路易斯結(jié)構(gòu)理論與路易斯結(jié)構(gòu)式

-.z.路易斯構(gòu)造理論與路易斯構(gòu)造式由于對(duì)簡(jiǎn)單的非過渡元素分子或離子，通過觀察即可寫出其路易斯構(gòu)造式，所以路易斯構(gòu)造理論實(shí)際上是中學(xué)化學(xué)中最重要的構(gòu)造理論。雖然人們因其不能解釋PCl5等類物質(zhì)的構(gòu)造，而常對(duì)其加以質(zhì)疑，但仍無(wú)法撼動(dòng)其在化學(xué)中的地位。以至于現(xiàn)在有相當(dāng)一局部大學(xué)化學(xué)教材和教學(xué)參考書，還是用路易斯構(gòu)造來(lái)討論分子中的成鍵情況和性質(zhì)。一、路易斯理論介紹〔一〕路易斯理論路易斯構(gòu)造理論是一個(gè)關(guān)于共價(jià)鍵的理論。它認(rèn)為分子中的原子都有形成稀有氣體電子構(gòu)型的趨勢(shì)，以求得到自身的穩(wěn)定。所以又稱為八隅體理論。分子到達(dá)穩(wěn)定構(gòu)造要通過原子共用電子對(duì)來(lái)實(shí)現(xiàn)。每種原子提供的價(jià)電子數(shù)，是按元素周期表的族數(shù)給出的。它解釋了大局部非過渡元素以共價(jià)鍵構(gòu)成的化學(xué)物質(zhì)的成鍵情況。并給出分子的路易斯構(gòu)造式、進(jìn)而給出有關(guān)分子構(gòu)造的*些較詳細(xì)的情況。路易斯構(gòu)造的表示方法為，在兩原子間用一對(duì)"電子點(diǎn)〞或短線，表示由共價(jià)鍵相聯(lián)結(jié)。〔二〕路易斯構(gòu)造的推斷在中學(xué)化學(xué)教學(xué)的范圍內(nèi)，那些簡(jiǎn)單的分子或離子通常通過觀察即可確定出路易斯構(gòu)造式。所謂的"觀察〞，就是在確定出哪個(gè)原子是中心原子的根底上〔當(dāng)分子中無(wú)環(huán)時(shí)〕，再一個(gè)、個(gè)的從配原子的角度討論是否到達(dá)了穩(wěn)定構(gòu)造。對(duì)H2O分子，有6個(gè)價(jià)電子的O原子為中心原子。當(dāng)它與一個(gè)配原子H結(jié)合時(shí)，與H要各提供1個(gè)電子用于成對(duì)。O原子與另一配原子H也是這樣結(jié)合的。這樣O原子享有的電子數(shù)為8，其中有2個(gè)孤電子對(duì)，有兩個(gè)電子對(duì)分別與2個(gè)H原子共用、成σ鍵。兩個(gè)H原子各用1個(gè)電子與O原子組成電子對(duì)。每個(gè)H原子享有的電子數(shù)為2。原子都到達(dá)了稀有氣體的構(gòu)造。如下左圖。如SO3分子中，電負(fù)性小的S為中心原子。S與第一個(gè)考慮的O原子間必須共用2對(duì)電子〔其中1個(gè)是σ鍵、1個(gè)是π鍵〕，這時(shí)S原子的電子數(shù)到達(dá)了8個(gè)，且該O原子的電子數(shù)也得到了滿足。這樣，S原子只能單方面提供電子對(duì)與另外2個(gè)O原子以σ配鍵的形式結(jié)合。如下右圖。或、或?qū)τ趶?fù)雜的分子或離子，則必須通過計(jì)算。先知道分子中的鍵數(shù)和孤電子對(duì)數(shù)目。然后再按程序進(jìn)展電子排布。較為完整、細(xì)致的程序?yàn)椋簩?duì)復(fù)雜的分子或離子，必須首先計(jì)算其中σ鍵、π鍵、孤電子對(duì)的數(shù)目。設(shè)nv為價(jià)電子對(duì)數(shù)〔分子或離子中所有原子的價(jià)電子數(shù)、與離子的電荷數(shù)的總和被2除，單數(shù)也算一對(duì)〕nσ，nπ、nl、分別表示σ、π、孤電子對(duì)數(shù)，q表示分子式中重原子數(shù)目，h表示輕原子〔氫原子〕數(shù)目，按八隅體規(guī)則有如下關(guān)系：nv=nσ+nπ+nl。重原子成鏈時(shí)，應(yīng)有nσ=q+h-1，及nπ=3q–nv+1。重原子成環(huán)時(shí)，應(yīng)有nσ=q+h，及nπ=3q+nv。原子排布的方法為：鏈狀分子中，一般電負(fù)性較小的原子居中，而氫原子及電負(fù)性較大的原子〔如氧原子、氯離子等〕則處于端基的位置；在環(huán)狀分子中，三元環(huán)不予考慮；依次排好所有各個(gè)原子的相對(duì)位置后，兩原子間以短線相連；孤對(duì)電子用一對(duì)"電子點(diǎn)〞先從每個(gè)端基的配原子排起，然后再填充到中心原子，使其到達(dá)所需的孤電子對(duì)數(shù)目〔每個(gè)原子周圍應(yīng)有4對(duì)電子，氫原子不應(yīng)再排〕。如中心原子的電子數(shù)未到達(dá)4對(duì)，應(yīng)從鄰近的原子上拿出一對(duì)或幾對(duì)孤電子對(duì)，與中心原子共用〔中心原子的電子對(duì)數(shù)相應(yīng)增加〕。假設(shè)電子的排列方式不止一種時(shí)，應(yīng)將所有情況一一列出。對(duì)同一分子〔或離子〕，在幾種較穩(wěn)定的排布中，各排列方式間互為共振體。不難看出，用這一方法來(lái)寫出路易斯構(gòu)造式是相當(dāng)麻煩的。這種例子在許多教材和教學(xué)參考資料中都可以找到，這里就不再重復(fù)。二、由總配位數(shù)寫路易斯構(gòu)造式既然總配位數(shù)是描述ABm型分子里中心原子雜化類型和成鍵情況的一個(gè)構(gòu)造概念，則用總配位數(shù)、不用計(jì)算分子〔或離子〕中的σ鍵、π鍵、孤電子對(duì)數(shù)目、也能寫出路易斯構(gòu)造式。這一分析和判斷的程序?yàn)椋河稍氐碾娯?fù)性〔電負(fù)性大的原子為配原子〕、原子可能成鍵的個(gè)數(shù)〔氧原子有可能成兩個(gè)鍵、氫原子總成一個(gè)鍵總位于端基〕，確定中心原子和配原子。把中心原子和配原子用一根短線或一對(duì)"電子點(diǎn)〞相連〔這樣的短線或電子點(diǎn)都是σ鍵〕。用總配位數(shù)式計(jì)算出中心原子的雜化類型。由雜化軌道數(shù)和配原子數(shù)，能直接算出中心原子的孤對(duì)電子數(shù)。標(biāo)出這些孤電子對(duì)。當(dāng)中心原子為sp2雜化或sp雜化時(shí)，中心原子分別要成1個(gè)或2個(gè)π鍵。畫出π鍵的位置〔對(duì)配原子種類不只一種的sp2雜化，應(yīng)優(yōu)先考慮與成單電子數(shù)多的配原子成π鍵〕。最后根據(jù)與中心原子成鍵情況的不同，給每個(gè)配原子補(bǔ)齊它的孤電子對(duì)。如對(duì)SO3分子。從電負(fù)性看S原子的電負(fù)性小，它為中心原子，O為配原子。據(jù)此畫出分子的骨架，S原子在中間、3個(gè)O原子在周圍。再將S與每個(gè)O配原子間寫出一對(duì)電子〔為σ鍵?！秤每偱湮粩?shù)式[a+〔b–6〕m]/2=Σ可算出Σ=3，中心原子為sp2雜化。3個(gè)sp2雜化軌道正好結(jié)合3個(gè)O配原子，所以中心原子無(wú)孤電子對(duì)。由于中心原子有一未雜化的p軌道，分子中有1個(gè)π鍵。任選出一個(gè)O原子〔都是同種的O原子〕，將其與S原子間再加一對(duì)電子點(diǎn)，表示這里還有一個(gè)π鍵。最后再考慮每個(gè)配原子所屬的成鍵電子對(duì)數(shù)，把各配原子的孤電子對(duì)補(bǔ)齊〔夠8個(gè)〕。這一過程和每步分析的結(jié)果可圖示如左下：或由于BF3分子與SO3分子同屬于E(24/4)。在BF3分子中同樣有一個(gè)π鍵。只不過這是一個(gè)由F單方面提供電子給B原子p空軌道的π配鍵。在其中B原子也享有8個(gè)電子〔有2個(gè)是F提供的π配電子〕?？梢姡f八偶體理論不能解釋BF3分子構(gòu)造，是因?yàn)樗麄兯罁?jù)的路易斯構(gòu)造式有誤。BF3分子的路易斯電子式應(yīng)該如右上。總配位數(shù)法能首先確定出中心原子的所有信息，如是否有π鍵、是否有孤電子對(duì)。所以不但簡(jiǎn)便，還能更全面、本質(zhì)地考慮問題。三、八偶體理論的改良八偶體理論是一個(gè)在化學(xué)開展過程中曾起過積極作用，至今在*些方面還有應(yīng)用價(jià)值的理論。不應(yīng)該被全盤否認(rèn)。要改良就要先弄清它的實(shí)質(zhì)?！惨弧嘲伺俭w理論的適用范圍從等電子分子周期表可以看出Ⅱ線左面的區(qū)域?yàn)榘伺俭w理論適用的范圍。只有Ⅱ線右面的總配位數(shù)大于4的屬于ABm型分子的9個(gè)等電子族的分子構(gòu)造不能用八偶體理論來(lái)解釋，其中心原子采取的是sp3d、或sp3d2、或sp3d3雜化。八偶體理論適用的范圍用數(shù)學(xué)式子來(lái)描述就是：[a+〔b–6〕m]/2=Σ≤4即a+〔b–6〕m≤8……〔1〕而八偶體理論不能描述的化學(xué)物質(zhì)則是a+〔b–6〕m＞8……〔2〕從配原子種類來(lái)討論八偶體理論的適用范圍：即使當(dāng)中心原子的價(jià)電子數(shù)為最大值8〔如*e〕時(shí)，其配原子中如果沒有鹵族原子〔其b=7〕〔1〕式也是成立的。所以八偶體理論可以描述所有的不含鹵族元素的分子〔當(dāng)然包括*eO3〕。從中心原子種類來(lái)討論八偶體理論的適用范圍：中心原子價(jià)電子數(shù)a與ⅦA元素原子數(shù)m間的關(guān)系為a+m≤8或m≤8-a〔當(dāng)所討論的是帶有一個(gè)負(fù)電荷的離子時(shí)，上一關(guān)系變?yōu)椋篴+m+1≤8或m≤7–a。這說明配鹵原子的個(gè)數(shù)還受中心原子價(jià)電子數(shù)的制約。只要其和不大于8，該分子也可以用八偶體理論類描述〔如POCl3、SO2Cl2〕。而其和大于8的化合物〔如PCl5、SF4、ClF3、*eF2、*eOF4、H5IO6〕，不能用八偶體理論類描述而中心原子價(jià)電子數(shù)a與其最大配位數(shù)也有一定關(guān)系，即a=m。這樣有2m＜8、m＜4時(shí)八偶體理論適用。即所有以ⅣA元素為中心原子的化合物都在八偶體理論的適用范圍內(nèi)。可見，只有ⅤA族及其右邊元素的，中心原子價(jià)電子數(shù)與配鹵原子數(shù)之大于8的含鹵化合物分子，才不能被八偶體理論所解釋。總之，與八偶體理論能解釋構(gòu)造的化學(xué)物質(zhì)相比擬，其不能解釋的還是極少數(shù)。要除掉稀有氣體化合物，不能解釋的則更是屈指可數(shù)了。為此，全盤否認(rèn)八偶體理論是不適宜的?！捕掣牧嫉陌伺俭w理論既然不想否認(rèn)，就可以考慮改良的方法。由于在上面所述的不能用八偶體理論解釋的分子中，其配重原子所擁有的價(jià)電子數(shù)無(wú)例外的還都是8。所以只要從中