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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。它解释
2、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，其中有2个孤
3、电子对，有两个电子对分别与2个H原子共用、成键。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个是键、1个是键），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：对复杂的分子或离子，必须首先计算其中键、键、孤电子对的数目。设nv为价
4、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）n，n、nl、分别表示、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 =n+n+nl。重原子成链时，应有n=q+h- 1， 及n= 3qnv + 1。重原子成环时，应有n=q+h， 及n= 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
5、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）中的键、键、孤电子对数目、
6、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个键。画出键的位置（对配原子种类不只一种的sp2杂化，应优先考虑与成单电子数多的配原子成键）。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
7、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（为键。）用总配位数式a+（b 6）m/2=可算出=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对。由于中心原子有一未杂化的p轨道，分子中有1个键。任选出一个O原子（都是同种的O原子），将其与S原子间再加一对电子点，表示这里还有一个键。最后再考虑每个配原子所属的成键电子对数，把各配原子的孤电子对补齐（够8个）。这一过程和每步分析的结果可图示如左下：或由于BF3分子与SO3分子同属于E (24/4)。在BF3分
8、子中同样有一个键。只不过这是一个由F单方面提供电子给B原子p空轨道的配键。在其中B原子也享有8个电子（有2个是F提供的配电子）。可见，说八偶体理论不能解释BF3分子结构，是因为他们所依据的路易斯结构式有误。BF3分子的路易斯电子式应该如右上。总配位数法能首先确定出中心原子的所有信息，如是否有键、是否有孤电子对。所以不但简便，还能更全面、本质地考虑问题。三、八偶体理论的改进八偶体理论是一个在化学发展过程中曾起过积极作用，至今在某些方面还有应用价值的理论。不应该被全盘否定。要改进就要先弄清它的实质。（一）八偶体理论的适用范围从等电子分子周期表可以看出线左面的区域为八偶体理论适用的范围。只有线右面的
9、总配位数大于4的属于ABm型分子的9个等电子族的分子结构不能用八偶体理论来解释，其中心原子采取的是sp3d、或sp3d2、或sp3d3杂化。八偶体理论适用的范围用数学式子来描述就是：a+（b 6）m / 2 =4即a+（b 6）m8（1）而八偶体理论不能描述的化学物质则是a+（b 6）m8（2）从配原子种类来讨论八偶体理论的适用范围：即使当中心原子的价电子数为最大值8（如Xe）时，其配原子中如果没有卤族原子（其b= 7）（1）式也是成立的。所以八偶体理论可以描述所有的不含卤族元素的分子（当然包括XeO3）。从中心原子种类来讨论八偶体理论的适用范围：中心原子价电子数a与A元素原子数m间的关系为a
10、+m8或m8-a（当所讨论的是带有一个负电荷的离子时，上一关系变为：a+m+18或m7a。这说明配卤原子的个数还受中心原子价电子数的制约。只要其和不大于8，该分子也可以用八偶体理论类描述（如POCl3、SO2Cl2）。而其和大于8的化合物（如PCl5、SF4、ClF3、XeF2、XeOF4、H5IO6），不能用八偶体理论类描述而中心原子价电子数a与其最大配位数也有一定关系，即a=m。这样有2m8、m4时八偶体理论适用。即所有以A元素为中心原子的化合物都在八偶体理论的适用范围内。可见，只有A族及其右边元素的，中心原子价电子数与配卤原子数之大于8的含卤化合物分子，才不能被八偶体理论所解释。总之，与
11、八偶体理论能解释结构的化学物质相比较，其不能解释的还是极少数。要除掉稀有气体化合物，不能解释的则更是屈指可数了。为此，全盘否定八偶体理论是不合适的。（二）改进的八偶体理论既然不想否定，就可以考虑改进的方法。由于在上面所述的不能用八偶体理论解释的分子中，其配重原子所拥有的价电子数无例外的还都是8。所以只要从中心原子方面来进行补救就可以了。为此，可以在保留“分子中的原子都有形成稀有气体电子构型的趋势”的同时，特别补充“在某些卤化物中，中心原子会形成不多于其原有价电子数的化学键”。即A族元素的原子可以生成5个键，有5对电子点；而A族元素的原子可以生成7个键，有7对电子点。这种补充，很容易用价电子被激发成单后再成键来解释，不超出学生的认识范围。1教资c类
