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1、路易斯构造理论与路易斯构造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构造式， 所以路易斯构造理论实际上是中学化学中最重要的构造理论。虽然人们因其不能 解释PC1等类物质的构造，而常对其加以质疑，但仍无法撼动其在化学中的地位。5以至于现在有相当一局部大学化学教材和教学参考书，还是用路易斯构造来讨论 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构造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。分子到达稳定构造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。
2、它解释了大局部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 子的路易斯构造式、进而给出有关分子构造的某些较详细的情况。路易斯构造的表示方法为，在两原子间用一对“电子点或短线，表示由共 价键相联结。二路易斯构造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 路易斯构造式。所谓的“观察，就是在确定出哪个原子是中心原子的根底上当 分子中无环时，再一个、个的从配原子的角度讨论是否到达了稳定构造。对HO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2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
3、个孤电子对，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。原子都到达了稀有气体的构造。如下左图。如SO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3共用2对电子其中1个是。键、1个是n键，这时S原子的电子数到达了 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。O:” 需oj“ !;0!林对于复杂的分子或离子，那么必须通过计算。先知道分子中的键数和孤电子 对数目。然后再按程序进展电子排布。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
4、中。键、n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na，nn、nl、分别表示6n、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，按八隅体规那么有如下 关系：nv = na+ nn+ nl。重原子成链时，应有na= q + h - 1， 及nn= 3q - nv + 1。重原子成环时，应有na= q + h， 及nn= 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、氯离子等那么处于端基的位置；在环状分子中，三元环不予考虑；依次排好所有各个原子的
5、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，使其到达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到达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。假设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构造式是相当麻烦的。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构造式既然总配位数是描述ABm型分子里中心原子杂化类型和
6、成键情况的一个构 造概念，那么用总配位数、不用计算分子或离子中的。键、n键、孤电子对数 目、也能写出路易斯构造式。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n键。画出 n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
7、多的配 原子成n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SO分子。3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- 6m/2二工可算出工=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n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n 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
8、。这一过程和每步分析的结果可图示如左下:- 0=OS-O a-Q/ s-0-Q由于BF分子与SO分子同属于E (24/4)。在BF分子中同样有一个n键。只333不过这是一个由F单方面提供电子给B原子p空轨道的n配键。在其中B原子也享有8个电子有2个是F提供的n配电子。可见，说八偶体理论不能解释BF3分子构造，是因为他们所依据的路易斯构造式有误。BF分子的路易斯电子式应3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n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、八偶体理论的改良八偶体理论是一个在化学开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
9、。不应该被全盘否认。要改良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U线左面的区域为八偶体理论适用的范围。只 有U线右面的总配位数大于4的属于ABm型分子的9个等电子族的分子构造不 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- 6m / 2二工W4 即a+b 6m 82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二71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XeO。3从中心原子种
10、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+mW 8或mW 8-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+lW 8或mW 7 - ao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POC1、SO Cl 。而其和大于8的化合物如PCI、SF、C1F、XeF、3225432XeOF、HIO，不能用八偶体理论类描述456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二m。这样有2mV 8、mV 4时八偶体理论适用。即所有以WA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，
11、只有VA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，与八偶体理论能解释构造的化学物质相比拟，其不能解释的还是极少 数。要除掉稀有气体化合物，不能解释的那么更是屈指可数了。为此，全盘否认 八偶体理论是不适宜的。二改良的八偶体理论既然不想否认，就可以考虑改良的方法。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8o所以只要从中心原子方面来进展补救就可以了。为此，可以在保存“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VA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。
