‘壹’ 化学电子式(电子,结构,排布)
物质的电子式可体现其构成元素之间的结合方式，也决定着该物质的化学性质；对于简单微粒还可以通过电子式推导其空间结构。因此电子式是近几年高考的考查热点之一。但由于高中教材中未涉及电子亚层、分子轨道等理论知识，学生难以较系统理解微粒最外层电子的排布，而只能靠记忆、知识积累来处理这一类问题，错误率较高，如将氧原子的电子式写成 （正确应为 ）。 典型错误归纳有以下两类：一、无法正确排列微粒中原子或离子的顺序。 例如HClO的电子式写成： ； MgCl2的电子式写成： 。二、不能正确表达共价键的数目。例如混淆O2和H2O2中氧原子间的共用电子对数目。针对以上问题，笔者总结了三种书写短周期元素形成的微粒的电子式的小技巧，供大家参考。
一：“异性相吸、电荷交叉”让原（离）子快乐排队。
“异性相吸、电荷交叉”是指在书写电子式时让微粒中带（部分）正电荷的离（原）子与带负电荷的离（原）子交错排列。如次氯酸的分子式常被约定俗成为HClO，但根据H、Cl、O个三原子的氧化性（或电负性）差异可知该分子中H、Cl带部分正电荷，O带部分负电荷，因此HClO的电子式应为 ：。对于离子化合物Mg3N2，先可判断出式中Mg为+2价，N为-3价，根据“异性相吸、电荷交叉”的规律其电子式为 。
这条规律几乎适用于所有的离子化合物，运用时要求大家首先能正确判断化学式含有的微粒种类和它们所带的电荷的正负。如MgCl2由Mg2+和Cl-以1：2的比例构成，Na2O2由Na+和O22-以2：1的比例构成。而对于共价微粒、只有少数氧化性（电负性）相差很小的非金属原子形成的共价体有例外，例如HCN（其中C为+4价、N为-3价，电子式为 ）。高中阶段涉及的常见共价微粒（由短周期元素原子形成的共价微粒）的电子式基本都可以采用该规律来解决。
二、“电子分配求差量”揭开共用电子对数目的面纱。
该方法的理论依据来源于配位化学中的“18电子规则”。（参见《中级无机化学》唐宗熏主编，2003，高等教育出版社）虽然该方法仅适用于计算共用键的数目，对配位键则爱莫能助。但在高中阶段要求掌握的配位化合物较少，典型代表为Fe(SCN)3、[Ag(NH3)2]OH、
， 。该方法在高中阶段应用较广。具体算法以例说明：
1、CO2
根据“异性相吸、电荷交叉”的规律其原子排列顺序为O C O，其中O原子的最外层有6个电子，要达到8电子稳定结构还需2个电子，则O、C原子之间需共用两对电子对，此时C原子的最外层电子已全部被共用，因此CO2电子式为：
2、N2和Na2O2
N2：每个N原子的最外层有5个电子，还需两个电子达到8电子的稳定结构，因此N、N之间共用两对电子对，其电子式为 。
Na2O2：Na2O2为离子化合物，O22-得到了两个来自Na的电子，则其最外层共计有14个电子（2×6+2），这样平均每个O原子的最外层有7个电子，要达到8电子稳定结构还需1个电子，因此O22-中有一对共用电子对，则Na2O2的电子式为：
此方法对于短周期元素的原子形成的共价微粒中共价键数目的计算很有效，但O2除外。
三、“等电子体”带动“家族”亮起来。
在2004年江苏省高考试题化学卷中给出了“等电子体”的概念并有以下引申（第二卷第22题）：由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。根据此定义我们可以从一种微粒的电子式推导出上述概念范围内的等电子体的电子式。如：
N2（ ） CO（ ）、
NO+（ ）、
CN-（ ）、
C22-（ ）
CO2（电子式见前） NO2+、N3-、CNS-
SO42-
PO43-
掌握了微粒电子式的写法，就可以快速书写该微粒的结构式，也可以用电子式来表示微粒的形成过程。对于简单短周期元素的原子形成的微粒还可以依据其电子式推导其空间结构，
如BF3 （ ）中B原子上无孤对电子，此分子应为平
面型，而3个F原子的的相互作用力相同，因此BF3的空间结构为平面正三角形。
NH3 （ ）中N原子上有一对孤对电子，相当与在已
形成的平面正三角形上方增加了一对孤对电子。它对N、H键的共用电子对有排斥作用，因而该分子应为立体型，而N原子连接3个原子且相同，因此NH3的空间结构为三角锥型。
‘贰’ 化学中的配位键是什么怎么用
一种共价键。成键的两原子间共享的两个电子不是由两原子各提供一个，而是来自一个原子。例如氨和三氟化硼可以形成配位化合物：图片式中→表示配位键。在N和B之间的一对电子来自N原子上的孤对电子。配位键是极性键，电子总是偏向一方，根据极性的强弱，或接近离子键，或接近极性共价键。在一些配合物中，除配体向受体提供电子形成普通配位键外，受体的电子也向配体转移形成反馈配键
。例如Ni（CO）4中CO中碳上的孤对电子向镍原子配位形成σ配位键
，镍原子的d电子则反过来流向CO的空π*反键轨道，形成四电子三中心d-pπ键，就是反馈配键。非金属配位化合物中也可能存在这种键。配位键可用以下3种理论来解释：①价键理论。认为配体上的电子进入中心原子的杂化轨道。例如钴（Ⅲ）的配合物。〔CoF6〕3-中F的孤对电子进入Co3+的sp3d2杂化轨道，这种配合物称为外轨配合物或高自旋配合物，有4个未成对电子，因而是顺磁性的。〔Co(NH3)-6〕3+中NH3的孤对电子进入Co3+的d2sp3杂化轨道
，这种配合物称为内轨配合物或低自旋配合物，由于所有电子都已成对，因而没有顺磁性而为抗磁性。②晶体场理论。将配体看作点电荷或偶极子，同时考虑配体产生的静电场对中心原子的原子轨道能级的影响。例如，把中心原子引入位于正八面体6个顶角上的6个配体中，原来五重简并的d轨道就分裂成一组二重简并的eg（-y2、dz2）轨道和一组三重简并的t2g（dxy、dxz、dyz）轨道
。eg和t2g轨道的能量差
，称为分离能Δ0，Δ0≡10Dq，Dq称为场强参量。在上述钴（Ⅲ）配合物中，6个F-产生的场不强，Δ0较小，d电子按照洪德规则排布，有四个未成对电子，因而〔CoF6〕3-为弱场配合物或高自旋配合物
。6个NH3产生的场较强，Δ0较大，d电子按照能量最低原则和泡利原理排布，没有未成对电子
，因而〔Co（NH3）6〕3+为强场配合物或低自旋配合物。③分子轨道理论
。假定电子是在分子轨道中运动，应用群论或根据成键的基本原则就可得出分子轨道能级图。再把电子从能量最低的分子轨道开始按照泡利原理逐一填入，即得分子的电子组态。分子轨道分为成键轨道和反键轨道。分子的键合程度取决于分子中成键电子数与反键电子数之差。
配位键的形成：(1)
O原子可以提供一个空的2p轨道，接受外来配位电子对而成键，如在有机胺的氧化物R3NO中。(2)
O原子既可以提供一个空的2p轨道，接受外来配位电子对而成键，也可以同时提供二对孤电子对反馈给原配位原子的空轨道而形成反馈键，如在H3PO4中的反馈键称为d-p
键，P≡O键仍只具有双键的性质。配位化合物是一类比较复杂的分子间化合物，其中含有一个复杂离子，它是一个稳定的结构单元，可以存在于晶体中，也可以存在于溶液中，可以是正离子，也可以是负离子。例如：CuSO4+4NH3
[Cu(NH3)4]SO4
[Cu(NH3)4]2++SO42-3NaF+AlF3
Na3[AlF6]
3Na++[AlF6]3-