路易斯结构理论与路易斯结构式.doc

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1、路易斯结构理论与路易斯结构式由于对简单的非过渡元素分子或离子，通过观察即可写出其路易斯结构式，所以路易斯结构理论实际上是中学化学中最重要的结构理论。虽然人们因其不能解释PCl5等类物质的结构，而常对其加以质疑，但仍无法撼动其在化学中的地位。以至于现在有相当一部分大学化学教材和教学参考书，还是用路易斯结构来讨论分子中的成键情况和性质。一、路易斯理论介绍（一）路易斯理论路易斯结构理论是一个关于共价键的理论。它认为分子中的原子都有形成稀有气体电子构型的趋势，以求得到自身的稳定。所以又称为八隅体理论。分子达到稳定结构要通过原子共用电子对来实现。每种原子提供的价电子数，是按元素周期表的族数给出的。它

2、解释了大部分非过渡元素以共价键构成的化学物质的成键情况。并给出分子的路易斯结构式、进而给出有关分子结构的某些较详细的情况。路易斯结构的表示方法为，在两原子间用一对“电子点”或短线，表示由共价键相联结。（二）路易斯结构的推断在中学化学教学的范围内，那些简单的分子或离子通常通过观察即可确定出路易斯结构式。所谓的“观察”，就是在确定出哪个原子是中心原子的基础上（当分子中无环时），再一个、个的从配原子的角度讨论是否达到了稳定结构。对H2O分子，有6个价电子的O原子为中心原子。当它与一个配原子H结合时，与H要各提供1个电子用于成对。O原子与另一配原子H也是这样结合的。这样O原子享有的电子数为8，其中

3、有2个孤电子对，有两个电子对分别与2个H原子共用、成σ键。两个H原子各用1个电子与O原子组成电子对。每个H原子享有的电子数为2。原子都达到了稀有气体的结构。如下左图。如SO3分子中，电负性小的S为中心原子。S与第一个考虑的O原子间必须共用2对电子（其中1个是σ键、1个是π键），这时S原子的电子数达到了8个，且该O原子的电子数也得到了满足。这样，S原子只能单方面提供电子对与另外2个O原子以σ配键的形式结合。如下右图。           或、       或 对于复杂的分子或离子，则必须通过计算。先知道分子中的键数和孤电子对数目。然后再按程序进行电子排布。较为完整、细致的程序为：对复杂的分子

4、或离子，必须首先计算其中σ键、π键、孤电子对的数目。设nv为价电子对数（分子或离子中所有原子的价电子数、与离子的电荷数的总和被2除，单数也算一对）nσ，nπ、nl、分别表示σ、π、孤电子对数，q表示分子式中重原子数目，h表示轻原子（氢原子）数目，按八隅体规则有如下关系：nv= nσ+ nπ+ nl。重原子成链时，应有nσ= q + h -1，及nπ=3q – nv+1。重原子成环时，应有nσ= q + h，及nπ=3q + nv。原子排布的方法为：链状分子中，一般电负性较小的原子居中，而氢原子及电负性较大的原子（如氧原子、氯离子等）则处于端基的位置；在环状分子中，三元环不予考虑；依次排好所

5、有各个原子的相对位置后，两原子间以短线相连；孤对电子用一对“电子点”先从每个端基的配原子排起，然后再填充到中心原子，使其达到所需的孤电子对数目（每个原子周围应有4对电子，氢原子不应再排）。如中心原子的电子数未达到4对，应从邻近的原子上拿出一对或几对孤电子对，与中心原子共用（中心原子的电子对数相应增加）。若电子的排列方式不止一种时，应将所有情况一一列出。对同一分子（或离子），在几种较稳定的排布中，各排列方式间互为共振体。不难看出，用这一方法来写出路易斯结构式是相当麻烦的。这种例子在许多教材和教学参考资料中都可以找到，这里就不再重复。二、由总配位数写路易斯结构式既然总配位数是描述ABm型分子里

6、中心原子杂化类型和成键情况的一个结构概念，那么用总配位数、不用计算分子（或离子）中的σ键、π键、孤电子对数目、也能写出路易斯结构式。这一分析和判断的程序为：由元素的电负性（电负性大的原子为配原子）、原子可能成键的个数（氧原子有可能成两个键、氢原子总成一个键总位于端基），确定中心原子和配原子。把中心原子和配原子用一根短线或一对“电子点”相连（这样的短线或电子点都是σ键）。用总配位数式计算出中心原子的杂化类型。由杂化轨道数和配原子数，能直接算出中心原子的孤对电子数。标出这些孤电子对。当中心原子为sp2杂化或sp杂化时，中心原子分别要成1个或2个π键。画出π键的位置（对配原子种类不只一种的sp2

7、杂化，应优先考虑与成单电子数多的配原子成π键）。最后根据与中心原子成键情况的不同，给每个配原子补齐它的孤电子对。如对SO3分子。从电负性看S原子的电负性小，它为中心原子，O为配原子。据此画出分子的骨架，S原子在中间、3个O原子在周围。再将S与每个O配原子间写出一对电子（为σ键。）用总配位数式[a +（b –6）m ]/2= Σ可算出Σ=3，中心原子为sp2杂化。3个sp2杂化轨道正好结合3个O配原子，所以中心原子无孤电子