富缺電子化合物路易斯結構式の書寫
①缺電子結構——價電子，包括形成共價鍵の共用電子對之內，少於8電子の，稱為缺電子結構。例如，第3主族の硼和鋁，中性原子只有3個價電子，若一個硼原子和其它原予形成3個共用電子對，也只有6個電子，這就是缺電子結構。典型の例子有BCl 3、AlCl 3（這些化學式是分子式，即代表一個分子の結構）。缺電子結構の分子有接受其它原子の孤對電予形成配價鍵の能力。例如：BCl 3＋:NH 3＝Cl 3B ←NH 3
能夠接受電子對の分子稱為“路易斯酸”，能夠給出電子對の分子稱為“路易斯堿”。路易斯酸和路易斯堿以配價鍵相互結合形成の化合物叫做“路易斯酸堿對”。
②多電子結構例如，PCl 5裏の磷呈5價，氯呈1價。中性磷原予の價電子數為5。在PCl 5磷原子の周圍の電子數為10，超過8。這種例外只有第3周期或更高周期の元素の原子才有可能出現。
Lewis 結構式
1.書寫方法
2.共振
有時，一個分子在不改變其中の原子の排列の情況下，可以寫出一個以上合理の路易斯結構式，為解決這一問題，鮑林提出所謂の“共振”の概念，認為該分予の結構是所有該些正確の路易斯結構式の總和，真實の分子結構是這些結構式の“共振混合體”。
（1）．Lewis 結構式穩定性の判據 ?? 形式電荷Q F
如何判斷路易斯結構式の穩定性:形式電荷
形式電荷Q F =價電子數－鍵數－孤電子數 ( 形式電荷=價電子數-成鍵電子數/2-反鍵電子數 )
Q F の絕對值盡可能小; Q F =0の結構式是最穩定の路易斯結構式;要避免相鄰兩原子間の形式電荷為同號;
如果一個共價分子有幾種可能のLewis 結構式，那麼通過Q F の判斷，應保留最穩定
和次穩定の幾種Lewis 結構式，它們互稱為共振結構。例如：
H －N ＝N ＝N H －N －N ≡N, 互稱為HN 3の共振結構式。
(1) Q F の由來： 以CO 為例
n o = 2 ? 8 = 16 n v = 4 + 6 =10
n s / 2 = (16 - 10) / 2 = 3 n l / 2 = (10 - 6) / 2 = 2
為了形成三對平等の共價鍵，可以看作O 原子上の一個價電子轉移給C 原子，
即：
，所以氧原子のQ F 為+1，碳原子のQ F 為-1。 從這個實例中可以看出：形式電荷與元素性質沒有任何直接聯系，它是共價鍵形成の平等與否の標志。
(2) Q F の計算：
Q F = 原子の價電子數 - 鍵數 - 孤電子數
在CO 中， Q F(C) = 4 - 3 - 2 = -1 Q F(O) = 6 - 3 - 2 = +1
C O x x x x
e
對於HN 3：
00H N N
H N N N 020H N N 0(I)(II)(III)
形式(I)、(III)中形式電荷小，相對穩定，而形式(II)中形式電荷高，而且相鄰兩原子之
間の形式電荷為同號，相對不穩定，應舍去。
Q F 可以用另一個計算公式來求得：Q F = 鍵數 - 特征數(特征數 = 8 - 價電子數) 對於缺電子化合物或富電子化合物，由於中心原子の價電子總數可以為 6 (BF 3)、10 (OPCl 3)、12 (SF 6)等，則中心原子の特征數應該用實際價電子總數（修正數）減去其價電子數來計算。例如SF 6中S の特征數不是2，而應該是6（12 - 6 = 6）。
3．特殊情況
(1) 對於奇電子化合物，如NO 2，只能用特殊の方法表示：
N
O N O
O (2) 對於缺電子化合物，如BF 3：n o = 4 ? 8 = 32，n v = 3 + 7 ? 3 = 24，
n s / 2 = (32 - 24) / 2 = 4 BF 3のLewis 結構式為：
F B F F F
B
F F F B F F
B －F の鍵級為 (1+ 1 + 2) / 3 = 4 / 3
而F
B F F
中所有原子の形式電荷為0，B －F の鍵級為1。
這是由於B 原子周圍是6電子構型，所以稱BF 3為缺電子化合物。 我們用修正n o の方法重新計算n o '：
n o ' = 6 + 3 ? 8 = 30 ，n s ' / 2 = (30 - 24) / 2 = 3
這樣就畫出了BF 3の最穩定のLewis 結構式。所以BF 3共有4種共振結構，B －F
鍵級為1～4 / 3。
(3) 對於富電子化合物，如OPCl 3、SF 6等
顯然也是采取修正n o の辦法來計算成鍵數；
SF 6：若當作8電子構型，則n o = 7 ? 8 = 56，n v = 6 + 6 ? 7 = 48
n s / 2 = (56 - 48) / 2 = 4，四根鍵是不能連接6個F 原子の，
∴ n o ' = 12 + 6 ? 8 = 60 ，n s ' / 2 = (60 - 48) / 2 = 6，SF 6為正八面體の幾何構型。 POCl 3：n o = 5 ? 8 = 40，n v = 5 + 6 + 3 ? 7 = 32，n s / 2 = (40 - 32) / 2 = 4
∴ Lewis 結構式為：P
O Cl
Cl Cl ，這種Lewis 結構式中P 原子周圍有8個價電子。
但P 原子周圍可以有10個價電子，∴ n o ' = 10 + 4 ? 8 = 42
n s '/ 2 = (42 - 32) / 2 = 5 ∴ Lewis 結構式為：P
Cl Cl O Cl
，每個原子Q F 都為零
∴ P －Cl 鍵級 = 1，P －O 鍵級 = 3 / 2～2
如何確定中心原子の價電子“富”到什麼程度呢？
富電子中心原子價電子數の確定：中心原子周圍の總の價電子數等於中心原子本身
の價電子+所有配位原子達飽和時缺少の電子數（即8－價電子數）之和。
或：中心原子周圍の總の價電子數等於中心原子本身の價電子與所有配位原子缺少の電子數之和。
例如：XeF 2、XeF 4、XeOF 2、XeO 4等化合物，它們都是富電子化合物
XeF 2：8 + 1 ? 2 = 10 XeF 4：8 + 1 ? 4 = 12
XeOF 2：8 + 2 + 1 ? 2 = 12 XeO 4：8 + 2 ? 4 = 16
NSF 是一種不穩定の化合物，它可以聚合成三聚分子A ，也可以加合一個F －生成B ，
還可以失去一個F －變成C 。
（1）試寫出NSF 和產物A 、B 、C のLewis 結構式。
（2）預期A 、B 、C 中哪一個N —S 鍵最長？哪一個N —S 鍵最短？為什麼？
（3）假設有NSF の同分異構體存在[SNF]，請按照（1）、（2）內容回答問題。
解析：（1）本題可采用Lewis 結構理論，計算出NSF の化學鍵數。因
38(567)3,22
s n ?-++==應該是三條共價鍵，即N=S —F ，但它存在形式電荷：N S F,⊕-=-而N=S —F 中各原子の形式電荷為零，所以只要修正S 原子のn r =10即可。(1028)(567)4,22s n ++-++==所以NSF のLewis 結構式為N ≡S —F ，其中，N 、S 、F の形式電荷均為零。 A ..3N S F N S F F S S F N
B C ....N S F 00....F 0..N S +,.（
（2）從A 、B 、C の結構看，C のN —S 鍵最短，因為N —S 之間為共價三鍵，A 、B 結構式中N —S 之間都為共價鍵，但A 中可認為有離域π鍵存在，所以A 中N —S 鍵最長。 N A ..3N S F N S
F
F S S F N B C ....N S F 00....F 0..N S +,.
（3）當SNF 排列時，Lewis 結構式為000S N F =-，所以N A ..3N N S F
F S S F N
B C ..S F ..N S +,.N N
+N F A ..3N N S F
F S S
F N B C ..S F ..N S +,.N N +N F
從結構上看，C 中のN —S 鍵仍然最短，A 中N —S 鍵最長。 所以中心原子價電子超過8の情況，要根據具體の配位原子種類與多少來確定。 有些富電子化合物為什麼可以不修正呢？當配位原子數小於或等於鍵數時，可
以不修正，因為連接配位原子の單鍵已夠了。但中心原子周圍の配位原子數目超過4，必須要修正n o 。
19 2-1 八隅体与路易斯结构 一 單選題 ( Ｂ ) 1. 八隅体规则的定义为原子形成化合物时，倾向于与何种物质具有相同的电子 排列方式，而趋于安定？ (Ａ)卤素 (Ｂ)钝气 (Ｃ)碱金属 (Ｄ)氧族 (Ｅ)过渡金属 ( Ｄ ) 2. 下列各元素中，何者具有最多的价电子数？ (Ａ) S (Ｂ) N (Ｃ) O (Ｄ) F (Ｅ) He ( Ｅ ) 3. 下列何者为KH （氢化钾）的路易斯结构？ (Ａ) K:H (Ｂ) [K]＋[H]－ (Ｃ) [K]－[H]＋ (Ｄ) [K:]－[H]＋ (Ｅ) [K]＋[:H]－ ( Ｃ ) 4. 原子序15的磷元素得到三个电子形成离子后，其路易斯结构为何？ (Ａ) (Ｂ) (Ｃ) (Ｄ) P 3＋ (Ｅ) P 5＋ ( Ｃ ) 5. 原子形成化合物时需符合八隅体规则，所谓的八隅体规则是指： (Ａ)化合物形成时，各原子均使用8个电子来键结 (Ｂ)化合物形成时，其电子数的总和为钝气的电子数 (Ｃ)形成化合物时，各原子倾向具有与钝气相同的8个价电子数 (Ｄ)化合物形成时，价电子数总和为8的倍数 (Ｅ)两原子间价电子数总和为8者才能形成化合物 ( Ａ ) 6. 下列分子中何者两原子间共享三对电子？ (Ａ) N 2 (Ｂ) O 2 (Ｃ) H 2 (Ｄ) F 2 (Ｅ) CO 2 ( Ｃ ) 7. 一个氯化氢分子中有几对孤电子对？ (Ａ) 1对 (Ｂ) 2对 (Ｃ) 3对 (Ｄ) 4对 (Ｅ) 5对 二 多選題 第2章 物质的构造与特性 2-1 八隅体与路易斯结构 （2. (Ａ) 6个；(Ｂ) 5个；(Ｃ) 6个；(Ｄ) 7个；(Ｅ) 2个。） （6. (Ａ) 3对；(Ｂ) 2对；(Ｃ) 1对；(Ｄ) 1对；(Ｅ) 2对。） （7. H Cl 有3对弧电子对。） （1. (Ａ)皆为2个；(Ｂ) 5B ：3个，16S ：6个； (Ｃ)皆为5个；(Ｄ) 9F ：7个，18Ar ：8个； (Ｅ) 3Li ：1个，13Al ：3个。）
路易斯结构式 在弗兰克兰结构式基础上，Lewis 提出了“共用电子对理论” “—”表示共用一对电子。H—H “＝”表示共用两对电子。H—O—H O＝O “≡”表示共用三对电子。N≡N 弗兰克兰的“化合价”=Lewis 的电子共用电子对数目。 ① 柯赛尔的“八隅律” 认为稀有气体的8e 外层是一种稳定构型。 其它原子倾向于共用电子而使其外层达到8e 外层。 如：H—O—H H—C≡N ② 成键电子与孤对电子的表示 成键电子=键合电子——指形成共价键的电子。孤 对电子——指没有参与化合键形成的电子。 ③ 结构式的表示： 键合电子——用线连 孤对电子——用小黑点 如：H—N—H N≡N ④ Lewis 电子结构式的局限性 按柯赛尔的“八隅律”规则，许多分子的中心原子周围超出8e 但仍然稳定。 如：PCl5 BCl3 B 周围5 个e 这些需要用现代价键理论来解释。 杂化轨道 杂化轨道理论（hybrid orbital theory）杂化轨道理论（hybrid orbital theory)是1931 年由鲍林(Pauling L)等人在价键理论的基础上提出，它实质上仍属于现代价键理论，但是它在成键能力、分子的空间构型等方面丰富和发展了现代价键理论。 要点 1.在成键的过程中，由于原子间的相互影响，同一原子中几个能量相近的不同类型的原子轨道（即波函数），可以进行线性组合，重新分配能量和确定空间方向，组成数目相等的新原子轨道，这种轨道重新组合的方式称为杂化（hybridization),杂化后形成的新轨道称为杂化轨道（hybrid orbital)。 2.杂化轨道的角度函数在某个方向的值比杂化前的大得多，更有利于原子轨道间最大程度地重叠，因而杂化轨道比原来轨道的成键能力强（轨道是在杂化之后再成键）。
富缺電子化合物路易斯結構式の書寫 ①缺電子結構——價電子，包括形成共價鍵の共用電子對之內，少於8電子の，稱為缺電子結構。例如，第3主族の硼和鋁，中性原子只有3個價電子，若一個硼原子和其它原予形成3個共用電子對，也只有6個電子，這就是缺電子結構。典型の例子有BCl 3、AlCl 3（這些化學式是分子式，即代表一個分子の結構）。缺電子結構の分子有接受其它原子の孤對電予形成配價鍵の能力。例如：BCl 3＋:NH 3＝Cl 3B ←NH 3 能夠接受電子對の分子稱為“路易斯酸”，能夠給出電子對の分子稱為“路易斯堿”。路易斯酸和路易斯堿以配價鍵相互結合形成の化合物叫做“路易斯酸堿對”。 ②多電子結構例如，PCl 5裏の磷呈5價，氯呈1價。中性磷原予の價電子數為5。在PCl 5磷原子の周圍の電子數為10，超過8。這種例外只有第3周期或更高周期の元素の原子才有可能出現。 Lewis 結構式 1.書寫方法 2.共振 有時，一個分子在不改變其中の原子の排列の情況下，可以寫出一個以上合理の路易斯結構式，為解決這一問題，鮑林提出所謂の“共振”の概念，認為該分予の結構是所有該些正確の路易斯結構式の總和，真實の分子結構是這些結構式の“共振混合體”。 （1）．Lewis 結構式穩定性の判據 ?? 形式電荷Q F 如何判斷路易斯結構式の穩定性:形式電荷 形式電荷Q F =價電子數－鍵數－孤電子數 ( 形式電荷=價電子數-成鍵電子數/2-反鍵電子數 ) Q F の絕對值盡可能小; Q F =0の結構式是最穩定の路易斯結構式;要避免相鄰兩原子間の形式電荷為同號; 如果一個共價分子有幾種可能のLewis 結構式，那麼通過Q F の判斷，應保留最穩定 和次穩定の幾種Lewis 結構式，它們互稱為共振結構。例如： H －N ＝N ＝N H －N －N ≡N, 互稱為HN 3の共振結構式。 (1) Q F の由來： 以CO 為例 n o = 2 ? 8 = 16 n v = 4 + 6 =10 n s / 2 = (16 - 10) / 2 = 3 n l / 2 = (10 - 6) / 2 = 2 為了形成三對平等の共價鍵，可以看作O 原子上の一個價電子轉移給C 原子， 即： ，所以氧原子のQ F 為+1，碳原子のQ F 為-1。 從這個實例中可以看出：形式電荷與元素性質沒有任何直接聯系，它是共價鍵形成の平等與否の標志。 (2) Q F の計算： Q F = 原子の價電子數 - 鍵數 - 孤電子數 在CO 中， Q F(C) = 4 - 3 - 2 = -1 Q F(O) = 6 - 3 - 2 = +1 C O x x x x e
基础无机：Lewis共价键理论和共振结构式 作者：虹Rreflect_F 本文受众：高中以上 Lewis共价键理论是经典的共价键理论。当然，在MO，VB等面前可能不值一提。但是原始与简单也有它的好处，如果我们可以用一些更为简单的方法去解释一些分子结构给出的信息，何乐而不为呢？就如同在适合的时候没必要使用洛仑兹变换而使用伽利略变换一样。这个也是它在基础有机化学中应用十分广泛的原因。故在这里提及一些关于Lewis结构式的内容。 *注：在Lewis结构式里我们讨论的是分子或者是以共价键组成的离子，而且主要针对主族元素。副族元素的化合物置于配位化合物部分进行讨论。 一．Lewis结构式的书写 1.八隅律 中心原子通过电子共用达到周围8价电子的稳定结构（H为2电子）。 2. 几种Lewis结构的书写方法： 一种（左图）是高中所熟知的电子式，标准式（中间）是把电子式中共用电子对用短线代替，只需要标出孤对电子。还有一种（右图）是在孤对电子较多时可以弃去孤对电子来表示分子的结构。 3. 键数的计算： 有了八隅律作为规则就可以轻易的算出化合物中的键数n。 我们设分子中有a个重原子（除了氢原子以外的其他原子，在等电子体部分中有提及）b个氢原子，那么我们所拥有的价电子数可以通过计算得出设为c。那么我们达到理想结构每个原子都达到8电子的稳定结构，所总共的电子为8a+2b，很显然我们多算了电子，而这个多算的电子数目是8a+2b-c。 这些多的电子通过共用电子对来实现互补，2个电子一根键所以总键数就是4a+b-c/2。 以HCN为例n=4*2+1-（1+4+5）/2=4，所以共4根键。 4. 形式电荷 有时我们画出来的分子周围多了电子或者少了电子，这样就可以看作多了电子的原子丢掉一个（或
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 在中学化学教学的围，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S O3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： 对复杂的分子或离子，必须首先计算其中σ键、π键、孤电子对的数目。 设n v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、n l、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：n v = nσ+ nπ+ n l。 重原子成链时，应有nσ= q+ h- 1，及nπ= 3q–n v + 1。 重原子成环时，应有nσ= q+ h，及nπ= 3q+ n v。