路易斯結構理論與路易斯結構式

-.z.路易斯構造理論與路易斯構造式由于對簡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造式，所以路易斯構造理論實際上是中學化學中最重要的構造理論。雖然人們因其不能解釋PCl5等類物質的構造，而常對其加以質疑，但仍無法撼動其在化學中的地位。以至于現(xiàn)在有相當一局部大學化學教材和教學參考書，還是用路易斯構造來討論分子中的成鍵情況和性質。一、路易斯理論介紹〔一〕路易斯理論路易斯構造理論是一個關于共價鍵的理論。它認為分子中的原子都有形成稀有氣體電子構型的趨勢，以求得到自身的穩(wěn)定。所以又稱為八隅體理論。分子到達穩(wěn)定構造要通過原子共用電子對來實現(xiàn)。每種原子提供的價電子數(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鍵構成的化學物質的成鍵情況。并給出分子的路易斯構造式、進而給出有關分子構造的*些較詳細的情況。路易斯構造的表示方法為，在兩原子間用一對"電子點〞或短線，表示由共價鍵相聯(lián)結?！捕陈芬姿箻嬙斓耐茢嘣谥袑W化學教學的范圍內(nèi)，那些簡單的分子或離子通常通過觀察即可確定出路易斯構造式。所謂的"觀察〞，就是在確定出哪個原子是中心原子的根底上〔當分子中無環(huán)時〕，再一個、個的從配原子的角度討論是否到達了穩(wěn)定構造。對H2O分子，有6個價電子的O原子為中心原子。當它與一個配原子H結合時，與H要各提供1個電子用于成對。O原子與另一配原子H也是這樣結合的。這樣O原子享有的電子數(shù)為8，其中有2個孤電子對，有兩個電子對分別與2個H原子共用、成σ鍵。兩個H原子各用1個電子與O原子組成電子對。每個H原子享有的電子數(shù)為2。原子都到達了稀有氣體的構造。如下左圖。如SO3分子中，電負性小的S為中心原子。S與第一個考慮的O原子間必須共用2對電子〔其中1個是σ鍵、1個是π鍵〕，這時S原子的電子數(shù)到達了8個，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與另外2個O原子以σ配鍵的形式結合。如下右圖?；颉⒒驅τ趶碗s的分子或離子，則必須通過計算。先知道分子中的鍵數(shù)和孤電子對數(shù)目。然后再按程序進展電子排布。較為完整、細致的程序為：對復雜的分子或離子，必須首先計算其中σ鍵、π鍵、孤電子對的數(shù)目。設nv為價電子對數(shù)〔分子或離子中所有原子的價電子數(shù)、與離子的電荷數(shù)的總和被2除，單數(shù)也算一對〕nσ，nπ、nl、分別表示σ、π、孤電子對數(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)則有如下關系：nv=nσ+nπ+nl。重原子成鏈時，應有nσ=q+h-1，及nπ=3q–nv+1。重原子成環(huán)時，應有nσ=q+h，及nπ=3q+nv。原子排布的方法為：鏈狀分子中，一般電負性較小的原子居中，而氫原子及電負性較大的原子〔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；依次排好所有各個原子的相對位置后，兩原子間以短線相連；孤對電子用一對"電子點〞先從每個端基的配原子排起，然后再填充到中心原子，使其到達所需的孤電子對數(shù)目〔每個原子周圍應有4對電子，氫原子不應再排〕。如中心原子的電子數(shù)未到達4對，應從鄰近的原子上拿出一對或幾對孤電子對，與中心原子共用〔中心原子的電子對數(shù)相應增加〕。假設電子的排列方式不止一種時，應將所有情況一一列出。對同一分子〔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，用這一方法來寫出路易斯構造式是相當麻煩的。這種例子在許多教材和教學參考資料中都可以找到，這里就不再重復。二、由總配位數(shù)寫路易斯構造式既然總配位數(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構造概念，則用總配位數(shù)、不用計算分子〔或離子〕中的σ鍵、π鍵、孤電子對數(shù)目、也能寫出路易斯構造式。這一分析和判斷的程序為：由元素的電負性〔電負性大的原子為配原子〕、原子可能成鍵的個數(shù)〔氧原子有可能成兩個鍵、氫原子總成一個鍵總位于端基〕，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"電子點〞相連〔這樣的短線或電子點都是σ鍵〕。用總配位數(shù)式計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電子數(shù)。標出這些孤電子對。當中心原子為sp2雜化或sp雜化時，中心原子分別要成1個或2個π鍵。畫出π鍵的位置〔對配原子種類不只一種的sp2雜化，應優(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，給每個配原子補齊它的孤電子對。如對SO3分子。從電負性看S原子的電負性小，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O原子在周圍。再將S與每個O配原子間寫出一對電子〔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sp2雜化軌道正好結合3個O配原子，所以中心原子無孤電子對。由于中心原子有一未雜化的p軌道，分子中有1個π鍵。任選出一個O原子〔都是同種的O原子〕，將其與S原子間再加一對電子點，表示這里還有一個π鍵。最后再考慮每個配原子所屬的成鍵電子對數(shù)，把各配原子的孤電子對補齊〔夠8個〕。這一過程和每步分析的結果可圖示如左下：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π鍵。只不過這是一個由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個電子〔有2個是F提供的π配電子〕?？梢?，說八偶體理論不能解釋BF3分子構造，是因為他們所依據(jù)的路易斯構造式有誤。BF3分子的路易斯電子式應該如右上?？偱湮粩?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。所以不但簡便，還能更全面、本質地考慮問題。三、八偶體理論的改良八偶體理論是一個在化學開展過程中曾起過積極作用，至今在*些方面還有應用價值的理論。不應該被全盤否認。要改良就要先弄清它的實質?！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)域為八偶體理論適用的范圍。只有Ⅱ線右面的總配位數(shù)大于4的屬于ABm型分子的9個等電子族的分子構造不能用八偶體理論來解釋，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)學式子來描述就是：[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物質則是a+〔b–6〕m＞8……〔2〕從配原子種類來討論八偶體理論的適用范圍：即使當中心原子的價電子數(shù)為最大值8〔如*e〕時，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〔當然包括*eO3〕。從中心原子種類來討論八偶體理論的適用范圍：中心原子價電子數(shù)a與ⅦA元素原子數(shù)m間的關系為a+m≤8或m≤8-a〔當所討論的是帶有一個負電荷的離子時，上一關系變?yōu)椋篴+m+1≤8或m≤7–a。這說明配鹵原子的個數(shù)還受中心原子價電子數(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電子數(shù)a與其最大配位數(shù)也有一定關系，即a=m。這樣有2m＜8、m＜4時八偶體理論適用。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)?？梢?，只有ⅤA族及其右邊元素的，中心原子價電子數(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?？傊?，與八偶體理論能解釋構造的化學物質相比擬，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，全盤否認八偶體理論是不適宜的。〔二〕改良的八偶體理論既然不想否認，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電子數(shù)無例外的還都是8。所以只要從中