化學(xué)競賽專題講座二：共價粒子的空間構(gòu)型(分子結(jié)構(gòu))

1、化學(xué)競賽專題講座二、共價粒子的空間構(gòu)型（分子結(jié)構(gòu)）元素原子所形成共價粒子的空間構(gòu)型（判定理論） Lewis結(jié)構(gòu) 共振論價層電子互斥模型（VSEPR）等電體原理雜化軌道（一）共價粒子Lewis結(jié)構(gòu)式每個原子價層電子數(shù)達到8（H為2），即為穩(wěn)定結(jié)構(gòu)八隅律電子式（點式）結(jié)構(gòu)式（線式）點線式 一、Lewis結(jié)構(gòu) 共振論1令共價粒子中所有原子價層電子數(shù)為8（H為2）時的電子總數(shù)為n0，實際各原子價層電子數(shù)之和（加陰離子的電荷數(shù)、減陽離子的電荷數(shù)）為nv，則： 共價鍵數(shù)=(n0nv)/2 其中n0nv= ns共用電子數(shù) 2依上述要求寫出各種Lewis結(jié)構(gòu)式（以點線式表示），并用形式電荷QF對其穩(wěn)定性進行判

2、斷： QF = nvnr（孤對電子數(shù)）ns = 某原子所形成的價鍵數(shù)該原子的單電子數(shù)（碳C為4） 8該原子價電子數(shù)對原子為8電子構(gòu)型的粒子的簡捷判定式 a.各原子的QF為零的結(jié)構(gòu)最穩(wěn)定； b.若相鄰原子的QF0時，通常是 QF要小；非金屬性強（電負性大）的原子QF0，另一原子QF0為穩(wěn)定結(jié)構(gòu)； 相鄰原子的QF為同號則不穩(wěn)定，但N2O4例外。O ONNO OH HNNH H00中NN鍵的鍵長 中的NN鍵鍵長。（二）共振論“ ” 共價粒子若有不只1個相對合理的Lewis結(jié)構(gòu)式表示，在不改變原子的相對位置時，變換價鍵表示形式，用 表示，粒子的真實結(jié)構(gòu)看作是這些Lewis式的“混各共振體中指定價鍵的總

3、數(shù)共振體總數(shù)鍵級=合”。則粒子中的價鍵特征平均化，且體系能量低于每個共振體的能量。 （三）鍵級 【1】 N2F2有三種異構(gòu)體（已合成了2種）、N4H4（H化學(xué)環(huán)境完全相同），寫出它們的Lewis式并討論其穩(wěn)定性。 N=NF FF N=N FFN=NFF F N=NN2F2 ： N=NH2N NH2 H N NHN NHH2NN=N NH2H2N NH2N=NN4H4： 反式 順式穩(wěn)定性依次減小 Cl +SS N N S【例2】確定 中SN鍵的鍵長。 因為：n0 = 68 = 48 ， n v= 3 6 + 25 + 71 = 34所以：共價鍵數(shù)=(n0n v)/2 =(4834)/2 = 7

4、Cl +SS N N S+2Cl +SS N N S+2Cl +SS N N SCl +SS N N SCl +SS N N S較穩(wěn)定 最穩(wěn)定（S=N鍵的鍵長最短）（四）特殊粒子 1奇電子數(shù)的粒子 NO2： ：為三電子鍵，相當(dāng)于雙鍵。2缺電子粒子 BF3： n0 = 48 = 32 ， n v= 37 + 3 = 24，共價鍵數(shù) =(n0n v)/2 =(3224)/2 = 4 F F F F F F B B BF F F 1 31 31鍵級：F FBF鍵級： 1所以：BF3分子中BF鍵的鍵級為11 31 31 3富電子粒子 POCl3： 中心原子P，若不修正，仍為8電子型；若修正為10電子型

5、，則有 （1）不修正時，n0 = 58 = 40 ， n v= 37 + 6 + 5 = 32，共價鍵數(shù)=(n0n v)/2 =(4032)/2 =4鍵級 PO 1 PCl 1 ClOPCl Cl （2）修正后，n0 = 48 + 10 = 42 ， n v= 37 + 6 + 5 = 32，鍵級 P=O 2PCl 1共價鍵數(shù) =(n0n v)/2 =(4232)/2 = 5綜合分析，穩(wěn)定性 比 強，分子中P=O鍵的鍵級為1.52。ClOPCl Cl【例3】NSF是一種不穩(wěn)定的化合物，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(chǎn)物A、B、C的L

6、ewis結(jié)構(gòu)式。（2）預(yù)期A、B、C中哪一個NS鍵最長？哪一個NS鍵最短？為什么？（3）假設(shè)有NSF的同分異構(gòu)體存在SNF，請按照（1）、（2）內(nèi)容回答問題?！窘馕觥浚?）先計算出NSF的共價鍵數(shù)：即N=SF 若不修正， n0 = 38 = 24 ，n v= 5 + 6 + 7 = 18，共價鍵數(shù)=(n0n v)/2 =(2418)/2 = 3， NFS SF N N SF 若將S修正為n0 = 10，則NSF的Lewis的結(jié)構(gòu)式為NSF，其中N、S、F的形式電荷均為0。 3 NSF C： NSB： ：N=SF F A（2）從A、B、C的結(jié)構(gòu)看，C的NS鍵最短，因為NS之間為共價叁鍵，A、B結(jié)

7、構(gòu)中NS之間都為共價鍵，但A中存在離域鍵，所以A中NS鍵最長。（3）當(dāng)SNF排列時，Lewis結(jié)構(gòu)式為S=NF，各原子的形式電荷均為0。C： NS3S=NFF NS SFN NF SB：S=NF FA： H CHC CHHC CH C H H CHC CHHC CH C H 【例4】分析苯和硝酸根的共振體。CC鍵的鍵級為1.5 N:O: :O:O: :O:N:O O:O:N:O O: 113NO鍵的鍵級為二、現(xiàn)代共價鍵理論 （一）價鍵理論要點（電子配對法VB法）1、兩原子接近時，自旋方向相反的未成對的價電子可以配對，形成共價鍵。2、成鍵電子的原子軌道如能重疊越多，所形成的共價鍵就越牢固最大重疊

8、原理。（二）共價鍵的特征1、飽和性按要點1可推知原子的一個未成對電子如果跟另一個原子的自旋方向相反的電子配對成鍵后就不能跟第三個原子的電子配對成鍵，說明一個原子形成共價鍵的能力是有限的，這決定了共價鍵具有飽和性。2、方向性按要點2可推知，形成共價鍵時，成鍵電子的原子軌道只有沿著軌道伸展的方向進行重疊，才能實現(xiàn)最大限度的重疊，這就決定了共價鍵具有方向性。表征共價粒子的 空 間 結(jié) 構(gòu)（三）鍵參數(shù)表征共價鍵性質(zhì)的物理量 1、鍵能（鍵級）表征鍵的強弱2、鍵長成鍵兩原子核間距離3、鍵角（）共價鍵與共價鍵的夾角（0180）4、鍵矩（）表征鍵的極性，=qd（正負電荷中心間的距離d與正或負電中心上的電荷q的

9、乘積，單位c m）。鍵矩是一個矢量，方向指向電負性大的原子。分子的偶極矩：雙原子分子的偶極矩就是鍵矩；多原子分子的偶極矩是分子中鍵矩的矢量和。HX的偶極矩XFClBrI氣態(tài)分子的偶極矩/1030C m6.373.572.671.40氣態(tài)分子的鍵長/pm92128141162X上的電荷0.4320.1740.1180.054共價鍵的離子性/%43.217.411.85.40（四）共價鍵的類型1、鍵 沿鍵軸方向以“頭碰頭”的方式發(fā)生原子軌函重疊，如s-s、s-px、px-px等，軌函重疊部分是沿著鍵軸呈圓柱型分布。 x x s-s px-px2、鍵 原子軌函以“肩并肩”（或平行）的方式發(fā)生重疊，如

10、py-py、pz-pz、py-dxy、pz-dxz等。 z z z z xx pz-pz pz-dxzN2分子結(jié)構(gòu)如下：N原子結(jié)構(gòu)為1s22s22px12py12pz1，即三個未成對的p電子分別密集在三個互相垂直的對稱軸上。 肩并肩pz-pz 肩并肩py-py 頭碰頭px-px 共價鍵 根據(jù)電子對的提供情況分共價鍵 配位鍵 非極性鍵 根據(jù)電子對的偏移情況分 極性鍵 常見形式 單電子鍵，如HH+ 鍵 三電子鍵，如He He+ H + 缺電子多中心鍵，如 H H6 根據(jù)原子軌函的重疊情況分 雙鍵和三鍵中一定含鍵 n n= m，如 6319 多原子共用 m nm，如O3、SO2 4鍵 nm，如( )

11、 3C+ 18三電子鍵，如 、 + （與鍵共生） 三、價層電子對互斥理論（VSEPR）只適用于中心原子為主族或零族元素原子的單中心粒子，不適用于多中心體系如I5、I8、I9等。1對ABn粒子而言（A為中心原子，B為配體。粒子所帶電荷省去）。A原子的價電子提供給配體B，且使B原子的價電子總數(shù)為8（H為2）；若ABn為離子，則從A原子的陰陽 價電子數(shù)離子的電荷數(shù)；若A原子上仍有剩余價電子則作孤電子對E，故有：孤電子對數(shù) = A原子剩余電子數(shù)/2 （如果得出0.5，亦取整數(shù)1）。ABn粒子的穩(wěn)定構(gòu)型必須要求能量最低，則價層電子對斥力最小。若A原子上無孤對電子，AB鍵的鍵角取最大；若A原子上有孤對電子

12、，價層電子對的斥力大小順序為：孤電子對孤電子對孤電子對成鍵電子對成鍵電子對成鍵電子對 大鍵角位置 小鍵角位置 最小鍵角位置 根據(jù)VSEPR理論，若A原子上有2對以上孤電子對， ABn的穩(wěn)定構(gòu)型必須同時考慮孤電子對間的夾角（盡可能大）和孤電子對成鍵電子對間夾角（盡可能大）。鑒于此：AB3E2型粒子（E為孤電子對），應(yīng)將孤電子對放在雙錐體的三角平面內(nèi)：若還有雙鍵，雙鍵亦放在此平面內(nèi)，如XeOF2 四、雜化軌道理論（hybrid orbital theory）雜化軌道理論是1931年由Pauling L等人在價鍵理論的基礎(chǔ)上提出，它實質(zhì)上仍屬于現(xiàn)代價鍵理論，但它在成鍵能力、分子的空間構(gòu)型等方面豐富和

13、發(fā)展了現(xiàn)代價鍵理論。1雜化軌道理論的要點：（1）在成鍵過程中，由于原子間的相互影響，同一原子中幾個能量相近的不同類型的原子軌道（即波函數(shù)），可以進行線性組合，重新分配能量和確定空間方向，組成數(shù)目相等的新的原子軌道，這種軌道重新組合的過程稱為雜化（hybridization），雜化后形成的新軌道稱為 雜化軌道（hybrid orbital）。 （2）雜化軌道的角度波函數(shù)在某個方向的值比雜化前的大得多，更有利于原子軌道間最大程度地重疊，因而雜化軌道比原來軌道的成鍵能力強。 （3）雜化軌道之間力圖在空間取最大夾角分布，使相互間的排斥能最小，故形成的鍵較穩(wěn)定。不同類型的雜化軌道之間的夾角不同，成鍵后所

14、形成的分子就具有不同的空間構(gòu)型。2軌道雜化類型及實例 按參加雜化的原子軌道種類，軌道的雜化有sp和spd兩種主要類型。按雜化后形成的幾個雜化軌道的能量是否相同，軌道的雜化可分為等性雜化和不等性雜化。（1） sp雜化E （2）sp2雜化E （3）sp3雜化E sp型的三種雜化雜 化 類 型spsp2sp3參與雜化的原子軌道1個 s + 1個p1個s + 2個p1個s + 3個p雜 化 軌 道 數(shù)2個sp雜化軌道3個sp2雜化軌道4個sp3雜化軌道雜化軌道間夾 間 構(gòu) 型直 線正三角形正四面體實 例BeCl2、C2H2BF3、C2H4CH4、CCl4（4） spd型雜化能

15、量相近的（n1）d與ns、np軌道或ns、np與nd軌道組合成新的dsp或spd型雜化軌道的過程可統(tǒng)稱為spd型雜化。雜化形成過程如sp3d可表示為：一般這種類型的雜化比較復(fù)雜，它們通常存在于過渡元素形成的化合物中（將在第十一章配位化合物中介紹）。下面列出幾種典型的雜化實例：a b c雜化類型dsp2dsp3d2sp3 或sp3d2雜化軌道數(shù)456空間構(gòu)型平面四方形圖a三角雙錐圖b八 面 體圖c實 例Ni(CN)4PCl5Fe(CN)63、Co(NH3)62+（5）等性雜化和不等性雜化1等性雜化雜化后所形成的幾個雜化軌道所含原來軌道成分的比例相等，能量完全相同，這種雜化稱為等性雜化（equiv

16、alent hybridization）。通常，若參與雜化的原子軌道都含有單電子或都是空軌道，其雜化是等性的。如上述的三種sp型雜化，即BeCl2、BF3和CH4分子中的中心原子分別為sp、sp2和sp3等性雜化。在配離子Fe(CN)63和Co(NH3)62+中，中心原子分別為d2sp3和sp3d2等性雜化。2不等性雜化雜化后所形成的幾個雜化軌道所含原來軌道成分的比例不相等而能量不完全相同，這種雜化稱為不等性雜化（nonequivalent hybridization）。通常，若參與雜化的原子軌道中，有的已被孤對電子占據(jù)，其雜化是不等性的。 等性雜化和不等性雜化關(guān)鍵點是每個雜化軌道的狀態(tài)是不一

17、樣的。實例分析：試說明NH3、H2O分子的空間構(gòu)型。解：實驗測知，NH3分子中有3個NH鍵，鍵角為107，分子的空間構(gòu)型為三角錐形（習(xí)慣上孤對電子不包括在分子的空間構(gòu)型中）。N原子是NH3 分子的中心原子，其價層電子組態(tài)為2s22px12py12pz1。在形成NH3分子的過程中，N原子的1個已被孤對電子占據(jù)的2s軌道電子占據(jù)的2s軌道與3個含有單電子的p軌道進行sp3雜化，但在形成的4個sp3雜化軌道中，有1個已被N原子的孤對電子占據(jù)，該sp3雜化軌道含有較多的2s軌道成分，其余3個各有單電子的sp3雜化軌道則含有較多的2p軌道成分，故N原子的sp3雜化是不等性雜化。當(dāng)3個含有單電子的sp3雜

18、化軌道各與1個H原子的1s軌道重疊，就形成3個sp3s的鍵。由于N原子中有1對孤對電子不參與成鍵，其電子云較密集于N原子周圍，它對成鍵電子對產(chǎn)生排斥作用，使NH鍵的夾角被壓縮至1070（小于10928），所以NH3分子的空間構(gòu)型呈三角錐形。實驗測得，H2O分子中有2個O-H鍵，鍵角為10445，分子的空間構(gòu)型為 V形。中心原子O的價層電子組態(tài)為2s22px22py12pz1 。在形成H2O分子的過程中，O原子以sp3不等性雜化形成4個sp3不等性雜化軌道，其中有單電子的2個sp3雜化軌道含有較多的2p軌道成分，它們各與1個H原子的1s軌道重疊，形成2個sp3-s的鍵，而余下的2個含有較多2s軌

19、道成分的sp3雜化軌道各被1對孤對電子占據(jù)，它們對成鍵電子對的排斥作用比NH3分子中的更大，使OH鍵夾角壓縮至10445（比NH3分子的鍵角?。蔋2O分子具有V形空間構(gòu)型。各種ABn型的空間構(gòu)型中心原子電子對數(shù)通式圖式 與 空間構(gòu)型 （不考慮孤電子對）舉 例中心原子的雜 化 類 型2AB2直線形BeCl2、HgCl2、ZnI2、CO2、NO2+、Ag(CN)2等 sp3 AB3 正三角形BCl3、CO32、NO3、SO3（g）、B(OH)3等 sp2AB2E V形SnCl2、SO2、NO2、NO2、O3等不等性sp24 AB4 正四面體CH4、CX4、SiH4、SiX4、SnX4、XeO4

20、、NH4+、BF4、SO42、PO43、ClO4、SiO44、PH4+、PCl4+、 HgX42等 sp3AB3E 正三角錐NH3、NX3、PH3、PX3、XeO3、H3O+、ClO3、SO32等不等性sp3AB2E2 V形H2O、H2S、Cl2O、SCl2、ClO2、ClO2、NH2、I3+等不等性sp25 AB5 三角雙錐PCl5、SbCl5、SiF5等sp3dAB4E 變形四面體SF4、TeCl4、XeO42等不等性sp3dAB3E2 變形T形ClF3、BrF3等不等性sp3dAB2E3直線形ICl2、I3、XeF2等不等性sp3d6 AB6 正八面體SF6、SP6、SeF6、Te(OH

21、)6、PCl6、SiF62、IO6、AlF63、Sb(OH)6等sp3d2AB5E 正四角錐BrF5、IF5、XeOF4等不等性sp3d2AB4E2正方形XeF4、ICl4等不等性sp3d27 AB7正五角雙錐IF7sp3d3AB6E* 歪八面體XeF6、IF6不等性sp3d3*孤電子對指向三個F組成平面的中心孤電子對伸向八面體的一個棱邊的中心 2根據(jù)等電子體原理，價層電子數(shù)相等的粒子可互換： 如 O F、Cl、NH2 O NH、CH2 N CH 代換后的粒子其空間構(gòu)型基本不變，但鍵角不完全相同。例如： 等腰三角形的NO2 NOCl 正三角形的NO3NO2Cl CO32 COCl2 CO(NH

22、2)2正四面體的PO43 POCl3 ClO4 ClO3F其他型式的P4O6 金剛烷（C10H16） 烏洛托品（C6H12N 4） SO42 SO2Cl2 SO2Cl（OH） O SO3 SO3 NH SO3 SO3 CH2 SO3 SO3 NH CH3 CH3 S CH3 CH3 O CH3 CH3 CH2 CH3 CH3 五、等電體原理 1只考慮核外電子總數(shù)分 子電子數(shù) = 質(zhì)子數(shù)陰 離 子電子數(shù)質(zhì)子數(shù)陽 離 子電子數(shù)質(zhì)子數(shù)2電子型He、H2HLi+、Be2+10電子型CH4、 NH3、 H2O、 HF、NeN3、O2、F、OH、NH2Na+、Mg2+、Al3+、H3O+、NH4+18電子

23、型SiH4、 PH3、 H2S、 HCl、Ar、CH3CH3、NH2NH2、H2O2、F2、CH3F、CH3OH、CH3NH2、NH2OH（羥氨）、NH2F HOFP3、S2、Cl、HS、O22K+、Ca2+、PH4+、N2H5+ 、N2H62+ 、CH3NH3+2同時考慮電子總數(shù)（核外及最外層）和原子總數(shù)粒子中各原子間的連接方式和空間構(gòu)型相似。雙原子粒子N2、CO、CN、C22 （原子間共用3對電子）三原子粒子直線型核外電子數(shù)CO2、N2O、N3、OCN、N=C=O、ON=C、CN22最外層電子數(shù)CS2 SCN、N=C=S SN=C三原子粒子V型核外電子數(shù)O3、NO2H2OOF2最外層電子數(shù)

24、SO2H2SCl2O四原子粒子正三角形核外電子數(shù)BF3、CO32、NO3BO33最外層電子數(shù)SiO32SO3四原子粒子三角錐型核外電子數(shù)NH3、H3O+NX3SO32、ClO3最外層電子數(shù)PH3PX3SeO32、BrO3、 IO3 五原子粒子正四面體型核外電子數(shù)CH4、NH4+、BH4SiO44、PO43、SO42、ClO4CF4、PCl4+最外層電子數(shù)SiH4、PH4+、AlH4GeO44、AsO43、SeO42、BrO4、 IO4 CX4、SiX4七原子粒子正八面體型核外電子數(shù)AlF63、SiF62、PCl6SF6最外層電子數(shù)SeF6 平面 N2O4、C2O42 ； 苯與無機苯（B3N3H

25、6）其他 C（金剛石；石墨） BN（金剛石型；石墨型）【例4】分析I3+、I3、O3的空間結(jié)構(gòu)。【解析】I3+、I3中心碘原子的價電子數(shù)分別為6（7正電荷數(shù)）和8（7+負電荷數(shù)），提供2個價電子給其他2個碘原子（達8電子結(jié)構(gòu)），則中心碘原子孤電子對分別為2和3，根據(jù)VSEPR理論可知： I I III I+ O O OO3中心氧原子價電子數(shù)為6，提供4個價電子分別給其他2個氧原子（使其達到8電子結(jié)構(gòu)），則中心氧原子還有1對孤電子對，其他2個氧原子上有2對孤電子對，故O3為極性分子。熔點/沸點/273K、101kPa在水中的溶解度 （mL/1L）O2218.4 182.9649.1O3192.7

26、2111.9 494【例5】分析H3PO4的結(jié)構(gòu)【解析】第三及其之后周期的元素可能不同程度地形成pd鍵。P元素是第三周期元素，基態(tài)原子的電子排布為3s23p3，可形成不等性sp3雜化；4個配位氧原子有3個與P原子3個sp3雜化軌道上的單電子形成3個鍵，和3個氫原子形成3個鍵。第4個氧原子是非羥基氧原子，其價層電子發(fā)生重排：2s22pz22py22px0，P原子上含1對電子的sp3雜化軌道與非羥基氧原子的空軌道2px0形成配鍵（P O）。非羥基氧原子上2個2pz2、2py2分別與P原子的3dxy和3dxz空軌道“肩并肩”重疊，形成2個pd配鍵：Y z x xpxdxy配鍵 pxdxz配鍵形成(H

27、O)3P O。因為P原子3d軌道能量比氧原子2P能量高，軌道重疊不是很有效，故形成的pd鍵很弱。2個這樣的pd鍵還抵不上半個pp鍵，雖然形式上磷氧原子間是三重鍵，但其鍵長介于單鍵與雙鍵之間。 對于PO43，4個氧原子處于完全等同的位置，故磷氧原子間都存在pd鍵，只不過平均后就顯得更弱了。 第三周期元素Si、P、S、Cl和N、O、F之間都可能有類似的成鍵特點。第三周期元素Si、P、S、Cl作為中心原子所形成的pd鍵越來越強?！纠?】分析NO3的結(jié)構(gòu)4N原子基態(tài)電子排布：2s22p3，N形成2s12pz22py12px1并采取sp2雜化,3個配位氧原子與3個sp2雜化軌道形成3個鍵，這4個原子共平

28、面，其中1個氧原子得到1個電子形成2pz2，另2個氧原子各有2pz1電子，N原子上還有1個未參與雜化的2pz2軌道，4個2pz軌道共6個電子垂直分子平面，軌道從側(cè)面重疊形成6。N OOO4BF3、CO32和NO3屬等電體，結(jié)構(gòu)相似，都存在6。【例7】討論硼酸根的結(jié)構(gòu)： 硼酸與硅酸相似，可以縮合形成鏈狀或環(huán)狀的多硼酸xB2O3yH2O，多硼酸中有兩種結(jié)構(gòu)單元，一種是BO3的平面三角形，一種是B原子以sp3雜化軌道與O結(jié)合而成的BO4四面體。而這種BO4四面體數(shù)就等于該酸根的電荷數(shù)。例如：四硼酸H2B4O5(OH)4和硼砂Na2B4O5(OH)4，B4O5(OH)42中含2個BO3的平面三角形和2

29、個BO4的四面體： OH OBOHOB O BOHOBO OH 2又如KB5O84H2O陰離子的結(jié)構(gòu)：B5O6(OH)4中含4個BO3的平面三角形和1個BO4的四面體：HO OH BO OB O B OBO OBHO OH 【例8】討論蔡氏（Zeise）鹽K+PtCl3(C2H4)中陰離子的結(jié)構(gòu)。中心離子Pt2+的電子排布為5s25p65d8，Pt2+進行dsp2雜化，4個dsp2雜化軌道有3個分別與3個Cl形成3個鍵，另1個與乙烯中的鍵形成鍵：CH2Cl Pt CH2Cl Cl 鍵長135pm碳碳雙鍵鍵長133pm232pm242pm214pm乙烯和Ag+（4d105s0）的結(jié)合與之相似：4dxy*5s六、多中心缺電子粒子特殊價鍵橋鍵：氯橋鍵、氫橋鍵、硼橋鍵、羥橋鍵、烷橋鍵1氯橋鍵 蒸氣密度的測定表明，AlCl3、AlBr3、AlI3為雙聚分子這是因為鹵化鋁是由缺電子的鋁原子與多電子的鹵素原子形成的化合物。在每個AlCl3分子中，鋁原子有空軌道，氯原子上有孤電子對，可以在兩個分子間形成氯橋鍵的配位化合物(Al以sp3雜化)。Cl Cl Cl Al A