路易斯結構理論與路易斯結構式

1、路易斯結構理論與路易斯結構式山于對簡單的非過渡元素分子或離子，通過觀察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PC15等類物質(zhì)的結構，而常對其加以質(zhì)疑，但仍無法撼動其在化學中的地 位。以至于現(xiàn)在有相、一部分大學化學教材和教學參考書，還是用路易斯結構來 討論分子中的成鍵情況和性質(zhì)。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。所以乂稱為八隅體理論。分子達到穩(wěn)定結構要通過原子共用電子對來實現(xiàn)。每種原子提供的價電子 數(shù)，是按元素周期表的族數(shù)給

2、岀的。它解釋了大部分非過渡元素以共價鍵構成的化學物質(zhì)的成鍵情況。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詳細的情況。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，表示山共 價鍵相聯(lián)結。（二）路易斯結構的推斷在中學化學教學的用，那些簡單的分子或離子通常通過觀察即可確定出路易 斯結構式。所謂的“觀察”，就是在確定出哪個原子是中心原子的基礎上（、“|分 子中無環(huán)時），再一個、個的從配原子的角度討論是否達到了穩(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要各提供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

3、。這樣O原子享有的電子數(shù)為8,其中有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SOs分子中，電負性小的S為中心原子。S與第一個考慮的O原子間必須 共用2對電子（其中1個是。鍵、1個是：n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原子只能單方面提供電子對與 另外2個O原子以。配鍵的形式結合。如下右圖。H:O：H 或 H-O-H、 ao 或?qū)τ趶碗s的分子或離子，則必須通過訃算。先知道分子中的鍵數(shù)和孤電子對 數(shù)口。然后再按程序進行電子排布

4、。較為完整、細致的程序為：對復雜的分子或離子，必須首先計算其中。鍵、八鍵、孤電子對的數(shù)口。設nv為價電子對數(shù)（分子或離子中所有原子的價電子數(shù)、與離子的電荷數(shù) 的總和被2除，單數(shù)也算一對）mo, ”、力1、分別表示。、Ji、孤電子對數(shù)， Q表示分子式中溟原子數(shù)I，力表示輕原子（氫原子）數(shù)U，按八隅體規(guī)則有如 下關系：nv = n o + n n + nlo-巫原 f 成鏈時，應有/?0二 q + h - 1,及 z?n = 3q - nv + 1。重原子成環(huán)時，應有力。二q + h,及亦二3q + nvo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

5、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；依次排好所有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)LI （每個原子周圍應有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兒對孤電子 對，與中心原子共用（中心原子的電子對數(shù)相應增加）。若電子的排列方式不止一種時，應將所有悄況一一列出。對同一分子（或離 子），在兒種較穩(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麻煩的。這種例子在許多 教材和教學參考資料中都可以找

6、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AB也型分子里中心原子雜化類型和成鍵悄況的一個結 構概念，那么用總配位數(shù)、不用計算分子（或離子）中的。鍵、兀鍵、孤電子對 數(shù)目、也能寫出路易斯結構式。這一分析和判斷的程序為：山元素的電負性（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)式汁算出中心原子的雜化類型。山雜化軌道數(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

7、sp朵化時，中心原子分別要成1個或2個31鍵。畫 出兀鍵的位置（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 的配原子成兀鍵）。最后根據(jù)與中心原子成鍵情況的不同，給每個配原子補齊它的孤電子對。如對SCh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原子在周圍。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-6） m/2= 2?可算出=3,中心原子為sp，雜化。3個 sp?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。山于中心原子有一未雜化的p軌道，分子中有1個兀鍵。任選岀一個O原子 （都是同種

8、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 兀鍵。最后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：o：s=o .o=s = oo o ：o： ：0 二 W： 1 或 ：o：山于BF3分子與SO3分子同屬于E （24/4）0在BF3分子中同樣有一個刃鍵。只 不過這是一個山F單方面提供電子給B原子p空軌道的n配鍵。在其中B原子也 享有8個電子（有2個是F提供的h配電子）。可見，說八偶體理論不能解釋 BF*分子結構，是因為他們所依據(jù)的路易斯結構式有誤。BFs分子的路易斯電子式 應該如右上?？偱湮粩?shù)法能首先確定出中心原

9、子的所有信息，如是否有幾鍵、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、八偶體理論的改進八偶體理論是一個在化學發(fā)展過程中曾起過積極作用，至今在某些方面還有 應用價值的理論。不應該被全盤否定。要改進就要先弄清它的實質(zhì)。（一）八偶體理論的適用圍從等電子分子周期表可以看出II線左面的區(qū)域為八偶體理論適用的圍。只有 II線右面的總配位數(shù)大于4的屬于AB也型分子的9個等電子族的分子結構不能 用八偶體理論來解釋，其中心原子采取的是sp'd、或sp3d或sp*d3雜化。八偶體理論適用的圍用數(shù)學式子來描述就是：S+ （b-6） m/2=X4 即 a+ （/?-6） mW 8 （1）

10、而八偶體理論不能描述的化學物質(zhì)則是a+ （/?-6） m >8 （2）從配原子種類來討論八偶體理論的適用用：即使當中心原子的價電子數(shù)為最 大值8 （如Xe）時，其配原子中如果沒有鹵族原子（其b=7） （1）式也是成立 的。所以八偶體理論可以描述所有的不含鹵族元素的分子（為然包括XeO.O 0從中心原子種類來討論八偶體理論的適用圍：中心原子價電子數(shù)“與VHA元 素原子數(shù)加間的關系為8或加W 8“（、"|所討論的是帶有一個負電荷 的離子時，上一關系變?yōu)椋篸 +8或加W 7-仏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POC

11、h、SO2C12） 0而其和大于8的化合物（如PCI5、SFi C1F3、 XeF2、XeOF4> H5IO6）,不能用八偶體理論類描述而中心原子價電子數(shù)"與其最大配位數(shù)也有一定關系，即a = m.這樣 有2< 8、4時八偶體理論適用。即所有以1VA元素為中心原子的化合 物都在八偶體理論的適用圍?？梢姡挥蠽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。總之，與八偶體理論能解釋結構的化學物質(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）改進的八偶體理論既然不想否定，就可以考慮改進的方法。山于在上面所述的不能用八偶體理論解釋的分子中，其配重原子所擁有的價 電子數(shù)無例外的還都是8。所以只要