1，這時任一態(tài)變成了標準態(tài)。'.18.道爾頓分壓定律：第一，混合氣體的總壓力p 等于各組分氣體分壓力pi 之和。即 ppi ；第二，混合氣體中的某組分氣體i 的分壓力等于混合氣體的總壓力p 與該組分氣體的摩爾分數(shù)xi 之乘積，即 pipxi 式中， xini / n ，即某組分氣體 i 的摩爾分數(shù)等于該氣體i 的物質的量 ni 與混合氣體總的物質的量n 之比。19.標準摩爾生成吉布斯函數(shù) ：在標準狀態(tài)時，由指定單質生成單位物質的量的純凈物時反應的吉布斯函數(shù)變。20.水合氫離子的標準摩爾生成吉布斯函數(shù)等于零。21.反應的焓變和熵變基本不隨溫度改變，

12、而反應的標準摩爾生成吉布斯函數(shù)變則是溫度的線性函數(shù)。22.任意狀態(tài)時的反應的摩爾吉布斯函數(shù)變可根據(jù)實際條件用熱力學等溫方程進行計算。23.宏觀上的化學平衡是由于微觀上仍持續(xù)進行著正逆反應的效果相互抵消所致，所以化學平衡是一種動態(tài)平衡。24.rG T0 就是化學平衡的熱力學標志或稱反應限度的判據(jù)。平衡系統(tǒng)的性質不隨時間而改變。25.標準平衡常數(shù)： 當化學反應處于平衡狀態(tài)時， 以其化學反應的化學計量數(shù) （絕對值）為指數(shù)的各產(chǎn)物與反應物分壓或濃度的乘機之比為一個常數(shù)。K只是溫度的函數(shù)， K值越大說明反應進行的越徹底，反應物的轉化率越高。26.轉化率是指某反應物在反應中已轉化的量相對于該反應物初始用量

13、的比率。27.標準平衡常數(shù)可從標準熱力學方程函數(shù)求得。當反應達到平衡時，G（T）rm=0，則熱力學等溫方程式可以寫成（）（）（v B，將eqvBRTlnpB / p）0K pB/ p 代入上式中r Gm TrG m TBB得：（T）RTlnK， lnKr G （m T）rG mRT28.（1） 表達式可直接根據(jù)化學計量方程式寫出； （2） 的數(shù)值與化學計量方程式的寫法有關；（ 3） 不隨壓力和組成而變，但 與 rG（T）m一樣都是溫度 T 的函數(shù)。29.多重平衡原則： 如果某個反應可以表示成兩個或者多個反應的總和，則總反應的平衡常數(shù)等于各反應平衡常數(shù)的乘積。30.一切平衡都只是暫時的，相對的。

14、因條件的改變使化學反應從原來的平衡狀態(tài)轉變到了新的平衡狀態(tài)的過程叫化學平衡的移動。31.平衡移動原理 ：假如改變平衡系統(tǒng)的條件之一，如濃度壓力或者溫度，平衡'.就會向能減弱這個改變的方向移動。32.根據(jù)熱力學等溫方程式（T）（T）RTlnQ 及（T）RTlnKr G mr G mr G m合并此兩式可得 r G mRTln Q根據(jù)此式只需比較靜態(tài)的反應商Q 與平衡常數(shù)K的相對大小，就可以判斷反應進行的方向即平衡移動的方向，可分為下面三種情況：當 Q< ，則r G m <0 反應正向自發(fā)進行；當Q= ，則r G m =0，平衡狀態(tài)；當 Q> ，則r G m >0,

15、反應逆向自發(fā)進行。33.范特霍夫等壓方程式：由lnKr G（m T ）RT和吉布斯函數(shù)方程式合并得到ln K 2r H m（ 11 ）r H m（ T2T1 ）K 1R T2T1RT1T234.呂·查德里原理得出：化學平衡的移動或化學平衡的方向是考慮反應的自發(fā)性，決定于r G m 是否小于零；而化學平衡則是考慮反應的限度，及平衡常數(shù)它取決于r Gm （注意不是r G m ）數(shù)值的大小。35.影響化學反應速率的因素概括為三類：一是反應物的本性，二是反應物的濃度和系統(tǒng)的溫度壓力催化劑等客觀量。三是光電磁等外場。36.元反應：一步完成的反應又稱作基元反應。37.在給定的溫度條件下對于元反應

16、，反應速率與反應物濃度（以化學反應方程式中相應物質的化學計量數(shù)的絕對值為指數(shù)）的乘積成正比。v k c(A ) a c(B) b ，其中 k 稱為反應的速率常數(shù)，對于某一給定反應在同一溫度、催化劑等條件下， k 是一個不隨反應物濃度而改變的定值。顯然k 的單位隨反應級數(shù) n=a+b 值的不同而異。38.一級反應：（1）lnc 對 t 作圖得一直線，斜率為k ；（2）半衰期 t1/ 2 與反應物的起始濃度無關。當溫度一定時，t1/ 2 是與 k 成反比的一個常數(shù)。（ 3）速率常（時間）1的量綱。數(shù) k 具有k 2Ea1 1Ea T2T1），他不僅用于基元反應39.阿倫尼烏斯公式 ： ln（）（k

17、1RT2T1R T1T2也適用于非基元反應，Ea 稱為表現(xiàn)活化能，此公式和范特霍夫等壓方程式相似，注意區(qū)別。40.有效碰撞：根據(jù)氣體分子運動理論，可以認為只有具有所需足夠能量的反應'.物分子（或原子）的碰撞才有可能發(fā)生反應， 這種能夠繁盛反應的碰撞叫做有效碰撞。41.有關活化能的計算：E（正）E（逆）H，活化能的大小代表反應阻力的aarm大小。42.催化劑：催化劑能與反應物生成不穩(wěn)定的中間化合物，改變原來的反應方程，為反應提供提供一條能壘較低的反應途徑，從而降低反應的活化能。43.催化劑的主要特性：（1）能改變反應途徑，使反應速率明顯增大； （ 2）只能加速達到平衡，而不能改變平衡狀態(tài)

18、； （3）催化劑對少量雜質特別敏感。第三章酸堿反應和沉淀反應重要概念1.酸堿質子理論：凡是給出質子的物質都是酸； 凡是能與質子結合的物質都是堿。酸堿質子理論對酸堿的區(qū)分只以質子H 為判據(jù)。2.酸與堿的辯證關系可以表示為：酸質子堿 ，這種相互依存相互轉化的關系叫做酸堿的共軛關系。 酸失去質子后形成的堿叫做酸的共軛堿， 堿結合質子后形成的酸叫做堿的共軛酸，酸與它的共軛堿一起叫做共軛酸堿對。3.解離常數(shù)：大部分酸和堿溶液中存在著解離平衡，其平衡常數(shù) K 就是解離常數(shù)。4.設一元酸的濃度為c，解離度為 a，則有 （ Ac ）eqeqc（ H ） c（ Ac ）eq代入后c（ HAc ）2得 K aca

19、 ca ca 當 a 很小時 1-a 近似等于 1，則 K a ca2 a K a / c 所以 c(1 a) 1 aceq ( H )caK ac5.多元酸的解離是分級進行的，每一級都有一個解離常數(shù)，下面以氫硫酸為例：H 2S(aq)ceq ( H ) ceq ( HS )9.1 108，二級解離為H(aq ) HS (aq) 則 K a1ceq (H 2 S)HS (aq)H(aq )S2 ( aq) 則 K a 2ceq ( H ) ceq ( S2 )1.1 10 12 ，式中ceq ( HS )K a1和 K a 2 分別為一級解離常數(shù)和二級解離常數(shù)，一般情況下二元酸的K a1K a

20、 2 ，因此計算多元酸的氫離子濃度時，可以忽略二級解離平衡。6.同離子效應 ：在弱酸溶液中加入該酸的共軛堿，若在弱酸溶液中加入該堿的共軛酸時，可使這些弱酸弱堿的解離度降低。'.共軛酸堿之間的平衡：ceq ( H ) ceq (共軛堿 )，K a(共軛酸 )ceqceq( H )ceq (共軛酸 )ceq (共軛酸 )K aeqpH pK algeq式中 pK a 為 K a 的負對數(shù)，即c(共軛堿 )c(共軛堿 )pK alg K a 。7.配離子：由中心原子或者中心離子和若干個中性分子或它種離子 （稱為配位體）通過配位鍵結合而成的復雜離子叫做配離子， 又稱絡離子。含有配離子的化合物稱

21、為配位化合物，如Ag（ NH ） Cl 等。328.對于同一類型的配離子來說越大，表示配離子越易解離， 即配離子越不穩(wěn)定。所以配離子的又稱為不穩(wěn)定常數(shù)，用K i 來表示，配離子的穩(wěn)定性也可以用配離子的穩(wěn)定常數(shù) K f 來表示， K f 是由中心離子與配體生成配離子即配離子生成反應的平衡常數(shù)。于是 K f1 。K i9.多相離子平衡：在一定條件下，當溶解與結晶速率相等時，便建立了固相與液相之間的動態(tài)平衡，叫做多相離子平衡也叫做沉淀溶解平衡。如：溶解AgCl ( s)結晶Ag (aq )Cl ( aq) 其平衡常數(shù)表達式為：KK s( AgCl ) ceq ( Ag) / c ceq (Cl )

22、/ c 在不考慮的單位時可將上式轉化為： KK s( AgCl )ceq ( Ag) ceq (Cl ) K s 叫做溶度積常數(shù)。Ks ( An Bm ) ceq ( Am ) n ceq (Bn ) mQ c( Am) n c( Bn) mK s時，溶液未飽和無沉淀析出；溶度積規(guī)則： Q c( Am) n c( Bn) mK s時，為飽和溶液 ；一種難溶Q c( Am) n c( Bn) mK s時，會有沉淀析出。電解質在適當?shù)臈l件下可以轉換為更難溶的電解質。10.膠體粒子由膠核和吸附層組成，膠粒帶有電荷，有利于溶膠的穩(wěn)定。加入電解質溶液、將兩種帶異號電荷的溶膠混合、加熱均可促使溶膠聚沉。第

23、四章氧化還原反應與應用電化學重要概念 .原電池是一種利用氧化還原反應對環(huán)境輸出電功的裝置。'. .根據(jù)熱力學原理，對于恒溫恒壓進行的熱力學反應，摩爾吉布斯函數(shù)變r G m與反應過程中系統(tǒng)能夠對環(huán)境做的非體積功' 之間存在以下關系：r G m' ，如果反應是熱力學可逆的，上式取等號，如果反應是自發(fā)進行的，取小于號。 .圖示表示原電池，負極寫在左邊，正極寫在右邊，以單線“ |”表示兩相放入界面，以雙虛線表示鹽橋，鹽橋兩邊應是兩級所處的溶液。 .氧化還原電對：在原電池中由氧化態(tài)物質和對應的還原態(tài)物質構成的電極 （又稱半電池）這里的氧化態(tài)物質以對應的還原態(tài)物質稱為氧化還原電對。

24、 金屬與其正離子是最常見的氧化還原電對。 .負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，統(tǒng)稱為電極反應。 .通常把單位物質的量的電子所帶電量稱為 1Faraday（法拉第），簡寫 1F，即1F=96485C mol 1。 .如果在 1mol 的反應過程中有nmol 的電子即 nF 庫侖的電量通過電路， 則反應的摩爾吉布斯函數(shù)變與電動勢的關系如下：r G m'nFE ，如果原電池在標準狀態(tài)下工作則：r G mnFE，反應的摩爾吉布斯函數(shù)變可按照熱力學的等溫方程求得：RTc(G)/c g c(D ) / c dr G mr G mnFln c(A ) / c a c(B) / c b 上式稱為 電

25、動勢的能斯特方程。 當 .時將上式中的自然對誰換成常用對數(shù)可得：EE0.05917 Vc(G)/c g c( D ) / c dnlg c( A ) / c a c( B) / c b。 .應注意原電池的電動勢數(shù)值電池反應計量數(shù)無關。 .電池反應的標準平衡常數(shù)與標準電動勢的關系：由RTlnKr G m 而r G mnFE，所以 lnKnFE/( RT ) ， .時lnKnE /(0.05917V ) 。10.E（正極）（負極） ，標準氫電極的電極電勢為零。表示為EEPt | H（2p 100kPa）| H（ c1moldm 3）11.電極電勢的能斯特方程： EERTc( 還原態(tài) )/c b，l

26、nc(氧化態(tài) ) / c anFEE0.05917Vc( 還原態(tài) )/c b。nlg c(氧化態(tài) ) / c a12.電極電勢的能斯特方程應用時應注意：'.原電池反應或電極反應中， 某物質若是純的固體或者純的液體 （不是混合物），則能斯特方程中該物質的濃度為；原電池反應或電極反應中， 某物質若為氣體， 則能斯特方程中該物質的相對濃度用相對壓力表示。13.電極電勢的大小反映了氧化態(tài)物質和還原態(tài)物質在水溶液中氧化還原能力的相對強弱。若某電極電勢代數(shù)值越小， 則該電極上越容易發(fā)生氧化反應， 該極是較強的還原劑。反之則為氧化劑。第五六七章物質的結構基礎 . 電子也具有波粒二象性，h ，為普朗克

27、常量，為微觀粒子的質量，mv為微觀粒子的波長。電子是遵循一定統(tǒng)計規(guī)律的概率波。 . 主量子數(shù)： 可取數(shù)值為 1、2、3、4 值是確定電子離核較近（平均距離）和能級的主要參數(shù)， 越大表示電子離核的平均距離越遠， 所處狀態(tài)的能級越高。 . 角量子數(shù)： 可取的數(shù)值為 n-1 ，值受值的限制。值基本反映了波函數(shù)即原子軌道的形狀。 0，1，2，3 的軌道分別稱為，軌道。 . 磁量子數(shù)： 可取的數(shù)值為 0， 1， 2， 3 值受值的限制， 值基本反映了波函數(shù)的空間取向。 .除了上述確定運動狀態(tài)的三個量子數(shù)以外，還有自旋量子數(shù)ms ，只有 +1/2、-1/2，通?？捎孟蛏系募^和向下的箭頭表示電子的兩種所謂

28、自旋狀態(tài)，自旋反平行用兩組方向不同的箭頭表示，自旋平行用兩組方向相同的箭頭表示。 .多電子原子軌道的能級 ；氫原子軌道的能量決定于主量子數(shù) n，但在多電子原子中，軌道能量除決定與主量子數(shù) n 外，還與角量子數(shù) l 有關，其規(guī)律為：A. 角量子數(shù) l 相等時，隨著主量子數(shù) n 值增大，軌道能量升高，例如 E1sE2sE3s 。B.主量子數(shù) n 相同時，隨著角量子數(shù)l 值增大，軌道能量升高，例如E nsEnpEndE nf 。C.當主量子數(shù)和角量子數(shù)不相等時，有時出現(xiàn)能級交錯現(xiàn)象。例如：E 4sE3d , E5s E4d E6s E4f E5d .7.核外電子分布的三個原理：泡利不相容原理，最低能量原理，洪德規(guī)則。泡利不相容原理： 一個原子中不可能有四個量子數(shù)完全相同的兩個電子，由這一原理可以確定各電子層最多可容納電子數(shù)為2n2 。最低能量原理： 核外電子分分布將盡可能優(yōu)先占據(jù)能及較低的軌道， 以使系統(tǒng)能量處于最低。洪德規(guī)則：處于主量子數(shù)和角量子數(shù)都相等的等價軌道中的電子，總是盡先占據(jù)磁量子數(shù)不同的軌道，而且自旋量子數(shù)相同，即自旋平行。它反映了在 n，l 值相同的軌道中的電子的分布規(guī)律。'.8.多電子原子核外電子分布的表達式叫做電子分布式。例如鈦（Ti）原子有 22個