1、精選文檔路易斯結(jié)構(gòu)理論與路易斯結(jié)構(gòu)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(jié)構(gòu)式，所以路易斯結(jié)構(gòu)理論實(shí)際上是中學(xué)化學(xué)中最重要的結(jié)構(gòu)理論。雖然人們因其不能解釋PCl5等類物質(zhì)的結(jié)構(gòu)，而常對其加以質(zhì)疑，但仍無法撼動其在化學(xué)中的地位。以至于現(xiàn)在有相當(dāng)一部分高校化學(xué)教材和教學(xué)參考書，還是用路易斯結(jié)構(gòu)來爭辯分子中的成鍵狀況和性質(zhì)。一、路易斯理論介紹（一）路易斯理論路易斯結(jié)構(gòu)理論是一個關(guān)于共價(jià)鍵的理論。它認(rèn)為分子中的原子都有形成稀有氣體電子構(gòu)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(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)要通過原子共用電子對來實(shí)現(xiàn)。每種原子供應(yīng)的價(jià)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(jià)鍵構(gòu)成的化學(xué)物質(zhì)的成鍵狀況。并給出分子的路易斯結(jié)構(gòu)式、進(jìn)而給出有關(guān)分子結(jié)構(gòu)的某些較具體的狀況。路易斯結(jié)構(gòu)的表示方法為，在兩原子間用一對“電子點(diǎn)”或短線，表示由共價(jià)鍵相聯(lián)結(jié)。（二）路易斯結(jié)構(gòu)的推斷在中學(xué)化學(xué)教學(xué)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(jié)構(gòu)式。所謂的“觀看”，就是在確定出哪個原子是中心原子的基礎(chǔ)上（當(dāng)分子中無環(huán)時），再一個、個的從配原子的角度爭辯是否達(dá)到了穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。對H2O分子，有6個價(jià)電子的O原子為中心原子。當(dāng)它與一個配原子H結(jié)合時，與H要各供應(yīng)1個電子用于成對。O原子與另一配原子H也是這樣結(jié)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(dá)到了稀有氣體的結(jié)構(gòu)。如下左圖。如SO3分子中，電負(fù)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(dá)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(yīng)電子對與另外2個O原子以配鍵的形式結(jié)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(jì)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(jìn)行電子排布。較為完整、細(xì)致的程序?yàn)椋簩唵蔚姆肿踊螂x子，必需首先計(jì)算其中鍵、鍵、孤電子對的數(shù)目。設(shè)nv為價(jià)電子對數(shù)（分子或離子中全部原子的價(jià)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(guān)系：nv = n+ n+ nl。重原子成鏈時，應(yīng)有n= q + h - 1， 及n= 3q 

5、; nv + 1。重原子成環(huán)時，應(yīng)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(fù)性較小的原子居中，而氫原子及電負(fù)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(diǎn)”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(dá)到所需的孤電子對數(shù)目（每個原子四周應(yīng)有4對電子，氫原子不應(yīng)再排）。如中心原子的電子數(shù)未達(dá)到4對，應(yīng)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(yīng)增

6、加）。若電子的排列方式不止一種時，應(yīng)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(jié)構(gòu)式是相當(dāng)麻煩的。這種例子在很多教材和教學(xué)參考資料中都可以找到，這里就不再重復(fù)。二、由總配位數(shù)寫路易斯結(jié)構(gòu)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(jié)構(gòu)概念，那么用總配位數(shù)、不用計(jì)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(jié)構(gòu)式。這一分析和推斷的程序?yàn)椋河稍氐碾娯?fù)性（電負(fù)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(diǎn)”相連（這樣的短線或電子點(diǎn)都是鍵）。用總配位數(shù)式計(jì)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(biāo)出這些孤電子對。當(dāng)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(yīng)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(bǔ)齊它的孤電子對。如對SO3分子。從電負(fù)性看S原子的電負(fù)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(jié)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(diǎn)，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(bǔ)齊（夠8個）。這一過程和每步分析的結(jié)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(yīng)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(yīng)的配電子）。可見，說八偶體理論不能解釋BF3分子結(jié)構(gòu)，是由于他們所依據(jù)的路易斯結(jié)構(gòu)式有誤。BF3分子的路易斯電子式應(yīng)當(dāng)如右上。總配位數(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(zhì)地考慮問題。三、八偶體理論的改進(jìn)八偶體理論是一個在化學(xué)進(jìn)展過程中曾起過樂觀作用，至今在某些方面還有應(yīng)用價(jià)值的理論。不應(yīng)當(dāng)被全盤否定。要改進(jìn)就要

10、先弄清它的實(shí)質(zhì)。（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?yàn)榘伺俭w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(jié)構(gòu)不能用八偶體理論來解釋，其中心原子實(shí)行的是sp3d、或sp3d2、或sp3d3雜化。八偶體理論適用的范圍用數(shù)學(xué)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(xué)物質(zhì)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(dāng)中心原子的價(jià)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(dāng)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(jià)電子數(shù)a與A元素原子數(shù)m間的關(guān)系為 a + m  8 或 m  8 - a（當(dāng)所爭辯的是帶有一個負(fù)電荷的離子時，上一關(guān)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(jià)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(jià)電子數(shù)a與其最大配位數(shù)也有肯定關(guān)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(jià)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。總之，與八偶體理論能解釋結(jié)構(gòu)的化學(xué)物質(zhì)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(jìn)的八偶體理論既然不想否定，就可以考慮改進(jìn)的方法。由于在上面所述的不能用八偶體理論解釋的分子