1、精選文檔路易斯結構理論與路易斯結構式由于對簡潔的非過渡元素分子或離子，通過觀看即可寫出其路易斯結構式，所以路易斯結構理論實際上是中學化學中最重要的結構理論。雖然人們因其不能解釋PCl5等類物質的結構，而常對其加以質疑，但仍無法撼動其在化學中的地位。以至于現(xiàn)在有相當一部分高?；瘜W教材和教學參考書，還是用路易斯結構來爭辯分子中的成鍵狀況和性質。一、路易斯理論介紹（一）路易斯理論路易斯結構理論是一個關于共價鍵的理論。它認為分子中的原子都有形成稀有氣體電子構型的趨勢，以求得到自身的穩(wěn)定。所以又稱為八隅體理論。分子達到穩(wěn)定結構要通過原子共用電子對來實現(xiàn)。每種原子供應的價電子數(shù)，是按元素周期表的族數(shù)給出的

2、。它解釋了大部分非過渡元素以共價鍵構成的化學物質的成鍵狀況。并給出分子的路易斯結構式、進而給出有關分子結構的某些較具體的狀況。路易斯結構的表示方法為，在兩原子間用一對“電子點”或短線，表示由共價鍵相聯(lián)結。（二）路易斯結構的推斷在中學化學教學的范圍內(nèi)，那些簡潔的分子或離子通常通過觀看即可確定出路易斯結構式。所謂的“觀看”，就是在確定出哪個原子是中心原子的基礎上（當分子中無環(huán)時），再一個、個的從配原子的角度爭辯是否達到了穩(wěn)定結構。對H2O分子，有6個價電子的O原子為中心原子。當它與一個配原子H結合時，與H要各供應1個電子用于成對。O原子與另一配原子H也是這樣結合的。這樣O原子享有的電子數(shù)為8，其中

3、有2個孤電子對，有兩個電子對分別與2個H原子共用、成鍵。兩個H原子各用1個電子與O原子組成電子對。每個H原子享有的電子數(shù)為2。原子都達到了稀有氣體的結構。如下左圖。如SO3分子中，電負性小的S為中心原子。S與第一個考慮的O原子間必需共用2對電子（其中1個是鍵、1個是鍵），這時S原子的電子數(shù)達到了8個，且該O原子的電子數(shù)也得到了滿足。這樣，S原子只能單方面供應電子對與另外2個O原子以配鍵的形式結合。如下右圖。           或、    

4、60;  或 對于簡單的分子或離子，則必需通過計算。先知道分子中的鍵數(shù)和孤電子對數(shù)目。然后再按程序進行電子排布。較為完整、細致的程序為：對簡單的分子或離子，必需首先計算其中鍵、鍵、孤電子對的數(shù)目。設nv為價電子對數(shù)（分子或離子中全部原子的價電子數(shù)、與離子的電荷數(shù)的總和被2除，單數(shù)也算一對）n，n、nl、分別表示、孤電子對數(shù)，q表示分子式中重原子數(shù)目，h表示輕原子（氫原子）數(shù)目，按八隅體規(guī)章有如下關系：nv = n+ n+ nl。重原子成鏈時，應有n= q + h - 1， 及n= 3q 

5、; nv + 1。重原子成環(huán)時，應有n= q + h， 及n= 3q + nv。原子排布的方法為：鏈狀分子中，一般電負性較小的原子居中，而氫原子及電負性較大的原子（如氧原子、氯離子等）則處于端基的位置；在環(huán)狀分子中，三元環(huán)不予考慮；依次排好全部各個原子的相對位置后，兩原子間以短線相連；孤對電子用一對“電子點”先從每個端基的配原子排起，然后再填充到中心原子，使其達到所需的孤電子對數(shù)目（每個原子四周應有4對電子，氫原子不應再排）。如中心原子的電子數(shù)未達到4對，應從鄰近的原子上拿出一對或幾對孤電子對，與中心原子共用（中心原子的電子對數(shù)相應增

6、加）。若電子的排列方式不止一種時，應將全部狀況一一列出。對同一分子（或離子），在幾種較穩(wěn)定的排布中，各排列方式間互為共振體。不難看出，用這一方法來寫出路易斯結構式是相當麻煩的。這種例子在很多教材和教學參考資料中都可以找到，這里就不再重復。二、由總配位數(shù)寫路易斯結構式既然總配位數(shù)是描述ABm型分子里中心原子雜化類型和成鍵狀況的一個結構概念，那么用總配位數(shù)、不用計算分子（或離子）中的鍵、鍵、孤電子對數(shù)目、也能寫出路易斯結構式。這一分析和推斷的程序為：由元素的電負性（電負性大的原子為配原子）、原子可能成鍵的個數(shù)（氧原子有可能成兩個鍵、氫原子總成一個鍵總位于端基），確定中心原子和配原子。把中心原子和配

7、原子用一根短線或一對“電子點”相連（這樣的短線或電子點都是鍵）。用總配位數(shù)式計算出中心原子的雜化類型。由雜化軌道數(shù)和配原子數(shù)，能直接算出中心原子的孤對電子數(shù)。標出這些孤電子對。當中心原子為sp2雜化或sp雜化時，中心原子分別要成1個或2個鍵。畫出鍵的位置（對配原子種類不只一種的sp2雜化，應優(yōu)先考慮與成單電子數(shù)多的配原子成鍵）。最終依據(jù)與中心原子成鍵狀況的不同，給每個配原子補齊它的孤電子對。如對SO3分子。從電負性看S原子的電負性小，它為中心原子，O為配原子。據(jù)此畫出分子的骨架，S原子在中間、3個O原子在四周。再將S與每個O配原子間寫出一對電子（為鍵。）用總配位數(shù)式a +（b

8、0; 6）m /2= 可算出=3，中心原子為sp2雜化。3個sp2雜化軌道正好結合3個O配原子，所以中心原子無孤電子對。由于中心原子有一未雜化的p軌道，分子中有1個鍵。任選出一個O原子（都是同種的O原子），將其與S原子間再加一對電子點，表示這里還有一個鍵。最終再考慮每個配原子所屬的成鍵電子對數(shù)，把各配原子的孤電子對補齊（夠8個）。這一過程和每步分析的結果可圖示如左下：或                 &#

9、160;    由于BF3分子與SO3分子同屬于E (24/4)。在BF3分子中同樣有一個鍵。只不過這是一個由F單方面供應電子給B原子p空軌道的配鍵。在其中B原子也享有8個電子（有2個是F供應的配電子）?？梢姡f八偶體理論不能解釋BF3分子結構，是由于他們所依據(jù)的路易斯結構式有誤。BF3分子的路易斯電子式應當如右上?？偱湮粩?shù)法能首先確定出中心原子的全部信息，如是否有鍵、是否有孤電子對。所以不但簡便，還能更全面、本質地考慮問題。三、八偶體理論的改進八偶體理論是一個在化學進展過程中曾起過樂觀作用，至今在某些方面還有應用價值的理論。不應當被全盤否定。要改進就要

10、先弄清它的實質。（一）八偶體理論的適用范圍從等電子分子周期表可以看出線左面的區(qū)域為八偶體理論適用的范圍。只有線右面的總配位數(shù)大于4的屬于ABm型分子的9個等電子族的分子結構不能用八偶體理論來解釋，其中心原子實行的是sp3d、或sp3d2、或sp3d3雜化。八偶體理論適用的范圍用數(shù)學式子來描述就是：a +（b  6）m  / 2 =   4即       a+（b  6）m  8 （1）而八偶體理論不能描述的化學物質則是a

11、60;+（b  6）m  8 （2）從配原子種類來爭辯八偶體理論的適用范圍：即使當中心原子的價電子數(shù)為最大值8（如Xe）時，其配原子中假如沒有鹵族原子（其b = 7）（1）式也是成立的。所以八偶體理論可以描述全部的不含鹵族元素的分子（當然包括XeO3）。從中心原子種類來爭辯八偶體理論的適用范圍：中心原子價電子數(shù)a與A元素原子數(shù)m間的關系為 a + m  8 或 m  8 - a（當所爭辯的是帶有一個負電荷的離子時，上一關系變?yōu)椋篴

12、60;+ m+1  8 或 m  7  a。這說明配鹵原子的個數(shù)還受中心原子價電子數(shù)的制約。只要其和不大于8，該分子也可以用八偶體理論類描述（如POCl3、SO2Cl2）。而其和大于8的化合物（如PCl5、SF4、ClF3、XeF2、XeOF4、H5IO6），不能用八偶體理論類描述而中心原子價電子數(shù)a與其最大配位數(shù)也有肯定關系，即a = m。這樣有 2m  8、m  4時八偶體理論適用。即全部以A元素為中心原子的化合物都在八偶體理論的適用范圍內(nèi)。可見，只有A族及其右邊元素的，中心原子價電子數(shù)與配鹵原子數(shù)之大于8的含鹵化合物分子，才不能被八偶體理論所解釋?？傊?，與八偶體理論能解釋結構的化學物質相比較，其不能解釋的還是極少數(shù)。要除掉稀有氣體化合物，不能解釋的則更是屈指可數(shù)了。為此，全盤否定八偶體理論是不合適的。（二）改進的八偶體理論既然不想否定，就可以考慮改進的方法。由于在上面所述的不能用八偶體理論解釋的分子