富缺电子化合物路易斯结构式的书写
路易斯结构
路易斯结构
美国化学家路易斯认为构成物质的两个原子各取出一个电子配成对，
通过这种共用电子对的相互结合来形成物质。
他还认为，稀有气体最外层
电子构型是一种稳定构型，其它原子倾向于共用电子而使它们的最外层转
化为稀有气体的8电子稳定构型DD八隅律。
路易斯又把用“共用电子对”维系的化学作用力称为共价键。
后人称这种观念为路易斯共价键理论。
分
子中除了用于形成共价键的键合电子外，还经常存在未用于形成共价键的
非键合电子，又称孤对电子。
后人把这种添加了孤对电子的结构式叫路易
斯结构式。
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≡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。
富缺电子化合物路易斯结构式的书写
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 =10n 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。
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。
路易斯结构理论与路易斯结构式
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。
路易斯结构式的书写及竞赛试题赏析
一、路易斯理论的介绍
1916 年，美国化学家路易斯通过对实验现象的归纳总结，提出分子中的原子之间可以通过共享电子对，使分子中的每个原子具
有稳定的稀有气体电子结构（除了 He 为 1s2 外，其他稀有气体的价电子构型均为 ns2np6），这样形成的分子成为共价分子，原子之间通
ＢＦ３
ｎｏ
ｎｖ
修正前 ４×８＝３２
２４
修正后 ６＋３×８＝３０ ２４
ｎｓ
ｎ１
８
１６
６
１８
图5
例 2.POCl3 按照计算结果可以画出以下结构如图 6，其中第一个为修正前的，第二个为修正后的。
ＰＯＣｌ３
ｎｏ
ｎｖ
ｎｓ
ｎｌ
修正前
５×８＝４０
３２
８
２４
修正后 １０＋４×８＝４２
３２
１０
２２
图6
例 3.PCl5 按照计算结果可以画出以下结构如图 7，按照修正前计算只成 4 根键，显然不合理，所以只能画出修正后的结构。
ns=4×8=32 nv=5+6×3+1 ns=32-24=8 nl=24-8=16
图2 3.路易斯结构式的书写 通过 12 两步，我们已经明确了 NO3-中原子的连接方式以及里面的成键数为 4，孤对电子对数为 8，下面开始画出完整的路易斯 结构式了，特别需要注意的是，路易斯结构式需要画出共振式，以硝酸根为例，事实上 NO3-里面的 NO 键都是等价的，而非简单的一根 双键加两根单键，而共振式能很好地体现这一点。NO3-的路易斯结构共振式如图 3 所示。
画出 N8 分子的路易斯结构并标出形式电荷，写出端位之外的 N 原子的杂化轨道类型。 ［分析］题目提示，该分子首尾不分的链状结构，可见是对称的链状分子；同时，氮原子采用 3 种不同类型的杂化，说明结构里面可 能单键、双键、三键均有。按照书写路易斯结构的步骤，预测 8 个氮可能在一直链上，开始计算并画出结构如图 8。
富缺电子化合物路易斯结构式的书写
富缺电子化合物路易斯结构式的书写①缺电子结构——价电子，包括形成共价键的共用电子对之内，少于8电子的，称为缺电子结构。
例如，第3主族的硼和铝，中性原子只有3个价电子，若一个硼原子和其它原予形成3个共用电子对，也只有6个电子，这就是缺电子结构。
典型的例子有BCl 3、AlCl 3（这些化学式是分子式，即代表一个分子的结构）。
缺电子结构的分子有接受其它原子的孤对电予形成配价键的能力。
例如：BCl 3＋:NH 3＝Cl 3B ←NH 3能够接受电子对的分子称为“路易斯酸”，能够给出电子对的分子称为“路易斯碱”。
路易斯酸和路易斯碱以配价键相互结合形成的化合物叫做“路易斯酸碱对”。
②多电子结构例如，PCl 5里的磷呈5价，氯呈1价。
中性磷原予的价电子数为5。
在PCl 5磷原子的周围的电子数为10，超过8。
这种例外只有第3周期或更高周期的元素的原子才有可能出现。
Lewis 结构式1.书写方法2.共振有时，一个分子在不改变其中的原子的排列的情况下，可以写出一个以上合理的路易斯结构式，为解决这一问题，鲍林提出所谓的“共振”的概念，认为该分予的结构是所有该些正确的路易斯结构式的总和，真实的分子结构是这些结构式的“共振混合体”。
（1）．Lewis 结构式稳定性的判据 −− 形式电荷Q F如何判断路易斯结构式的稳定性:形式电荷形式电荷Q F =价电子数－键数－孤电子数 ( 形式电荷=价电子数-成键电子数/2-反键电子数 )Q F 的绝对值尽可能小; Q F =0的结构式是最稳定的路易斯结构式;要避免相邻两原子间的形式电荷为同号;如果一个共价分子有几种可能的Lewis 结构式，那么通过Q F 的判断，应保留最稳定和次稳定的几种Lewis 结构式，它们互称为共振结构。
例如：H －N ＝N ＝N H －N －N ≡N, 互称为HN 3的共振结构式。
(1) Q F 的由来： 以CO 为例n o = 2 ⨯ 8 = 16 n v = 4 + 6 =10n s / 2 = (16 - 10) / 2 = 3 n l / 2 = (10 - 6) / 2 = 2为了形成三对平等的共价键，可以看作O 原子上的一个价电子转移给C 原子，即：，所以氧原子的Q F 为+1，碳原子的Q F 为-1。
路易斯结构式的书写及竞赛试题赏析
路易斯结构式的书写及竞赛试题赏析作者：庞晓峰来源：《新课程·下旬》2019年第03期摘要：路易斯结构式从微观角度解释了共价分子或者离子稳定存在的原因，通过介绍对8电子体系、缺电子体系、富电子体系的路易斯结构的书写，意在帮助读者掌握书写路易斯结构式的一般方法，通过对竞赛试题的分析进一步加深对路易斯结构的认识并且会运用此方法解决实际问题。
关键词：路易斯结构式；8电子体系；竞赛试题一、路易斯理论的介绍1916年，美国化学家路易斯通过对实验现象的归纳总结，提出分子中的原子之间可以通过共享电子对，使分子中的每个原子具有稳定的稀有气体电子结构（除了He为1s2外，其他稀有气体的价电子构型均为ns2np6），这样形成的分子成为共价分子，原子之间通过共用电子对，形成的化学键称为共价键。
路易斯提出了表示共价分子的方法，这些方法画出来的结构式统称为路易斯结构式。
路易斯理论作为经典的共价键理论在化学键理论发展的历史长河中有着举足轻重的地位，因此成为中学化学竞赛的常考点。
二、路易斯结构式的书写（一）8电子体系路易斯结构式的书写下面以NO3-为例讲解路易斯结构式书写的一般步骤：1.确定分子或者离子中原子的连接顺序电负性小的原子由于其价电子被原子束缚的力较小，易于与其他原子成键，所以其周围排列的原子数通常比电负性大的原子多，即通常做中心原子，即电负性小的原子通常放在中心，电负性大的原子放在端位，而像H或者X（卤素），由于其只需共用一对即可达到8电子，故自然放在端位。
以NO3-为例它的原子连接顺序如图1所示图12.通过计算求出成键数和孤对电子对数令no为共价分子中所有原子为8电子构型（H为2电子构型）所需要的电子总数；令nv为共价分子中所有原子的价电子数总和；令ns为共价分子中所有原子之间共用电子数总和；令nl为共价分子中所有原子的孤对电子数总和。
一个分子或者离子需要使得每个原子达到稀有气体结构，就必须通过共用电子对来实现，共用一对电子，对于整个分子或者离子而言可以理解成增加了2个电子，共用两对，对于整个分子或者离子而言可以理解成增加了4个电子，以此类推，很容易得出ns=no-nv。
第三课时路易斯结构式、共振论、等电子体、分子间作用
• 范德华力可分解为三种不同来源的作用力：
•
色散力
•
诱导力
•
取向力。
1.色散力 所有单一原子或多个原子键合而成的分子、离子或者分子中
的基团(统称分子)。相对于电子，分子中原子的位置相对固定， 而分子中的电子却围绕整个分子快速运动着。
Cl
Cl
Cl C Cl Cl B
Cl
32e 8 电子中心
Cl
24e
缺电子中心
Cl Cl Cl P Cl
Cl
40e
多电子中心
2. 对于 氧分子的结构，第一种表示虽然符合路 易斯结构式，但它不能表达氧分子显示的磁 性，后两种表示方法对.
•• ••
O O • •
•
•
•••
O O •
•
•
•
•••
O O • • • • •
例:CO32–、NO3–、SO3等离子或分子 相同的通式——AX3 ， 总价电子数24， 有相同的结构—平面三角形分子,
中心原子上没有孤对电子而取sp2杂化轨道形成分子 的骨架，有一套46p-p大键。
例:SO2、O3、NO2–等离子或分子，
AX2，18e， 中心原子取sp2杂化形式， 平面三角形，
化学键的键能数量级达102，甚至103kJ/mol，而分
子间力的能量只达n~n·10kJ/mol的数量级，比化学键弱
得多。相对于化学键，大多数分子间力又是短程作用力， 只有当分子或基团(为简捷起见下面统称“分子”)距离 很近时才显现出来。范德华力和氢键是两类最常见的分 子间力，分别介绍如下。
• 一、范德华力 • 范德华力普遍地存在于固、液、气态任何微粒之间。 • 微粒相离稍远，就可忽略； • 范德华力没有方向性和饱和性，不受微粒之间的方向与个数的
po4路易斯结构式
po4路易斯结构式路易斯结构是一种化学表示方法，用符号和线条表示分子中原子之间的化学键和非共享电子对的分布。
这种结构图可以帮助我们更好地理解和预测分子的性质和反应。
在本文中，我们将使用1200字以上的篇幅介绍路易斯结构的基本原理、规则和应用。
首先，让我们了解一下路易斯结构的基本原理。
路易斯结构是由美国化学家吉尔伯特·路易斯于1916年提出的。
他的理论是以原子的化学键的形成和非共享电子对的分布为基础。
在路易斯结构中，原子由符号表示，化学键由线条表示，用以确定原子间的连接。
在绘制路易斯结构时，我们需要遵循一些规则。
首先，我们需要确定分子中原子的种类和数量。
然后，我们需要确定每个原子的价电子数。
价电子是指原子外层能级中参与化学键形成的电子。
对于主族元素（周期表中ns^2np^1-6的元素），它们的价电子数等于它们在周期表中的组号。
对于过渡金属和内过渡金属元素，价电子数较为复杂且可能有多个氧化态。
接下来，我们需要将原子的符号以及价电子数写在原子的周围。
原子符号通常使用元素的化学符号表示。
每个价电子用一个点或一横线表示，最多每个原子周围可以画八个点或横线。
在绘制原子的周围时，我们需要按照原子的价电子数顺序将点或横线依次放置。
然后，我们需要确定原子之间的连接方式。
原子之间的连接通常通过共享电子对实现。
共享电子对是两个原子中的一个电子来自其中一个原子，另一个电子来自另一个原子。
化学键的数量取决于原子的价电子数。
通常情况下，主族元素形成单键，共享一个电子对。
过渡金属和内过渡金属元素通常可以形成多个键。
此外，我们还需要考虑非共享电子对的分布。
非共享电子对是未参与化学键形成的电子对。
对于主族元素，它们通常按照一个电子对占据一个位置的方式排列。
对于过渡金属和内过渡金属元素，非共享电子对的分布通常较为复杂。
绘制好原子的符号、价电子数、化学键和非共享电子对之后，我们就得到了分子的路易斯结构。
通过观察路易斯结构，我们可以获得分子的形状、键长和键角等信息。
p4的路易斯结构式 -回复
p4的路易斯结构式-回复P4是路易斯结构式的一种符号表示方法，通过使用符号和线条，可以清晰地描绘化学物质的原子和共价键之间的关系。
在这篇文章中，我们将以P4的路易斯结构式为主题，一步一步回答有关路易斯结构的相关问题。
第一部分：什么是路易斯结构式？路易斯结构式是一种化学表示方法，用于描述化学物质中不同原子之间的共价键形成情况。
它以美国化学家吉尔伯特·路易斯的名字命名，他在20世纪初提出了这种表示法。
路易斯结构式使用线条表示原子之间的共价键，并使用符号表示原子。
第二部分：如何绘制P4的路易斯结构式？P4是四磷化四钠的化学式，由4个磷原子和4个钠原子组成。
我们将以P4的路易斯结构式为例，一步一步地解释如何绘制。
步骤1：确定原子数量首先，我们需要确定P4分子中的原子数量。
对于P4，它包含4个磷原子和4个钠原子。
步骤2：确定磷原子的电子接下来，我们需要确定磷原子的电子数量。
磷位于周期表的第15组，具有5个价电子。
根据我们的分子中包含4个磷原子，总共有20个磷原子电子。
步骤3：确定钠原子的电子然后，我们需要确定钠原子的电子数量。
钠位于周期表的第3组，具有11个价电子。
根据我们的分子中包含4个钠原子，总共有44个钠原子电子。
步骤4：计算总电子数在绘制P4的路易斯结构式之前，我们需要计算总电子数。
总电子数等于磷原子和钠原子电子数量之和。
在这种情况下，总电子数等于20 + 44 = 64。
这是因为我们有4个磷原子和4个钠原子，每个原子带有特定数量的电子。
步骤5：分配电子对接下来，我们需要为每个原子分配电子对。
电子对是与原子共享的电子。
根据化学键的概念，每个键需要两个电子。
在P4中，每个磷原子需要与其他磷原子和钠原子之间形成3个键，而钠原子需要与磷原子之间形成1个键。
在P4中，每个磷原子需要3个键，因此需要6个电子。
对于4个磷原子，总共需要24个电子。
每个钠原子需要1个键，因此需要2个电子。
对于4个钠原子，总共需要8个电子。
富缺电子化合物路易斯结构式的书写
富缺电子化合物路易斯结构式的书写①缺电子结构——价电子，包括形成共价键的共用电子对之内，少于8电子的，称为缺电子结构。
例如，第3主族的硼和铝，中性原子只有3个价电子，假设一个硼原子和其它原予形成3个共用电子对，也只有6个电子，这确实是缺电子结构。
典型的例子有BCl 3、AlCl 3（这些化学式是分子式，即代表一个分子的结构）。
缺电子结构的分子有同意其它原子的孤对电予形成配价键的能力。
例如：BCl 3＋:NH 3＝Cl 3B ←NH 3能够同意电子对的分子称为“路易斯酸”，能够给出电子对的分子称为“路易斯碱”。
路易斯酸和路易斯碱以配价键彼此结合形成的化合物叫做“路易斯酸碱对”。
②多电子结构例如，PCl 5里的磷呈5价，氯呈1价。
中性磷原予的价电子数为5。
在PCl 5磷原子的周围的电子数为10，超过8。
这种例外只有第3周期或更高周期的元素的原子才有可能显现。
Lewis 结构式1.书写方式2.共振有时，一个分子在不改变其中的原子的排列的情形下，能够写出一个以上合理的路易斯结构式，为解决这一问题，鲍林提出所谓的“共振”的概念，以为该分予的结构是所有该些正确的路易斯结构式的总和，真实的分子结构是这些结构式的“共振混合体”。
（1）．Lewis 结构式稳固性的判据 −− 形式电荷Q F如何判定路易斯结构式的稳固性:形式电荷形式电荷Q F =价电子数－键数－孤电子数 ( 形式电荷=价电子数-成键电子数/2-反键电子数 )Q F 的绝对值尽可能小; Q F =0的结构式是最稳固的路易斯结构式;要幸免相邻两原子间的形式电荷为同号;若是一个共价分子有几种可能的Lewis 结构式，那么通过Q F 的判定，应保留最稳固和次稳固的几种Lewis结构式，它们互称为共振结构。
例如： H －N ＝N ＝N H －N －N ≡N, 互称为HN 3的共振结构式。
(1) Q F 的由来： 以CO 为例n o = 2 ⨯ 8 = 16 n v = 4 + 6 =10 n s / 2 = (16 - 10) / 2 = 3 n l / 2 = (10 - 6) / 2 = 2为了形成三对平等的共价键，能够看做O 原子上的一个价电子转移给C 原子，即： ，因此氧原子的Q F 为+1，碳原子的Q F 为-1。
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≡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。
路易斯结构式
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。
路易斯结构式及其书写方法
第２４卷第１期Ｖ０１．２４四川教育学院学报ＪＯＵＲＮＡＬＯＦＳＩＣＨＵＡＮＣＯＬＬＥＧＥＯＦＥＤＵＣＡＴＩＯＮ２００８年１月Ｊａｎ．２００８路易斯结构式及其书写方法杨帆１，黄小军２，李仲辉２（１．四川教育学院网络与信息管理中心，成都６１００４１；２．四川教育学院化学系，成都６１００４１）’摘要：文章介绍了路易斯结构的基本概念和书写路易斯结构式的重要方法，从价壳占据度讨论物种的化学稳定性和化学性质。
路易斯结构的多重键、局限性以及共振理论等。
关键词：共价键；路易斯结构式；孤对电子；书写方法；共振理论Ａｂｓｔｒａｃｔ：ＴｈｉｓｐａｐｅｒｉｎｔｒｏｄｕｅｅｅｔｈｅｂａｓｉｃｃｏｎｃｅｐｔｓｏｆＬｅｗｉｓｓｔｒａｃｔｔｔｒｅａｎｄｉｔｓｗｒｉｔｉｎｇｍｅｔｈｏｄｓ．胁出ｔｈｅｏｃｃｌＩｐ吐ｉ∞ａｆｖａｌｅｎｃｅｓｈｅｌｌ。
ｉｔｄｉｆｌｃＵＢｆｌｔ０８ｓｐｅｃｉｅｓ’ｃｈｅｍｉｃａｌｓｔａｂｉｌｉｔｙａｎｄｐｒｏｐｅｒｔｙ．Ｌｅｗｉｓ§ｍｕｌｔｉｐｌｅｂｏｎｄｓａｎｄＨ踟ｎ∞∞ｔｈｅｏｒｙ．Ｋｅｙｗｏｒｄｓ：ｃｏｖａｌｅｎｔｂｏｎｄ；蜥￥一ａ－ｕｅｔｔｔ＿ｒｅ；ｌｏｎｅｐａｉｒｅｌｅｃｔｒｏｎ；ｗｒｉｔｉｎｇｍｅｔｈｏｄｓ；ｒｅｆｌｏｎａｒｌｃｅｔｈｅｏｒｙ中图分类号：０６文献标识码：Ａ文章编号：１０００－５７５７（２００８）０１－０１０６－０４著名美国化学家路易斯（ＧｉｌｂｅｒｔＮｅｗｔｏｎＬｅｗｉｓ，１８７５—１９４６年）在化学科学方面的建树颇车，涉及化学热力学、酸碱理论和共价键理论等方面。
…路易斯最初在化学键的教学中用元素符号表示原子实（即原子核和全部内层电子），用短棍表示共价键，用小黑点表示侩电子或未成键电子画在元素符号外面，以表示化学键成键情况和原子、分子或离子的电子结构【２】。
这种价键模型，称为路易斯结构式（ＬｅｗｉｓＳｔｒｕｃｔｕｒｅ）。
它因简单、直观并能解释化合物分子的化学键，而备受化学家喜爱，成为化学科学中最常用的价键模型之一。
ch3n3的路易斯结构式
ch3n3的路易斯结构式
路易斯结构式是一种用来描述分子中原子间化学键的工具。
它通过用点代表原子和线代表化学键的方式，清晰地展示了分子的组成和结构。
在这个结构式中，ch3n3代表了一个有机化合物，它由一个碳原子和三个氮原子组成。
以下就是关于ch3n3的路易斯结构式的详细描述。
在这个结构式中，我们可以看到一个中心的碳原子，它周围连接着三个氮原子。
碳原子和氮原子之间通过共价键相连，形成了一个稳定的分子结构。
在这个结构中，碳原子的价电子数为4，而氮原子的价电子数为5。
碳原子通过与氮原子共享电子，使得每个原子都能够达到稳定的八个价电子。
这种共享电子的方式被称为共价键。
ch3n3分子的结构使得它具有一定的化学性质。
由于氮原子的高电负性，它们能够吸引周围的电子，使得与之相连的碳原子带有一定的正电荷。
这种正电荷的分布使得ch3n3具有亲电性，它能够与其他具有亲电性的物质发生反应。
此外，由于氮原子之间的共价键比碳原子和氮原子之间的共价键更强，ch3n3分子在化学反应中容易发生断裂，从而释放出氮气。
总的来说，ch3n3的路易斯结构式展示了分子的组成和结构，以及与其他物质发生反应的能力。
通过这种结构式，我们可以更好地理解和预测分子的化学性质，从而为科学研究和应用提供了重要的信息。
基础无机：Lewis共价键理论和共振结构式
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（或者数个）电子，而这些电子被另一个原子得到，从而使每个原子达到8电子结构。
如CO：有了形式电荷了以后，就有助于我们对物质Lewis结构式稳定性的讨论。
二．共振结构式1.什么叫共振？这里的共振显然和物理学中的强迫运动没有关系。
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富缺电子化合物路易斯结构式的书写
①缺电子结构——价电子，包括形成共价键的共用电子对之内，少于8电子的，称为缺电子结构。
例如，第3主族的硼和铝，中性原子只有3个价电子，若一个硼原子和其它原予形成3个共用电子对，也只有6个电子，这就是缺电子结构。
典型的例子有BCl 3、AlCl 3（这些化学式是分子式，即代表一个分子的结构）。
缺电子结构的分子有接受其它原子的孤对电予形成配价键的能力。
例如：BCl 3＋:NH 3＝Cl 3B ←NH 3
能够接受电子对的分子称为“路易斯酸”，能够给出电子对的分子称为“路易斯碱”。
路易斯酸和路易斯碱以配价键相互结合形成的化合物叫做“路易斯酸碱对”。
②多电子结构例如，PCl 5里的磷呈5价，氯呈1价。
中性磷原予的价电子数为5。
在PCl 5磷原子的周围的电子数为10，超过8。
这种例外只有第3周期或更高周期的元素的原子才有可能出现。
Lewis 结构式
1.书写方法
2.共振
有时，一个分子在不改变其中的原子的排列的情况下，可以写出一个以上合理的路易斯结构式，为解决这一问题，鲍林提出所谓的“共振”的概念，认为该分予的结构是所有该些正确的路易斯结构式的总和，真实的分子结构是这些结构式的“共振混合体”。
（1）．Lewis 结构式稳定性的判据 −− 形式电荷Q F
如何判断路易斯结构式的稳定性:形式电荷
形式电荷Q F =价电子数－键数－孤电子数 ( 形式电荷=价电子数-成键电子数/2-反键电子数 )
Q F 的绝对值尽可能小; Q F =0的结构式是最稳定的路易斯结构式;要避免相邻两原子间的形式电荷为同号;
如果一个共价分子有几种可能的Lewis 结构式，那么通过Q F 的判断，应保留最稳定
和次稳定的几种Lewis 结构式，它们互称为共振结构。
例如：
H －N ＝N ＝N H －N －N ≡N, 互称为HN 3的共振结构式。
(1) Q F 的由来： 以CO 为例
n o = 2 ⨯ 8 = 16 n v = 4 + 6 =10
n s / 2 = (16 - 10) / 2 = 3 n l / 2 = (10 - 6) / 2 = 2
为了形成三对平等的共价键，可以看作O 原子上的一个价电子转移给C 原子，
即：
，所以氧原子的Q F 为+1，碳原子的Q F 为-1。
从这个实例中可以看出：形式电荷与元素性质没有任何直接联系，它是共价键形成的平等与否的标志。
(2) Q F 的计算：
Q F = 原子的价电子数 - 键数 - 孤电子数
在CO 中， Q F(C) = 4 - 3 - 2 = -1 Q F(O) = 6 - 3 - 2 = +1
O x x x x
e
对于HN 3：
00H N N N
H N N N 020H N N N 0(I)(II)(III)
形式(I)、(III)中形式电荷小，相对稳定，而形式(II)中形式电荷高，而且相邻两原子之
间的形式电荷为同号，相对不稳定，应舍去。
Q F 可以用另一个计算公式来求得：Q F = 键数 - 特征数(特征数 = 8 - 价电子数) 对于缺电子化合物或富电子化合物，由于中心原子的价电子总数可以为 6 (BF 3)、10 (OPCl 3)、12 (SF 6)等，则中心原子的特征数应该用实际价电子总数（修正数）减去其价电子数来计算。
例如SF 6中S 的特征数不是2，而应该是6（12 - 6 = 6）。
3．特殊情况
(1) 对于奇电子化合物，如NO 2，只能用特殊的方法表示：
(2) 对于缺电子化合物，如BF 3：n o = 4 ⨯ 8 = 32，n v = 3 + 7 ⨯ 3 = 24，
n s / 2 = (32 - 24) / 2 = 4 BF 3的Lewis 结构式为：
B －F 的键级为 (1+ 1 + 2) / 3 = 4 / 3
而F
B F F
中所有原子的形式电荷为0，B －F 的键级为1。
这是由于B 原子周围是6电子构型，所以称BF 3为缺电子化合物。
我们用修正n o 的方法重新计算n o '：
n o ' = 6 + 3 ⨯ 8 = 30 ，n s ' / 2 = (30 - 24) / 2 = 3
这样就画出了BF 3的最稳定的Lewis 结构式。
所以BF 3共有4种共振结构，B －F
键级为1～4 / 3。
(3) 对于富电子化合物，如OPCl 3、SF 6等
显然也是采取修正n o 的办法来计算成键数；
SF 6：若当作8电子构型，则n o = 7 ⨯ 8 = 56，n v = 6 + 6 ⨯ 7 = 48
n s / 2 = (56 - 48) / 2 = 4，四根键是不能连接6个F 原子的，
∴ n o ' = 12 + 6 ⨯ 8 = 60 ，n s ' / 2 = (60 - 48) / 2 = 6，SF 6为正八面体的几何构型。
POCl 3：n o = 5 ⨯ 8 = 40，n v = 5 + 6 + 3 ⨯ 7 = 32，n s / 2 = (40 - 32) / 2 = 4
∴ Lewis 结构式为：P
O Cl
Cl Cl ，这种Lewis 结构式中P 原子周围有8个价电子。
但P 原子周围可以有10个价电子，∴ n o ' = 10 + 4 ⨯ 8 = 42
n s '/ 2 = (42 - 32) / 2 = 5 ∴ Lewis 结构式为：P Cl Cl
O Cl
，每个原子Q F 都为零
∴ P －Cl 键级 = 1，P －O 键级 = 3 / 2～2
如何确定中心原子的价电子“富”到什么程度呢？
富电子中心原子价电子数的确定：中心原子周围的总的价电子数等于中心原子本身
的价电子+所有配位原子达饱和时缺少的电子数（即8－价电子数）之和。
或：中心原子周围的总的价电子数等于中心原子本身的价电子与所有配位原子缺少的电子数之和。
例如：XeF 2、XeF 4、XeOF 2、XeO 4等化合物，它们都是富电子化合物
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 是一种不稳定的化合物，它可以聚合成三聚分子A ，也可以加合一个F －生成B ，
还可以失去一个F －变成C 。
（1）试写出NSF 和产物A 、B 、C 的Lewis 结构式。
（2）预期A 、B 、C 中哪一个N —S 键最长？哪一个N —S 键最短？为什么？
（3）假设有NSF 的同分异构体存在[SNF]，请按照（1）、（2）内容回答问题。
解析：（1）本题可采用Lewis 结构理论，计算出NSF 的化学键数。
因
38(567)3,22s n ⨯-++==应该是三条共价键，即N=S —F ，但它存在形式电荷：N S F,⊕-=-而N=S —F 中各原子的形式电荷为零，所以只要修正S 原子的n r =10即可。
(1028)(567)4,22s n ++-++==所以NSF 的Lewis 结构式为N ≡S —F ，其中，N 、S 、F 的形式电荷均为零。
A ..3N S F N S F
F S S F N B C ....N S F 00....F 0.
.N S +,.（
（2）从A 、B 、C 的结构看，C 的N —S 键最短，因为N —S 之间为共价叁键，A 、B 结构式中N —S 之间都为共价键，但A 中可认为有离域π键存在，所以A 中N —S 键最长。
（3）当SNF 排列时，Lewis 结构式为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
从结构上看，C 中的N —S 键仍然最短，A 中N —S 键最长。
所以中心原子价电子超过8的情况，要根据具体的配位原子种类与多少来确定。
有些富电子化合物为什么可以不修正呢？当配位原子数小于或等于键数时，可
以不修正，因为连接配位原子的单键已够了。
但中心原子周围的配位原子数目超过4，必须要修正n o 。