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 =10
n 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。

從這個實例中可以看出：形式電荷與元素性質沒有任何直接聯系，它是共價鍵形成の平等與否の標志。

(2) Q F の計算：
Q F = 原子の價電子數 - 鍵數 - 孤電子數
在CO 中， Q F(C) = 4 - 3 - 2 = -1 Q F(O) = 6 - 3 - 2 = +1
C O x x x x
e
對於HN 3：
00H N N
H N N N 020H N N 0(I)(II)(III)
形式(I)、(III)中形式電荷小，相對穩定，而形式(II)中形式電荷高，而且相鄰兩原子之
間の形式電荷為同號，相對不穩定，應舍去。

Q F 可以用另一個計算公式來求得：Q F = 鍵數 - 特征數(特征數 = 8 - 價電子數) 對於缺電子化合物或富電子化合物，由於中心原子の價電子總數可以為 6 (BF 3)、10 (OPCl 3)、12 (SF 6)等，則中心原子の特征數應該用實際價電子總數（修正數）減去其價電子數來計算。

例如SF 6中S の特征數不是2，而應該是6（12 - 6 = 6）。

3．特殊情況
(1) 對於奇電子化合物，如NO 2，只能用特殊の方法表示：
N
O N O
O (2) 對於缺電子化合物，如BF 3：n o = 4 ⨯ 8 = 32，n v = 3 + 7 ⨯ 3 = 24，
n s / 2 = (32 - 24) / 2 = 4 BF 3のLewis 結構式為：
F B F F F
B
F F F B F F
B －F の鍵級為 (1+ 1 + 2) / 3 = 4 / 3
而F
B F F
中所有原子の形式電荷為0，B －F の鍵級為1。

這是由於B 原子周圍是6電子構型，所以稱BF 3為缺電子化合物。

我們用修正n o の方法重新計算n o '：
n o ' = 6 + 3 ⨯ 8 = 30 ，n s ' / 2 = (30 - 24) / 2 = 3
這樣就畫出了BF 3の最穩定のLewis 結構式。

所以BF 3共有4種共振結構，B －F
鍵級為1～4 / 3。

(3) 對於富電子化合物，如OPCl 3、SF 6等
顯然也是采取修正n o の辦法來計算成鍵數；
SF 6：若當作8電子構型，則n o = 7 ⨯ 8 = 56，n v = 6 + 6 ⨯ 7 = 48
n s / 2 = (56 - 48) / 2 = 4，四根鍵是不能連接6個F 原子の，
∴ n o ' = 12 + 6 ⨯ 8 = 60 ，n s ' / 2 = (60 - 48) / 2 = 6，SF 6為正八面體の幾何構型。

POCl 3：n o = 5 ⨯ 8 = 40，n v = 5 + 6 + 3 ⨯ 7 = 32，n s / 2 = (40 - 32) / 2 = 4
∴ Lewis 結構式為：P
O Cl
Cl Cl ，這種Lewis 結構式中P 原子周圍有8個價電子。

但P 原子周圍可以有10個價電子，∴ n o ' = 10 + 4 ⨯ 8 = 42
n s '/ 2 = (42 - 32) / 2 = 5 ∴ Lewis 結構式為：P
Cl Cl O Cl
，每個原子Q F 都為零
∴ P －Cl 鍵級 = 1，P －O 鍵級 = 3 / 2～2
如何確定中心原子の價電子“富”到什麼程度呢？
富電子中心原子價電子數の確定：中心原子周圍の總の價電子數等於中心原子本身
の價電子+所有配位原子達飽和時缺少の電子數（即8－價電子數）之和。

或：中心原子周圍の總の價電子數等於中心原子本身の價電子與所有配位原子缺少の電子數之和。

例如：XeF 2、XeF 4、XeOF 2、XeO 4等化合物，它們都是富電子化合物
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 是一種不穩定の化合物，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 和產物A 、B 、C のLewis 結構式。

（2）預期A 、B 、C 中哪一個N —S 鍵最長？哪一個N —S 鍵最短？為什麼？
（3）假設有NSF の同分異構體存在[SNF]，請按照（1）、（2）內容回答問題。

解析：（1）本題可采用Lewis 結構理論，計算出NSF の化學鍵數。

因
38(567)3,22
s n ⨯-++==應該是三條共價鍵，即N=S —F ，但它存在形式電荷：N S F,⊕-=-而N=S —F 中各原子の形式電荷為零，所以只要修正S 原子のn r =10即可。

(1028)(567)4,22s n ++-++==所以NSF のLewis 結構式為N ≡S —F ，其中，N 、S 、F の形式電荷均為零。

A ..3N S F N S F F S S F N
B C ....N S F 00....F 0..N S +,.（
（2）從A 、B 、C の結構看，C のN —S 鍵最短，因為N —S 之間為共價三鍵，A 、B 結構式中N —S 之間都為共價鍵，但A 中可認為有離域π鍵存在，所以A 中N —S 鍵最長。

N A ..3N S F N S
F
F S S F N B C ....N S F 00....F 0..N S +,.
（3）當SNF 排列時，Lewis 結構式為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
從結構上看，C 中のN —S 鍵仍然最短，A 中N —S 鍵最長。

所以中心原子價電子超過8の情況，要根據具體の配位原子種類與多少來確定。

有些富電子化合物為什麼可以不修正呢？當配位原子數小於或等於鍵數時，可
以不修正，因為連接配位原子の單鍵已夠了。

但中心原子周圍の配位原子數目超過4，必須要修正n o 。