高中化学常用电子式
高考化学中常见的电子式大全
中学化学中常见的电子式大全原子离子单质分子共价化合物离子化合物形成过程电子式书写的常见错误及纠正措施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： ； MgCl 2的电子式写成： 。
二、不能正确表达共价键的数目。
例如混淆O 2和H 2O 2中氧原子间的共用电子对数目。
针对以上问题，笔OO H Cl O Mg 2+ Cl 2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Mg 3N 2，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MgCl 2由Mg 2+和Cl -以1：2的比例构成，Na 2O 2由Na +和O 22-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。
高中化学电子式总结
高中化学电子式总结高中化学中，电子式是描述化学反应中电子转移的方式之一，采用化学符号和数学符号的组合来表示电子的轨道、自旋和能量状态。
电子式的表示方法有多种，包括Lewis结构、电子配对法、氧化还原半反应等。
在化学中，Lewis结构是描述共价键的电子转移方式。
在Lewis结构中，原子间的键和非共享电子对用线段表示，原子所处的电子轨道和空轨道用点表示。
Lewis结构能够清晰地表示共价键和非共享电子对的位置和数量，从而帮助我们理解和预测分子的性质和反应。
通过Lewis结构，我们可以了解分子的稳定性、键的极性和原子的价态等信息。
电子配对法是描述均衡态和反应态中电子转移方式的一种方法。
电子配对法中，我们可以根据电子轨道的配对情况来判断电子的转移。
在均衡态中，电子可配对在原子轨道中，从而形成分子的共价键；在反应态中，电子可从一个分子转移到另一个分子中，形成新的化学键。
电子配对法的应用范围广泛，可以解释物质的稳定性、酸碱性和氧化还原性等。
氧化还原半反应是描述氧化还原反应中电子转移方式的一种方法。
在氧化还原半反应中，我们将反应中失去电子的物质称为氧化剂，而得到电子的物质称为还原剂。
通过氧化还原半反应，我们可以了解物质的氧化程度和电子的转移方向。
氧化还原半反应在化学工业和环境保护中具有重要的应用价值，例如电池和金属的腐蚀等。
在高中化学中，电子式的掌握对于学习化学的其他知识点和解决化学问题非常重要。
通过掌握电子式，我们可以更好地理解分子和物质的性质，预测化学反应的方向和速率，解释化学反应的机理和过程。
然而，电子式也存在一些限制和局限性。
首先，电子式只能描述电子的轨道、自旋和能量状态，不能解释分子的形状和立体构型；其次，电子式无法准确描述电子的运动轨迹和速度，无法完全揭示电子在化学反应中的行为。
因此，在实际应用中，我们需要结合其他的实验技术和理论模型来综合分析和理解化学问题。
总的来说，电子式是描述化学反应中电子转移方式的重要工具之一。
化学电子式-元素周期表-离子式
化学电子式-兀素周期表-离子式作者: 日期:高中化学电子式书写规则在元素符号周围用“•”和“X”来表示原子的最外层电子（价电子），这种式子叫做电子式。
1. 原子的电子式由于中性原子既没有得电子，也没有失电子，所以书写电子式时应把原子的最外层电子全部排列在元素符号周围。
排列方式为在元素符号上、下、左、右四个方向，每个方向不能超过2个电子。
例如，巨、.N、O、F。
2. 金属阳离子的电子式金属原子在形成阳离子时，最外层电子已经失去，但电子式仅画出最外层电子，所以在画阳离子的电子式时，就不再画出原最外层电子，但离子所带的电荷数应在元素符号右上角标出。
所以金属阳离子的电子式即为离子符号。
如钠离子的电子式为Na "；镁离子的电子式为Mg2+，氢离子也与它们类似，表示为田。
3. 非金属阴离子的电子式一般非金属原子在形成阴离子时，得到电子，使最外层达到稳定结构，这些电子都应画出，并将符号用“ □”括上，右上角标出所带的电荷数，电荷的表示方法同于离子符号。
例如，|[H:]才、[:F：H、[: S:]*。
4. 共价化合物的电子式共价化合物是原子间通过共用电子对结合而成的。
书写时将共用电子对画在两原子之间，每个原子的未成对电子和孤对电子也应画出。
因不同元素原子吸引电子能力不同，则共用电子对偏向吸引电子能力强的原子，而偏离吸引电子能力弱的原子。
例如,5. 根离子的电子式根离子中，若不同原子间以共价键结合，画法同共价化合物，因根离子带有电荷，所以应把符号用“ □”括起来，右上角标出电荷数。
例如，铵根阳离子:根离子：|[：0：H] -。
6. 离子化合物的电子式先根据离子电子式的书写方法，分别画出阴、阳离子的电子式，然后让阴、阳离子间隔排列，注意相同离子不能合并。
例如，NaCI、MgC2、Na20的电子式分别为Na*[:。
：厂、7. 用电子式表示物质的形成过程①离子化合物的形成过程形成用“T”表示，形成之前为原子的电子式并用弯箭头表示电子得失，形成之后为离子化合物的电子式。
中学高中高考化学中常见的电子式大全
中学化学中常见的电子式大全原子离子单质分子共价化合物离子化合物形成过程电子式书写的常见错误及纠正措施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： ； MgCl 2的电子式写成： 。
二、不能正确表达共价键的数目。
例如混淆O 2和H 2O 2中氧原子间的共用电子对数目。
针对以上问题，笔OO H Cl O Mg 2+ Cl 2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Mg 3N 2，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MgCl 2由Mg 2+和Cl -以1：2的比例构成，Na 2O 2由Na +和O 22-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。
高中化学重要的“十项”表达式
高中化学重要的“十项”表达式1.氧化还原反应方程式——双线桥表示电子转移的方向和数目。
注意：电子得失守恒。
如：MnO2 + 4HCl(浓) === MnCl2 + H2O + CI22.离子反应方程式————用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。
注意：电荷守恒、原子个数守恒。
氧化还原反应的电子得失守恒。
如：2Fe3++2I -= 2Fe2++I2注意：单质、气体、氧化物，不溶于水的酸碱盐，弱酸、弱碱和水，固体反应物，浓硫酸写成化学式；浓硝酸、浓盐酸写成离子式。
3.中和反应方程式————实质就是由酸电离出来的H +与由碱电离出来的OH -结合生成弱电解质H2O的方程式。
广义的质子传递。
盐类水解的离子方程式类似。
4.电离方程式————用来表示电解质在溶液中(或受热熔化时)电离成自由移动离子的式子。
强电解质用“===”、弱电解质用“”。
如：NaCl === Na+ + Cl- CH3COOH CH3COO- + H+5.电子式————就是在元素符号周围用小黑点或小×来表示原子或离子最外层电子数的式子。
如：NH4Cl：CH3+：6.核组成符号————带有标志质子数（或核电荷数，或原子序数）和质量数的元素符号。
如：质子： 1 1 1中子：0 1 27 .原子结构示意图————表示原子的核电荷数和核外电子在各电子层上排布的简图。
如：Cl 原子Na 原子8.结构简式————用价键表示分子里各个直接相联原子的结合情况的式子。
O如：CH3COOH 或CH3—C—OH9.电极反应式————表示原电池或电解池中电极上发生氧化或还原反应的式子。
例：钢铁腐蚀：负极反应：Fe - 2e- == Fe2+正极反应：O2 + 2H2O + 4e- == 4OH - CH4碱性电池反应：负极反应：CH4 - 8e - + 10 OH - - == CO3 2- + 7H2O正极反应：2O2 + 8e - + 4 H2O == 8OH -10.热化学方程式————表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式。
化学电子式 元素周期表 离子式
高中化学电子式书写规则在元素符号周围用“·”和“×”来表示原子的最外层电子（价电子），这种式子叫做电子式。
1.原子的电子式由于中性原子既没有得电子，也没有失电子，所以书写电子式时应把原子的最外层电子全部排列在元素符号周围。
排列方式为在元素符号上、下、左、右四个方向，每个方向不能超过2 个电子。
例如，H、N、O、F。
2.金属阳离子的电子式金属原子在形成阳离子时，最外层电子已经失去，但电子式仅画出最外层电子，所以在画阳离子的电子式时，就不再画出原最外层电子，但离子所带的电荷数应在元素符号右上角标出。
所以金属阳离子的电子式即为离子符号。
如钠离子的电子式为Na+；镁离子的电子式为Mg2+，氢离子也与它们类似，表示为H+。
3.非金属阴离子的电子式一般非金属原子在形成阴离子时，得到电子，使最外层达到稳定结构，这些电子都应画出，并将符号用“[]”括上，右上角标出所带的电荷数，电荷的表示方法同于离子符号。
例如，[H:]-、[:F:]-、[:S:]2-。
4.共价化合物的电子式共价化合物是原子间通过共用电子对结合而成的。
书写时将共用电子对画在两原子之间，每个原子的未成对电子和孤对电子也应画出。
因不同元素原子吸引电子能力不同，则共用电子对偏向吸引电子能力强的原子，而偏离吸引电子能力弱的原子。
例如，H:Cl: 、:Cl:Cl:。
5.根离子的电子式根离子中，若不同原子间以共价键结合，画法同共价化合物，因根离子带有电荷，所以H应把符号用“[]”括起来，右上角标出电荷数。
例如，铵根阳离子：[H:N:H]+；氢氧H根离子：[:O:H]-。
6.离子化合物的电子式先根据离子电子式的书写方法，分别画出阴、阳离子的电子式，然后让阴、阳离子间隔排列，注意相同离子不能合并。
例如，NaCl、MgCl2、Na2O 的电子式分别为Na+[:Cl:]-、7.用电子式表示物质的形成过程①离子化合物的形成过程形成用“→”表示，形成之前为原子的电子式并用弯箭头表示电子得失，形成之后为离子化合物的电子式。
高考化学中常见的电子式大全
中学化学中常见的电子式大全原子 离子 单质分子 共价化合物 离子化合物 形成过程电子式书写的常见错误及纠正措施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： ； MgCl 2的电子式写成： 。
二、不能正确表达共价键的数目。
例如混淆O 2和H 2O 2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Mg 3N 2，先可判断出式中Mg 为OO H O ClH Cl OMg 2+ Cl 2Mg 2+NMg 2+NMg 2+3–3–+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MgCl 2由Mg 2+和Cl -以1：2的比例构成，Na 2O 2由Na +和O 22-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 ）。
化学电子式 元素周期表 离子式
高中化学电子式书写规则在元素符号周围用“·”和“×”来表示原子的最外层电子（价电子），这种式子叫做电子式。
1. 原子的电子式由于中性原子既没有得电子，也没有失电子，所以书写电子式时应把原子的最外层电子全部排列在元素符号周围。
排列方式为在元素符号上、下、左、右四个方向，每个方向不能超过2个电子。
例如，⋅H 、⋅⋅N ....、⋅⋅O ....、⋅⋅F ....。
2. 金属阳离子的电子式金属原子在形成阳离子时，最外层电子已经失去，但电子式仅画出最外层电子，所以在画阳离子的电子式时，就不再画出原最外层电子，但离子所带的电荷数应在元素符号右上角标出。
所以金属阳离子的电子式即为离子符号。
如钠离子的电子式为Na +；镁离子的电子式为Mg2+，氢离子也与它们类似，表示为H +。
3. 非金属阴离子的电子式一般非金属原子在形成阴离子时，得到电子，使最外层达到稳定结构，这些电子都应画出，并将符号用“［］”括上，右上角标出所带的电荷数，电荷的表示方法同于离子符号。
例如，[:]H -、[:..:]..F -、[:..:]..S 2-。
4. 共价化合物的电子式共价化合物是原子间通过共用电子对结合而成的。
书写时将共用电子对画在两原子之间，每个原子的未成对电子和孤对电子也应画出。
因不同元素原子吸引电子能力不同，则共用电子对偏向吸引电子能力强的原子，而偏离吸引电子能力弱的原子。
例如，H Cl :..:..、:..:..:....Cl Cl 。
5. 根离子的电子式根离子中，若不同原子间以共价键结合，画法同共价化合物，因根离子带有电荷，所以应把符号用“［］”括起来，右上角标出电荷数。
例如，铵根阳离子：[:..:]..H N HHH +；氢氧根离子：[:..:]..O H -。
6. 离子化合物的电子式先根据离子电子式的书写方法，分别画出阴、阳离子的电子式，然后让阴、阳离子间隔排列，注意相同离子不能合并。
例如，NaCl 、MgCl 2、Na 2O 的电子式分别为Na Cl +-[:..:]..、7. 用电子式表示物质的形成过程 ①离子化合物的形成过程形成用“→”表示，形成之前为原子的电子式并用弯箭头表示电子得失，形成之后为离子化合物的电子式。
高考化学中常见的电子式大全
中学化学中常见的电子式大全原子离子单质分子共价化合物离子化合物 形成过程电子式书写的常见错误及纠正措施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，OO H Cl OMg 2+ Cl 2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： ； MgCl 2的电子式写成： 。
二、不能正确表达共价键的数目。
例如混淆O 2和H 2O 2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Mg 3N 2，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MgCl 2由Mg 2+和Cl -以1：2的比例构成，Na 2O 2由Na +和O 22-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。
高中化学电子式总结
高中化学电子式总结一、原子结构在高中化学中，学习了原子的结构和性质。
原子由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子的核心，而电子则围绕核心的轨道上运动。
二、电子结构电子按照能级分布在不同的电子壳层中。
第一电子层最多容纳2个电子，第二电子层最多容纳8个电子，第三电子层最多容纳18个电子。
电子在壳层中的分布遵循“四层规则”，即“2-8-18-32”。
三、电子式的表示方法1. 元素符号表示法元素符号表示法是一种简洁的表示电子结构的方法。
例如，氧的电子结构可以表示为：O（1s²2s²2p⁴）。
2. 原子序数表示法原子序数表示法是用元素的原子序数（即原子序数）表示电子结构。
例如，氧的电子结构可以表示为：8（1s²2s²2p⁴）。
3. 能级图表示法能级图表示法使用了能级和轨道符号来表示电子结构。
例如，氧的电子结构可以表示为：1s²2s² 2p⁴四、电子式的填充规则电子式的填充遵循以下几个规则： 1. 电子优先填充能级较低的壳层。
2. 每个壳层优先填充s轨道，然后才填充p轨道。
3. 在p轨道中，电子填充顺序为：px、py、pz。
4. 每个轨道最多容纳两个电子，它们的自旋量子数必须相反。
五、价电子数量的确定价电子是指元素中最外层轨道中的电子。
价电子数量的确定有以下几种方法：1. 对于A族元素（主族元素），其价电子数量等于其元素族号减去10。
2. 对于B族元素（过渡元素），其价电子数量等于其元素族号。
六、离子化合物的电子式离子化合物是由阳离子和阴离子组成的。
阳离子失去电子，阴离子获得电子。
电子转移发生时，需要根据元素的电子式来确定产生的离子结构。
七、共价化合物的电子式共价化合物是原子之间通过共用电子对进行键合而形成的。
共价键通过共享电子来实现，通过电子式可以表示共价化合物的电子结构。
八、总结高中化学中，电子式是表示原子和化合物电子结构的重要方法。
我们可以使用元素符号表示法、原子序数表示法和能级图表示法来表示电子结构。
高考化学中常见的电子式大全(可编辑修改word版)
中学化学中常见的电子式大全原子离子单质分子共价化合物子的 Cl离子化合物形成过程电子式书写的常见错误及纠正措施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 排布，而只能靠O记忆、知识积累来处理这一类问题，错 误率较高，Mg 2+ 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：； MgCl 2 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H 2O2中氧原子间的共用电子对数目。
针对以上问题，笔差很小的非 或 性 氧 ， 出式中 Mg 为+2 价，N 为-3 价，根 化 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 （ 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Mg 3N 2，先可判断 Mg 2+Mg 2+Mg 2+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 MgCl 2 由 Mg 2+和 Cl -以 1：2 的比例构成，Na 2O 2 由 Na +和 O 22-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 H C N 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 ）。
高中化学电子式大全
高中化学电子式大全电子式是指用电子结构符号表示原子、离子和分子的结构和性质的一种方法。
在化学学习中，学习和掌握化学电子式是非常重要的，因为它可以帮助我们更好地理解化学反应和化合物的性质。
下面就为大家详细介绍一些高中化学常见的电子式。
1. 原子的电子式。
原子的电子式是用来表示原子中电子的排布情况的。
以氢原子为例，其电子式为1s^1，表示氢原子中只有一个电子，且这个电子位于1s轨道上。
对于其他原子，我们也可以根据其电子排布规律来写出其电子式，比如氦原子的电子式为1s^2，氧原子的电子式为1s^2 2s^2 2p^4等等。
2. 离子的电子式。
离子是指失去或者获得了电子的原子或者分子。
对于失去电子形成正离子的元素，我们可以在其原子电子式的基础上去掉对应数量的电子，比如Na原子的电子式为1s^2 2s^2 2p^6 3s^1，而Na^+离子的电子式为1s^2 2s^2 2p^6。
而对于获得电子形成负离子的元素，我们可以在其原子电子式的基础上增加对应数量的电子，比如Cl原子的电子式为1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5，而Cl^-离子的电子式为1s^2 2s^22p^6 3s^2 3p^6。
3. 共价键的电子式。
共价键是指由两个原子共享电子而形成的化学键。
在共价键中，我们可以通过Lewis结构式或者共价键的电子式来表示。
以氨分子为例，氮原子的电子式为1s^2 2s^2 2p^3，而氢原子的电子式为1s^1，那么氨分子的共价键电子式为H-N-H，表示氮原子与两个氢原子共享了一对电子。
4. 极性共价键的电子式。
极性共价键是指由两个原子不同的原子之间形成的共价键，由于原子的电负性不同而导致电子对不平均地分布在两个原子之间。
在极性共价键中，我们可以通过带电符号或者极性共价键的电子式来表示。
以氯化钠为例，氯原子的电子式为1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5，而钠原子的电子式为1s^2 2s^2 2p^6 3s^1，那么氯化钠的极性共价键电子式为Na^+ Cl^-。
高考化学中常见的电子式大全
中学化学中常见的电子式大全原子离子(单质分子共价化合物》";离子化合物 $？\形成过程电子式书写的常见错误及纠正措施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： ； MgCl 2的电子式写成： 。
二、不能正确表达共价键的数目。
例如混淆O 2和H 2O 2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Mg 3N 2，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MgCl 2由Mg 2+和Cl -以1：2的比例构成，Na 2O 2由Na +和O 22-以2：1的比例构成。
而对于共O OH O Cl H Cl O Mg 2+ Cl 2 Mg 2+NMg 2+NMg 2+3–3–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 ）。
高中常见物质的电子式及结构式
F
F
：：
NaOH的电子式
Na+ ：O ：H -
：： ：：
氢氧化钡 的电子式
H：O： - Ba2+：O：H -
：：
硫化钾的电子式
K + ：S ：2-K +
：：
氧化钠的电子式
Na + ：O：2- Na+
：：
过氧化钠的电子式
Na+ ：O：O：2-Na+
：：
氧化镁的电子式
Mg2+ ：O ：2-
：：
5B：最外层电子数比次外层多一个；BF3属非极
性分子；氢化物B2H6；硼酸(H3BO3)为一元酸；
硼砂(Na2B4O7·10H2O)是硼酸盐玻璃材料。
知
识
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6C：最外层电子数是次外层的二倍；是形成化 合物最多的元素；有金刚石、石墨与同素异形 体(C60)；氧化物CO、CO2；简单氢化物CH4；正 四面体结构键角109°28′；最高价含氧酸H2CO3； 氧炔焰；C2H2(乙炔)；CaC2俗名电石；尿素 CO(NH2)2含氮46%；除稀有气体外，既难得电子， 又难失电子，难以形成离子；CH4中C占3/4(75%)， H占1/4(25%)；CaCO3式量为100；CO2通入石灰水
13Al：最外层比次外层少5个电子；最外层电子
数=电子层数；Al是两性金属；Al2O3是两性氧化
物；Al(OH)3是两性氢氧化物；地壳中含量最多
的金属；KAl(SO4)2·12H2O明矾净水；Al2(SO4)3与
NaHC知O3灭火。 识
关
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高考化学中常见的电子式大全
中学化学中常见的电子式大全原子 离子 单质分子 共价化合物 离子化合物 形成过程电子式书写的常见错误及纠正措施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： ； MgCl 2的电子式写成： 。
二、不能正确表达共价键的数目。
例如混淆O 2和H 2O 2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Mg 3N 2，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O O H O ClH Cl O Mg 2+Cl 2Mg 2+ N Mg 2+ N Mg 2+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MgCl 2由Mg 2+和Cl -以1：2的比例构成，Na 2O 2由Na +和O 22-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 ）。
高考化学中常见的电子式大全
中学化学中常见的电子式大全原子 离子 单质分子 共价化合物 离子化合物 形成过程电子式书写的常见错误及纠正措施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：； MgCl 2的电子式写成： 。
二、不能正确表达共价键的数目。
例如混淆O 2和H 2O 2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O O H O ClH Cl OCl 2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Mg 3N 2，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MgCl 2由Mg 2+和Cl -以1：2的比例构成，Na 2O 2由Na +和O 22-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。
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高中化学常用电子式篇一：高考化学中常见的电子式大全中学化学中常见的电子式大全原子离子单质分子共价化合物1离子化合物形成过程电子式书写的常见错误及纠正措施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O 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H Cl O（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 2 O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H O Cl电荷，O：。
对于离子化合物Mg3N2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H C N 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O C O 3两对电子对，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Na2O2N2：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，N N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）个电子，要达到8电子稳定结构还需1个电子，因此2-O22O2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C ON N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：N2CO（）、+NO（）、-CN（）、C22-（CO2（电子式见前NO2+、N3-、CNS-SO42-– 4PO43-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F 如BF3 （B F）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（HN）中N原子上有一对孤对电子，相当与在已H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。
思考练习：请写出下列物质的电子式：MgC2、Li3N、HNO3、NO、N2H4、CS2常见的20种电子式N2 NH2O2O2 CO2 Cl2 H2OHclONaOHNH4ClPCl3 CH4 CCl4 Na2O2 2 MgCl -Cl - H H N H H +Cl - CaC2Ca2+ C 2-5篇二：高中化学必修2电子式大全中学化学中常见的电子式大全原子离子单质分子共价化合物离子化合物用电子式表示下列物质的形成过程：篇三：化学常见电子式中学化学中常见的电子式大全原子离子单质分子共价化合物1离子化合物形成过程1、原子的电子式：H、C、N、O、Na、Mg、Al、S、Cl。
H· ··C···N······O·····Na··Mg··Al···S··· ····Cl∶··2、离子的电子式：O2-、O2?2、S2-、Cl-、Na+、Mg2+、Al3+。
S∶Cl［∶·O ·∶∶-··］2-［∶·O·∶·O·∶·· ··］2-·· ··［∶Na+ · ·］2-［∶· ·］Mg2+Al3+4、“根” 的电子式：OH- 、ClO- 、HCOO- 、CH3COO- 、NH?4。
∶O ∶H ∶O ∶H［∶· O·∶H ］-［∶· Cl·∶·O·∶···］-［H∶ C ·∶·O ·∶］-［H ∶· C·∶··C··∶·O·∶］··-［H ∶N∶H·· ···· ······· ·］+ HH 5、单质分子的电子式：H2 、Cl2 、N2。
H∶····H ∶Cl∶Cl∶····∶N∶∶N∶· ·26、共价化合物的电子式：（1）氢化物：HCl 、H2O 、NH3。
H ∶Cl· ·∶· ·H ∶· N·∶· ·∶O∶H H H ·H··H · H ∶· C·∶H ··H （2）氧化物：二氧化碳、过氧化氢。
∶·O·∶∶C∶∶··O∶H∶·O·∶·O·∶H·· ··（3）酸：次氯酸。
····H ∶· O·∶Cl· ·∶7、离子化合物的电子式：（1）氢化物：氢化钠、氢化钙。
Na+［H∶］-［H∶］- Ca2+［H∶］-（2）氧化物：氧化钠、过氧化钠、氧化镁、氧化铝。
Na+ ［∶· O·∶］2- +·· ····2-+··NaNa+［∶O ∶O ∶］·· ··NaMg2+［∶O∶2-· ·］（3）碱：氢氧化钠、氢氧化钡。
Na+［∶·O·∶H ］-［H ∶·O·∶］····- Ba2+［∶O ∶H ］-····（4）盐：氯化钠、氯化钙、硫化钠、氯化铵、硫化铵、次氯酸钠、次氯酸钙。
Na+［∶· Cl·∶］- ［∶· Cl·］-2+·Cl·∶Ca［∶∶］-Na+［∶·S ·∶··］···· ··2- Na+H H H［H ∶· N·∶H］+［∶·Cl ·∶］-［····H ∶·N·∶H］··+［∶·S·∶］··2- ［H ∶·N·∶］H··+H HHNa+［∶·O·∶Cl··∶］··- ［∶· Cl·∶·O·∶］- Ca2+ ［∶· O·∶Cl ··］∶-······ ····（5）类盐：电石、二氮化三镁。
Ca2+ ［∶2- ·· 3- ·· 3-C ∶∶C ∶］Mg2+［∶N ∶］Mg2+［· ·∶N ∶］·· ··Mg2+3。