『壹』 化學電子式(電子,結構,排布)
物質的電子式可體現其構成元素之間的結合方式，也決定著該物質的化學性質；對於簡單微粒還可以通過電子式推導其空間結構。因此電子式是近幾年高考的考查熱點之一。但由於高中教材中未涉及電子亞層、分子軌道等理論知識，學生難以較系統理解微粒最外層電子的排布，而只能靠記憶、知識積累來處理這一類問題，錯誤率較高，如將氧原子的電子式寫成 （正確應為 ）。 典型錯誤歸納有以下兩類：一、無法正確排列微粒中原子或離子的順序。 例如HClO的電子式寫成： ； MgCl2的電子式寫成： 。二、不能正確表達共價鍵的數目。例如混淆O2和H2O2中氧原子間的共用電子對數目。針對以上問題，筆者總結了三種書寫短周期元素形成的微粒的電子式的小技巧，供大家參考。
一：「異性相吸、電荷交叉」讓原（離）子快樂排隊。
「異性相吸、電荷交叉」是指在書寫電子式時讓微粒中帶（部分）正電荷的離（原）子與帶負電荷的離（原）子交錯排列。如次氯酸的分子式常被約定俗成為HClO，但根據H、Cl、O個三原子的氧化性（或電負性）差異可知該分子中H、Cl帶部分正電荷，O帶部分負電荷，因此HClO的電子式應為 ：。對於離子化合物Mg3N2，先可判斷出式中Mg為+2價，N為-3價，根據「異性相吸、電荷交叉」的規律其電子式為 。
這條規律幾乎適用於所有的離子化合物，運用時要求大家首先能正確判斷化學式含有的微粒種類和它們所帶的電荷的正負。如MgCl2由Mg2+和Cl-以1：2的比例構成，Na2O2由Na+和O22-以2：1的比例構成。而對於共價微粒、只有少數氧化性（電負性）相差很小的非金屬原子形成的共價體有例外，例如HCN（其中C為+4價、N為-3價，電子式為 ）。高中階段涉及的常見共價微粒（由短周期元素原子形成的共價微粒）的電子式基本都可以採用該規律來解決。
二、「電子分配求差量」揭開共用電子對數目的面紗。
該方法的理論依據來源於配位化學中的「18電子規則」。（參見《中級無機化學》唐宗熏主編，2003，高等教育出版社）雖然該方法僅適用於計算共用鍵的數目，對配位鍵則愛莫能助。但在高中階段要求掌握的配位化合物較少，典型代表為Fe(SCN)3、[Ag(NH3)2]OH、
， 。該方法在高中階段應用較廣。具體演算法以例說明：
1、CO2
根據「異性相吸、電荷交叉」的規律其原子排列順序為O C O，其中O原子的最外層有6個電子，要達到8電子穩定結構還需2個電子，則O、C原子之間需共用兩對電子對，此時C原子的最外層電子已全部被共用，因此CO2電子式為：
2、N2和Na2O2
N2：每個N原子的最外層有5個電子，還需兩個電子達到8電子的穩定結構，因此N、N之間共用兩對電子對，其電子式為 。
Na2O2：Na2O2為離子化合物，O22-得到了兩個來自Na的電子，則其最外層共計有14個電子（2×6+2），這樣平均每個O原子的最外層有7個電子，要達到8電子穩定結構還需1個電子，因此O22-中有一對共用電子對，則Na2O2的電子式為：
此方法對於短周期元素的原子形成的共價微粒中共價鍵數目的計算很有效，但O2除外。
三、「等電子體」帶動「家族」亮起來。
在2004年江蘇省高考試題化學卷中給出了「等電子體」的概念並有以下引申（第二卷第22題）：由短周期元素組成的微粒，只要其原子數相同，各原子最外層電子數之和相同，可互稱為等電子體，它們也具有相似的結構特徵。根據此定義我們可以從一種微粒的電子式推導出上述概念范圍內的等電子體的電子式。如：
N2（ ） CO（ ）、
NO+（ ）、
CN-（ ）、
C22-（ ）
CO2（電子式見前） NO2+、N3-、CNS-
SO42-
PO43-
掌握了微粒電子式的寫法，就可以快速書寫該微粒的結構式，也可以用電子式來表示微粒的形成過程。對於簡單短周期元素的原子形成的微粒還可以依據其電子式推導其空間結構，
如BF3 （ ）中B原子上無孤對電子，此分子應為平
面型，而3個F原子的的相互作用力相同，因此BF3的空間結構為平面正三角形。
NH3 （ ）中N原子上有一對孤對電子，相當與在已
形成的平面正三角形上方增加了一對孤對電子。它對N、H鍵的共用電子對有排斥作用，因而該分子應為立體型，而N原子連接3個原子且相同，因此NH3的空間結構為三角錐型。
『貳』 化學中的配位鍵是什麼怎麼用
一種共價鍵。成鍵的兩原子間共享的兩個電子不是由兩原子各提供一個，而是來自一個原子。例如氨和三氟化硼可以形成配位化合物：圖片式中→表示配位鍵。在N和B之間的一對電子來自N原子上的孤對電子。配位鍵是極性鍵，電子總是偏向一方，根據極性的強弱，或接近離子鍵，或接近極性共價鍵。在一些配合物中，除配體向受體提供電子形成普通配位鍵外，受體的電子也向配體轉移形成反饋配鍵
。例如Ni（CO）4中CO中碳上的孤對電子向鎳原子配位形成σ配位鍵
，鎳原子的d電子則反過來流向CO的空π*反鍵軌道，形成四電子三中心d-pπ鍵，就是反饋配鍵。非金屬配位化合物中也可能存在這種鍵。配位鍵可用以下3種理論來解釋：①價鍵理論。認為配體上的電子進入中心原子的雜化軌道。例如鈷（Ⅲ）的配合物。〔CoF6〕3-中F的孤對電子進入Co3+的sp3d2雜化軌道，這種配合物稱為外軌配合物或高自旋配合物，有4個未成對電子，因而是順磁性的。〔Co(NH3)-6〕3+中NH3的孤對電子進入Co3+的d2sp3雜化軌道
，這種配合物稱為內軌配合物或低自旋配合物，由於所有電子都已成對，因而沒有順磁性而為抗磁性。②晶體場理論。將配體看作點電荷或偶極子，同時考慮配體產生的靜電場對中心原子的原子軌道能級的影響。例如，把中心原子引入位於正八面體6個頂角上的6個配體中，原來五重簡並的d軌道就分裂成一組二重簡並的eg（-y2、dz2）軌道和一組三重簡並的t2g（dxy、dxz、dyz）軌道
。eg和t2g軌道的能量差
，稱為分離能Δ0，Δ0≡10Dq，Dq稱為場強參量。在上述鈷（Ⅲ）配合物中，6個F-產生的場不強，Δ0較小，d電子按照洪德規則排布，有四個未成對電子，因而〔CoF6〕3-為弱場配合物或高自旋配合物
。6個NH3產生的場較強，Δ0較大，d電子按照能量最低原則和泡利原理排布，沒有未成對電子
，因而〔Co（NH3）6〕3+為強場配合物或低自旋配合物。③分子軌道理論
。假定電子是在分子軌道中運動，應用群論或根據成鍵的基本原則就可得出分子軌道能級圖。再把電子從能量最低的分子軌道開始按照泡利原理逐一填入，即得分子的電子組態。分子軌道分為成鍵軌道和反鍵軌道。分子的鍵合程度取決於分子中成鍵電子數與反鍵電子數之差。
配位鍵的形成：(1)
O原子可以提供一個空的2p軌道，接受外來配位電子對而成鍵，如在有機胺的氧化物R3NO中。(2)
O原子既可以提供一個空的2p軌道，接受外來配位電子對而成鍵，也可以同時提供二對孤電子對反饋給原配位原子的空軌道而形成反饋鍵，如在H3PO4中的反饋鍵稱為d-p
鍵，P≡O鍵仍只具有雙鍵的性質。配位化合物是一類比較復雜的分子間化合物，其中含有一個復雜離子，它是一個穩定的結構單元，可以存在於晶體中，也可以存在於溶液中，可以是正離子，也可以是負離子。例如：CuSO4+4NH3
[Cu(NH3)4]SO4
[Cu(NH3)4]2++SO42-3NaF+AlF3
Na3[AlF6]
3Na++[AlF6]3-