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化学竞赛无机部分笔记摘要。
一、路易斯结构式一、FC（形式电荷）计算公式1、公式及其表达意义V=价电子总数 L=孤对电子数（不是电子对数，电子数为电子对数的2倍） S=共用电子数FC=2、中性原子FC之和应等于零；负离子FC之和应为负值，绝对值等于所带电量；正离子FC 之和应为正值，绝对值等于所带电量。
3、注意Lewis结构式中孤电子（对）要标出，结构稳定的一般满足8电子结构。
另外形式电荷的大小与整体结构的稳定性无关，结构首先要符合八隅律，然后再考虑形式电荷大小。
绝对值越低越稳定。
在满足八隅律的前提下·以总量最低的为准。
4、形式电荷不同于氧化数。
二、路易斯结构式画法1、首先确定分子骨架，通过电离能，较低在中间。
2、依照路易斯结构规则讨论价电子总数3、讨论按八隅体规则共需多少电子4、确定成键电子=所需总数-价电子总数5、合理排列，画出简图6、添加孤对电子7、成键连线，标孤对电子8、检验FC，选择FC最低的结构三、共振杂化1、共振论认为，如果一个物质存在两种以上满足共振要求的路易斯结构，这类物质只能用共振式来书写，而且它们实际上综合具有这些结构的特点。
每一个共振中的结构称为共振结构或极限结构，而这样的物质看作由共振结构“杂化”而成，称为杂化体。
2、共振能杂化体的能量总是低于各极限结构，常用共振能的概念来表示该降低值。
它被定义为杂化体能量低于最稳定极限结构能量的数值，常与另一个概念离域能混用。
电子的离域降低了轨道能，增加了分子的稳定性，常会造成分子的芳香性，如苯。
共振能随着极限结构数的增多而增大，尤其是存在等价极限结构时（能量相等）。
可由量子化学计算、热化学方法或分子的氢化热来估计共振能。
四、八隅体规则不适用的情况1、奇数价电子情况1）、自由基时未成对电子添加在中心原子上，单电子导致自由基化学性质活泼。
在体内人即需要自由基有有酶修复自由基造成的损害。
2）、一氧化氮（NO）属于自由基（这种缺少了一个电子，而又非常活跃的原子或分子的自由基，自由基，化学上也称为“游离基”，是指化合物的分子在光热等外界条件下，共价键发生均裂而形成的具有不成对电子的原子或基团。
常见路易斯结构式大全路易斯结构是一种用于描述分子和离子的电子分布的图示方法。
在路易斯结构中，化学键由共用电子对表示，孤立电子对用未成对的电子表示。
以下是一些常见的物质的路易斯结构：1.甲烷（CH4）：在甲烷中，碳原子与四个氢原子形成共价键。
碳原子周围有四对未成对的电子，每对电子都与一个氢原子共享，形成四个碳-氢键。
HH-C-HH2.二氧化碳（CO2）：二氧化碳中，碳原子与两个氧原子形成共价键。
碳原子周围有两对未成对的电子，每对电子都与一个氧原子共享，形成两个碳-氧键。
OO=C=OO3.水（H2O）：在水中，氧原子与两个氢原子形成共价键。
氧原子周围有两对未成对的电子，每对电子都与一个氢原子共享，形成两个氧-氢键。
HH-O-H4.氯化钠（NaCl）：氯化钠是由钠阳离子和氯阴离子组成的离子晶体。
钠原子失去一个电子变为阳离子，氯原子获得一个电子成为阴离子。
Na+Cl-.[]:5.氨（NH3）：在氨中，氮原子与三个氢原子形成共价键。
氮原子周围有一个未成对的电子对，与三个氢原子共享电子对，形成三个氮-氢键。
H/H-N-H\H6.二氯甲烷（CH2Cl2）：在二氯甲烷中，碳原子与两个氢原子和两个氯原子形成共价键。
碳原子周围有一个未成对的电子对和三个碳-氯键。
HClH-C-C-ClHCl7.乙醇（C2H5OH）：乙醇是酒精的化学名称。
在乙醇中，碳原子与一个氢原子和一个羟基（OH基团）形成共价键。
碳原子周围有两个未成对的电子对，羟基和碳原子之间形成一个碳-氧键。
HHH-C-C-HOH这些是一些常见物质的路易斯结构。
这种结构表示法对于理解分子的电子分布和化学性质非常有帮助。
离子的路易斯结构式一、氯离子（Cl-）氯离子是一种带有负电荷的离子，其路易斯结构式可以用符号Cl-表示。
在氯离子的路易斯结构中，氯原子失去了一个电子，形成了一个负电荷。
氯离子通常与金属离子形成离子键，例如与钠离子（Na+）形成氯化钠（NaCl）晶体。
氯离子在反应中具有较强的亲电性，常参与氧化还原反应。
二、氧离子（O2-）氧离子是一种带有负二价电荷的离子，其路易斯结构式可以用符号O2-表示。
在氧离子的路易斯结构中，氧原子获得了两个电子，形成了负二价。
氧离子在化合物中通常以氧化物的形式存在，例如氧化钙（CaO）和氧化铝（Al2O3）。
氧离子是许多化学反应中的重要参与者，例如酸碱中和反应和氧化还原反应。
三、氢离子（H+）氢离子是一种带有正电荷的离子，其路易斯结构式可以用符号H+表示。
在氢离子的路易斯结构中，氢原子失去了一个电子，形成了一个正电荷。
氢离子在溶液中通常以质子（H+）的形式存在。
质子是酸碱反应中的重要参与者，它可以与氢氧根离子（OH-）结合形成水分子（H2O）。
四、铵离子（NH4+）铵离子是一种带有正电荷的离子，其路易斯结构式可以用符号NH4+表示。
在铵离子的路易斯结构中，氮原子与四个氢原子共享电子，形成正电荷。
铵离子是一种常见的阳离子，广泛存在于氨肥和某些药物中。
铵离子具有良好的水溶性和离子交换性质，常用于肥料和水处理。
五、硫酸根离子（SO4^2-）硫酸根离子是一种带有负二价电荷的离子，其路易斯结构式可以用符号SO4^2-表示。
在硫酸根离子的路易斯结构中，硫原子与四个氧原子共享电子，形成负二价。
硫酸根离子是一种常见的阴离子，广泛存在于硫酸盐化合物中。
硫酸根离子具有较强的酸性和良好的水溶性，常用于工业生产和实验室试剂。
在化学中，离子的路易斯结构式是一种重要的表示方法，它可以帮助我们理解离子的电子位置和化学性质。
本文介绍了几种常见离子的结构和特点，包括氯离子、氧离子、氢离子、铵离子和硫酸根离子。
6.3 共价分子的空间构型
6.3.1 路易斯结构式
1916年美国化学家路易斯(G. N. Lewis)提出了共价键理论：在分子中两个原子间以共用电子对吸引两个相同的核；
电子配对后各原子都有8(或2)电子稳定结构。
原子间通过共享电子对的方式形成的化学键，为共价键。
路易斯结构式：“”代表电子对；“—”代表一个共价键。
如：H2O、HCl、CCl4分子的路易斯结构式：
O、Cl、C形成八隅体，H有2e(He构型);
都达到了稀有气体的稳定结构。
路易斯理论指出了离子化合物和共价化合物的区别。
不能合理解释非八隅体化合物分子结构。
如PCl5和BF3：
也有人把这种“点、线”表示的结构式统称为路易斯结构式。
该理论也不能说明分子的空间几何构型。
P219习题6-5。
路易斯结构式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≡N②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≡N④Lewis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）。
电⼦云的形状3.杂化轨道之间⼒图在空间取最⼤夹⾓分布，使相互间的排斥能最⼩，故形成的键较稳定。
不同类型的杂化轨道之间夹⾓不同，成键后所形成的分⼦就具有不同的空间构型。
类型简介理论基础按参加杂化的原⼦轨道种类，轨道杂化有sp和spd两种主要类型，分为sp杂化电⼦云图sp,sp2,sp3,dsp2,sp3d,sp3d2,d2sp3,按杂化后形成的⼏个杂化轨道的能量是否相同，轨道的杂化可分为等性和不等性杂化。
硝酸路易斯结构式书写方法硝酸（HNO3）是一种常见的无机化合物，常用于实验室和工业中。
硝酸分子由一个氢原子、一个氮原子和三个氧原子组成。
其中氮原子和三个氧原子通过共价键相连，而氢原子与氮原子通过离子键相连。
为了更好地表示硝酸的结构，我们可以使用路易斯结构式。
路易斯结构式是一种表示分子中原子之间相互作用的示意图，通过显示原子之间的键和孤对电子来描述共有键和非键电子。
首先，让我们确定硝酸中每个原子的电子数。
氢原子（H）通常具有1个电子，氮原子（N）通常具有7个电子，而氧原子（O）通常具有6个电子。
根据路易斯结构的规则，我们首先将原子之间的键连接起来。
氮原子与三个氧原子之间通过氮-氧共价键相连。
由于氮原子需要共享3个电子，每个氮-氧键将提供一个电子。
因此，我们可以在氮原子周围画出三个氮-氧键（N=O）。
接下来，我们考虑氮原子和氢原子之间的离子键。
离子键由电子从氮原子跳到氢原子形成。
根据离子键的特性，氮原子会失去一个电子，氢原子会获得一个电子。
因此，我们可以在氮原子和氢原子之间画出一个电子带正电的箭头，表示氮原子的正电荷和氢原子的负电荷。
最后，我们考虑氧原子周围的非键电子。
根据氧原子的电子数，我们知道每个氧原子有两个非键电子。
在路易斯结构中，我们可以使用点（.）表示非键电子。
因此，我们可以在每个氧原子周围画出两个点，表示两个非键电子。
最终，硝酸的路易斯结构式如下：O//O=N+O\\O在路易斯结构式中，氮原子被环绕在三个氧原子之间，与每个氧原子通过氮-氧共价键相连。
氮原子周围有一个正电荷，表示它失去了一个电子。
每个氧原子周围有两个非键电子，表示它们的电子结构已满。
总结来说，硝酸的路易斯结构式显示了硝酸分子中原子之间的键和非键电子的配置。
这种表示方法有助于我们更好地理解和研究硝酸分子的性质和反应。
希望这个解释对您有所帮助。
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≡N② 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≡N④ 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）。
电子云的形状3.杂化轨道之间力图在空间取最大夹角分布，使相互间的排斥能最小，故形成的键较稳定。
不同类型的杂化轨道之间夹角不同，成键后所形成的分子就具有不同的空间构型。
类型简介理论基础按参加杂化的原子轨道种类，轨道杂化有sp 和spd 两种主要类型，分为sp 杂化电子云图sp,sp2,sp3,dsp2,sp3d,sp3d2,d2sp3,按杂化后形成的几个杂化轨道的能量是否相同，轨道的杂化可分为等性和不等性杂化。
于1931 年，鲍林提出一个原子中的几个原子轨道经过再分配而组成的互相等同的轨道。
原子在化合成分子的过程中，根据原子的成键要求，在周围原子影响下，将原有的原子轨道进一步线性组合成新的原子轨道。
这种在一个原子中不同原子轨道的线性组合，称为原子轨道的杂化。
杂化后的原子轨道称为杂化轨道。
杂化时，轨道的数目不变，轨道在空间的分布方向和分布情况发生改变。
组合所得的杂化轨道一般均和其他原子形成较强的σ键或安排孤对电子，而不会以空的杂化轨道的形式存在。
在某个原子的几个杂化轨道中，全部由成单电子的轨道参与的杂化，称为等性杂化轨道；有孤对电子参与的杂化，称为不等性杂化轨道。
杂化轨道具有和s，p 等原子轨道相同的性质，必须满足正交，归一性。
价键理论对共价键的本质和特点做了有力的论证，但它把讨论的基础放在共用一对电子形成一个共价键上，在解释许多分子、原子的价键数目及分子空间结构时却遇到了困难。
例如C 原子的价电子是2s22p2，按电子排布规律，2 个s 电子是已配对的，只有2 个p 电子未成对，而许多含碳化合物中C 都呈4 价而不是2 价，可以设想有1 个s 电子激发到p 轨道去了。
那么1 个s 轨道和3 个p 轨道都有不成对电子，可以形成4 个共价键，但s 和p 的成键方向和能量应该是不同的。
而实验证明：CH 4 分子中，4 个C-H 共价键是完全等同的，键长为114pm，键角为109.5°。
BCl3，BeCl2，PCl3 等许多分子也都有类似的情况。
为了解释这些矛盾，1928 年Pauling 提出了杂化轨道概念，丰富和发展了的价键理论。
他根据量子力学的观点提出：在同一个原子中，能量相近的不同类型的几个原子轨道在成键时，可以互相叠加重组，成为相同数目、能量相等的新轨道，这种新轨道叫杂化轨道。
sp3 杂化电子云图C 原子中1 个2s 电子激发到2p 后，1 个2s 轨道和3 个2p 轨道重新组合成4 个sp3 杂化轨道[1]，它们再和4 个H 原子形成 4 个相同的C-H 键，C 位于正四面体中心，4 个H 位于四个顶角。
种类杂化轨道种类很多，如三氯化硼(BCl3)分子中B 有sp2 杂化轨道，即由1 个s 轨道和2 个p 轨道组合成 3 个sp2 杂化轨道，在氯化铍(BeCl2)中有sp 杂化轨道，在过渡金属化合物中还有 d 轨道参与的sp3d 和sp3d2 杂化轨道等。
以上几例都是阐明了共价单键的性质，至于乙烯和乙炔分子中的双键和三键的形成，又提出了σ键和π键的概念。
如把两个成键原子核间联线叫键轴，把原子轨道沿键轴方向“头碰头”的方式重叠成键，称为σ键。
把原子轨道沿键轴方向“肩并肩”的方式重叠，称为π 键。
例如在乙烯(C2H4)分子中有碳碳双键(C=C)，碳原子的激发态中2px，2py 和2 s 形成sp2 杂化轨道，这3 个轨道能量相等，位于同一平面并互成120℃夹角，另外一个2pz 轨道未参与杂化，位于与平面垂直的方向上。
碳碳双键中的sp2 杂化如下所示。
这 3 个sp2 杂化轨道中有2 个轨道分别与2 个H 原子形成σ 单键，还有1 个s p2 轨道则与另一个C 的sp2 轨道形成头对头的σ 键，同时位于垂直方向的pz 轨道则以肩并肩的方式形成了π 键。
也就是说碳碳双键是由一个σ 键和一个π 键组成，即双键中两个键是不等同的。
π 键原子轨道的重叠程度小于σ 键，π 键不稳定，容易断裂，所以含有双键的烯烃很容易发生加成反应，如乙烯(H2C=CH2)和氯(Cl2)反应生成氯乙烯(Cl—CH2—CH2—Cl)。
乙炔分子(C2H2)中有碳碳三键(HC≡CH)，激发态的C 原子中2s 和2px 轨道形成sp 杂化轨道。
这两个能量相等的sp 杂化轨道在同一直线上，其中之一与H 原子形成σ单键，另外一个sp 杂化轨道形成 C 原子之间的σ键，而未参与杂化的py与pz 则垂直于x 轴并互相垂直，它们以肩并肩的方式与另一个 C 的py，pz 形成π 键。
即碳碳三键是由一个σ键和两个π键组成。
这两个π键不同于σ键，轨道重叠也较少并不稳定，因而容易断开，所以含三键的炔烃也容易发生加成反应。
VSEPR(价电子层互斥模型)通过成键电子对数与孤电子对数可判断中心原子杂化模型，成键电子对数：AB n 中n 的值；孤电子对数：（A 价电子数-A 成键电子数）/2。
价电子对总数即两者之和，如价电子对总数为 2 时为sp 杂化（直线形），为3 时为sp2 杂化（平面三角形），为4 时为sp3 杂化（四面体），5——sp3d（三角双锥），6——sp3d2（八面体）。
而成键电子对数与孤电子对数的不同使得分子的几何构型不同。
轨道的相互叠加过程叫原子轨道的杂化。
原子轨道叠加后产生的新的原子轨道叫杂化轨道。
⑴在形成分子（主要是化合物）时，同一原子中能量相近的原子轨道(一般为同一能级组的原子轨道) 相互叠加（杂化）形成一组的新的原子轨道。
⑵ 杂化轨道比原来的轨道成键能力强，形成的化学键键能大，使生成的分子更稳定。
由于成两个P 轨道形成的大π 键键原子轨道杂化后，轨道角度分布图的形状发生了变化（形状是一头大，一头小），杂化轨道在某些方向上的角度分布，比未杂化的p 轨道和s 轨道的角度分布大得多，它的大头在成键时与原来的轨道相比能够形成更大的重叠，因此杂化轨道比原有的原子轨道成键能力更强。
⑶ 形成的杂化轨道之间应尽可能地满足最小排斥原理（化学键间排斥力越小，体系越稳定），为满足最小排斥原理, 杂化轨道之间的夹角应达到最大。
⑷ 分子的空间构型主要取决于分子中σ 键形成的骨架，杂化轨道形成的键为σ键，所以，杂化轨道的类型与分子的空间构型相关。
杂化类型详述sp 杂化同一原子内由一个ns 轨道和一个np 轨道发生的杂化，称为sp 杂化。
杂化后组成的轨道称为sp 杂化轨道。
sp 杂化可以而且只能得到两个sp 杂化轨道。
实验测知，气态BeCl2 中的铍原子就是发生sp 杂化，它是一个直线型的共价分子。
Be 原子位于两个Cl 原子的中间，键角180°，两个Be－Cl 键的键长和键能都相等sp2 杂化同一原子内由一个ns 轨道和二个np 轨道发生的杂化，称为sp2 杂化。
杂化后组成的轨道称为sp2 杂化轨道。
气态氟化硼（BF3）中的硼原子就是sp2 杂化，具有平面三角形的结构。
B 原子位于三角形的中心，三个B－F 键是等同的，键角为 1 20°（3）sp3 杂化同一原子内由一个ns 轨道和三个np 轨道发生的杂化，称为sp3 杂化，杂化后组成的轨道称为sp3 杂化轨道。
sp3 杂化可以而且只能得到四个sp3 杂化轨道。
CH4 分子中的碳原子就是发生sp3 杂化，它的结构经实验测知为正四面体结构，四个C－H 键均等同，键角为109°28′。
这样的实验结果，是电子配对法所难以解释的，但杂化轨道理论认为，激发态 C 原子（2s12p3）的2s 轨道与三个2p 轨道可以发生sp3 杂化，从而形成四个能量等同的sp3 杂化轨道价层电子对互斥模型在1940 年，希吉维克（Sidgwick）和坡维尔（Powell）在总结实验事实的基础上提出了一种简单的理论模型，用以预测简单分子或离子的立体结构。
这种理论模型后经吉列斯比（R.J,Gillespie）和尼霍尔姆（Nyholm）在20 世纪50 年代加以发展，定名为价层电子对互斥模型，简称VSEPR（Valence Shell Electron Pair Repulsi on）。
价层电子对互斥理论(英文VSEPR)，是一个用来预测单个共价分子形态的化学模型。
理论通过计算中心原子的价层电子数和配位数来预测分子的几何构型，并构建一个合理的路易斯结构式来表示分子中所有键和孤对电子的位置。
同时，也是一种较简便的判断共价分子几何形状的方法，该理论紧紧抓住中心原子价层电子对数目这一关键因素，运用分子的几何构型取决于价层电子对数目这一假设，成功的解释并推测了许多简单分子的几何形状．二氧化硫4sp3 正四面体0 正四面体甲烷1 三角锥氨2V 字型水5sp3d 三角双锥0 三角双锥PCl51 变形四面体(跷跷板型)TeCl42T 字型ClF33 直线型I3-6sp3d2 正八面体0 正八面体六氟化硫 1 四方锥IF52 平面四边形ICl4-3T 字型4 直线型7sp3d 3 五角双锥0 五角双锥IF7价层电子对互斥理论常用AXE 方法计算分子构型。
