（1）用电子式表示阴离子时要用[ ]括起，电荷数写在括号外面的右上角。NH4+、H3O+
等复杂阳离子也应如此写。
（2）书写简单离子构成的离子化合物的电子式时可以遵循下面几点： ①简单阳离子的电子式即是离子符号。
②简单阴离子的电子式即是元素符号周围有8个小圆点外加[ ]及电荷数。 ③阴、阳离子交替排列。如：
（3）注意各原子的空间排序及孤对电子、单电子的存在。如：
（5）另外，各电子式的书写还应注意力求均匀、对称、易识别。 7．结构式
用短线将分子中各原子按排列数序和结合方式相互连接起来的式子。书写规律：一共用电子对画一短线，没有成键的电子不画出。
氢气（H2） 氮气（N2） 氨（NH3） 次氯酸（HClO）
H—H N≡N
H—O—Cl
（4）用电子式表示某物质形成过程，要注意“左分右合箭头连”的原则。如：
用结构式表示有机物的分子结构更具有实用性，并能明确表达同分异构体，例如： 乙酸（C2H4O2） 甲酸甲酯（C2H4O2） 8．结构简式
它是结构式的简写，一般用于有机物，书写时应将分子中的官能团表示出来，它可以把连接在相同原子的相同结构累加书写，也不需把所有的化学键都表示出来。例如：
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乙烷（C2H4O2） CH3CH3 新戊烷（C5H12） C(CH3)4 苯（C6H6）
或
乙酸（C2H4O2） CH3COOH 9．原子结构示意图
用以表示原子核电荷数和核外电子在各层上排布的简图，如钠原子结构简图为：
表示钠原子核内有11个质子，弧线表示电子层（3个电子层），弧线上数字表示该层电子数（K层2个电子，M层1个电子）。
原子结构示意图也叫原子结构简图，它比较直观，易被初学者接受，但不能把弧线看作核外电子运行的固定轨道。 10．电离方程式
表示电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子过程的式子。 ①强电解质的电离方程式用“=”。弱电解质的电离方程式用“
②弱酸的酸式酸根的电离用“HCO3－
CO3－ + H+
”。
”链接。
③强酸的酸式酸根的电离用“=”。 HSO4－= SO42－ + H+
④多元弱酸的电离分步进行。 H3PO4 H2PO4－HPO42－
H2PO4－+ H+ HPO42－+ H+ PO43－+ H+
⑤多元弱碱的电离认为一步完成。 Fe(OH)3
Fe3+ + 3OH－
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11．离子反应方程式的书写规则
用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。 离子方程式书写原则如下：
①只能将易溶、易电离的物质写成离子式；如NaCI、Na2SO4、NaNO3、CuSO4… ②将难溶的（如BaSO4、BaCO3、AgCl…），难电离的（如HClO、HF、CH3COOH、NH3·H2O、H2O），易挥发的气体（如SO2、CO2、H2S…）用化学式表示。 ③微溶物：若处于混浊态要写成分子式，澄清态改写成离子式。 ④弱酸的酸式盐酸根不可拆开。如HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。 ⑤碱性氧化物亦要保留分子式。
⑥离子方程式除了应遵守质量守恒定律外，离子方程式两边的离子电荷总数一定相等（离子电荷守恒）。 12．热化学方程式
表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫做热化学分方程
（1）要注明反应的温度和压强，若反应是在298 K和1.013×105 Pa条件下进行，可不予注明。
（2）要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型。常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。
（3）ΔH与方程式计量系数有关，注意方程式与对应ΔH不要弄错，计量系数以“mol”为单位，可以是小数或分数。
（4）在所写化学反应计量方程式后写下ΔH的数值和单位，方程式与ΔH应用分号隔开。
（5）当ΔH为“－”或ΔH＜0时，为放热反应，当ΔH为“＋”或ΔH＞0时，为吸热反应。例如：
C（石墨）＋O2(g) = CO2(g)；ΔH=－393.6 kJ·mol－1
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表示体系在298 K、1.013×105 Pa下，反应发生了1 mol的变化（即1 mol的C与1 mol的O2生成1 mol的CO2）时，相应的热效应为－393.6 kJ·mol－1，即放出393.6 kJ的热。
2C（石墨）＋2O2(g) = 2CO2(g)；ΔH=－787.2 kJ·mol－1
表示体系中各物质在298 K，1.013×105 Pa下，反应发生了1 mol的变化（即1mol的2C与1mol的2O2完全反应生成1mol的2CO2）时的热效应为－787.2 kJ·mol－1，即放出787.2 kJ的热。
二．化学反应与能量
（一）掌握化学反应的四种基本类型 1．化合反应
两种或两种以上的物质相互作用，生成一种物质的反应。即 A + B + C…=E
如：CaO + H2O= Ca(OH)2 4NO2+ O2 + 2H2O =4HNO3 2．分解反应
一种物质经过反应后生成两种或两种以上物质的反应。即 AB = C + D …
如：CaCO3= CaO + CO2↑ 2KMnO4= K2MnO4+ MnO2 + O2↑ 3．置换反应
一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。 如：2Mg + CO2= 2MgO + C 4．复分解反应
两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。 如：AgNO3 + HCI=AgCl ↓+ HNO3
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（二）氧化还原反应：氧化剂、还原剂 1．基本概念
①氧化反应：物质失去电子（化合价升高）的反应。 还原反应：物质得到电子（化合价降低）的反应。
②被氧化：物质失去电子被氧化。（所含元素化合价升高）。 被还原：物质得到电子被还原。（所含元素化合价降低）。 ③氧化剂：得到电子的物质。 还原剂：失去电子的物质。 ④氧化性：物质得电子的能力。 还原性：物质失电子的能力。 ⑤氧化产物：氧化反应得到的产物。 还原产物：还原反应得到的产物。
⑥氧化还原反应：有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应，实质是电子的转移，特征是化合价的升降。 2．概念间的关系
3．氧化还原反应的一般规律 ①表现性质规律
同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。 ②性质强弱规律
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物 氧化剂得电子 → 还原产物 还原剂失电子 → 氧化产物
氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物
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