路易斯結構式

摘要：介紹一種既能適用于滿足八隅律分子體系，也能適用于一些缺電子體系、富電子體系的路易斯結構式的書寫方法。建構出由分子式→路易斯結構式→VSEPR模型→雜化軌道類型的分析分子空間結構的思維模型。

關鍵詞：路易斯；Lewis；結構式；分子結構

文章編號：1008-0546（ 2023）09-0071-04

中圖分類號：G632.41

文獻標識碼：B

doi： 10.3969/j.issn.1008-0546.2023.09.014

一、路易斯學說

1904年，是科學史上倍受關注的一年，這一年，諾貝爾物理學獎和化學獎都頒發給了稀有氣體的發現研究者。稀有氣體發現的意義，不僅是實現了周期表的完美結構，更重要的是稀有氣體的化學穩定性使科學家找到了原子之所以相互結合的原因，原子通過相互作用獲得了與稀有氣體一樣的價電子排布，從而變得更加穩定。

1916年美國物理化學家路易斯（G．N．Lewis）通過對一些實驗現象的歸納總結，認為分子中的原子都有形成稀有氣體電子結構的趨勢，以求得本身的穩定。而達到這種穩定結構，并非通過電子轉移形成離子鍵來完成，而是通過共用電子對來實現。提出同種原子以及電負性相近的原子間可以通過共用電子對形成共價分子，分子中的每一個原子都具有稀有氣體的穩定結構，原子間通過共用電子對形成的化學鍵稱為共價鍵。Lewis學說成功地解釋了由相同原子組成的分子的形成，也成功解釋了電負性相近原子組成的分子的形成。

二、路易斯結構式

1．八隅律

1916年，路易斯（G．N．Lewis）提出了共價鍵理論，認為由共價鍵形成的分子中，每個原子均應具有穩定的稀有氣體的8電子外層電子構型（He為2個），習慣稱之為“八隅律”，即原子外層由于共享電子對，滿足稀有氣體的八電子外層電子構型時，就可以形成共價鍵。共享一對電子（A：B）的單鍵表示為A-B，共享兩對電子（A：：B）的雙鍵表示為A=B，共享三對電子（A：：：B）的三鍵表示為A-B。原子上未共用的價電子對（A：）叫孤電子對。孤電子對雖然不直接成鍵，但會影響分子的形狀并在分子性質方面發揮重要作用。

2．八隅律的許多例外

隨著對分子結構認識的深入，人們認為，原子間共享電子，不僅僅是為了獲得稀有氣體價電子結構，而是因為共享的電子能增加正電荷原子核間的電子密度，由此產生的原子核對電子的吸引作用是將原子粘合在一起的“膠水”。現代價鍵理論認為中心元素原子可能形成的共價鍵數與原子的價軌道數及價電子數有關，并不一定受八隅律限制。例如：第二周期原子價軌道是4，當中心原子價電子數充足形成4個共價鍵時，滿足八隅律規則；但當中心原子價電子數小于價軌道時，形成的分子中心原子周圍的價電子數可能不足8個電子，如BeC12、BeH2、BH3、BF3等缺電子分子；超出第二周期后的元素，可以類似于第二周期形成許多滿足八隅體結構的物種，如第三周期的Si、P、S、CI分別是四價、三價、二價和一價時，可以形成許多符合八隅律規則的分子，如SiC14、PCl3、SCl2等。但由于它們存在可供利用的d軌道，產生了價層擴充，可以形成穩定的更高價態的化合物，此時這些元素被多于8個的電子所圍繞，形成可稱之為滿足擴展的八隅律的物種，如PCl5、SF4、SF6、CIF3等富電子分子。

3．路易斯結構式

用短線表示共用電子對將成鍵的元素符號連接起來，并在元素符號周圍用小黑點表示未成鍵的價電子，這種描述分子結構的式子稱為Lewis結構式。例如：

一個正確的Lewis結構應該表示出所有的孤對電子，但有機化學家在寫結構式時常常忽略部分甚至全部的孤對電子。由于我們閱讀時常常需要猜想非共價電子的正確數目，所以有機化學中的這些結構式并不是真正的Lewis結構式。

三、路易斯結構式的書寫

路易斯結構式是了解分子結構的基礎。實際上當我們對分子結構有了一些基礎性的認識之后，路易斯結構式的書寫也有多種方法，如依據成鍵數和孤電子對數推測Lewis結構式、依據分子骨架和八隅律推測Lewis結構式等。限于篇幅，本文僅介紹一種既能適用于滿足八隅律也能適用于一些例外情況的書寫方法。

步驟1，確定中心原子。分子不是原子的簡單堆積，而是通過復雜的化學結合力按一定的順序排列起來的，自然就存在著中心原子和配位原子。在一個分子中，中心原子一般是單原子，如BF3分子的中心原子是B原子，XeF4分子的中心原子是Xe原子；如果一個分子中有多個單原子，中心原子一般是化合價數最高的單原子，如POC13的中心原子是P原子，NOF的中心原子是N原子，NSF的中心原子是S原子；如果一個分子中有多個同主族的單原子，中心原子一般是原子序數大的單原子，如SOCl2的中心原子是S原子。個別情況下，單原子并不是中心原子，如N20分子中中心原子是N原子。

確定中心原子的一般原則是：（1）H原子總是作為配位原子，因為H原子只有一個電子，故出現在中心的情況很罕見。（2）F原子永遠作為配位原子，因為F原子為第二周期元素，無可供利用的d軌道，而其本身已有7個價電子，這樣只能作為配位原子形成一個共價鍵。（3）O原子一般為配位原子，而當分子或離子中存在H原子時，可以形成OH基團作為配位基團。（4）C原子形成數不勝數有機分子的結構特點表明它應當總是位于中心。（5）電負性較小的原子一般為中心原子，電負性大的原子為配位原子。

步驟2，畫出共價分子骨架。將中心原子和相鄰配位原子按滿足配位原子八隅律的鍵合關系用單鍵、雙鍵或三鍵相連接，得分子或離子骨架。配位原子滿足八隅律與中心原子形成共價鍵的類型一般為鹵族元素形成單鍵、氧族元素形成雙鍵、氮族元素形成三鍵。注意，如果微粒帶負電荷，計算時負電荷歸配位原子，如NO3帶一個負電荷，其中一個配位O原子的價電子數視為7，該O原子和中心原子形成單鍵。

步驟3，分配剩余價電子數。路易斯結構式僅利用有關原子的價電子來顯示分子或離子中原子之間的聯系，對于主族元素，中心原子帶入路易斯結構的價電子數與其在周期表中的族數相同，如果我們研究的對象是離子，求算價電子總數時，特別要注意計算陰離子價電子數目時要加上所帶的電荷數，計算陽離子價電子數目時要減去所帶的電荷數。

合計組成原子的所有價電子，根據成鍵情況得出骨架連接所用價電子數，將剩余價電子首先分配給配位原子使其滿足八隅律，多余的價電子再分配給中心原子。

步驟4，分配形式電荷給分子中的原子。許多分子的路易斯結構是不完整的，直到我們確認它們的原子是否帶有形式電荷。形式電荷提供一個保持電子蹤跡的方法，它們可能是也可能不是真實的電荷。形式電荷的概念有助于我們確定一個帶電荷的分子里誰帶了這個電荷的大部分，同時還可以幫助我們看清在整個分子或離子里所有原子攜帶電荷的情況。

在計算分子中每個原子的價電子數時，每個孤電子對給分子中的一個原子貢獻2個電子，每個共用電子對為成鍵雙方各提供1個電子。如果計算得到的某個原子的價電子數和周期表中該原子的最外層電子數有差別，則該原子是帶形式電荷的。這樣，通過下式可以計算出一個給定原子的形式電荷：

形式電荷（FC）=主族序數一非鍵電子數一鍵數

當一個分子或離子，依據上述規則寫出的路易斯結構式有多種時，能量最低的結構通常是各原子形式電荷最小的結構（一般在+1和一1之間），特別是所有原子的形式電荷都等于零的結構。

例1 畫出下列分子的Lewis結構式。

（1）氫氰酸（HCN）；（2）亞硝酰氯（NOCI）; （3）（CN）2

解析：（1）C原子為中心原子，依據H一價、N三價原則，畫出分子骨架（H-C-N），分子中各原子的價電子總數為1+4+5=10，分子骨架中價電子數為8，剩余2個價電子分配給N原子，使其滿足八隅律，得Lewis結構式（H-C-N：），分子中各原子的形式電荷均為O。

（2）N原子為中心原子，依據O二價、CI一價原則，畫 分子骨架O=N

，分子中各原子的價電子總數為6+5+7=18，分子骨架中價電子數為6，剩余1 2個價電子先分配給配位O（4個）、Cl（6個）原子，使其滿足八隅律，再將剩余的2個價電子分配給中心原子，得Lewis結構式（：Q=N

：），分子中各原子的形式電荷均為o。

（3）C原子為中心原子，依據N三價原則，畫出分子骨架（N-C-C-N），分子中各原子的價電子總數為5+4+4+5=18，分子骨架中價電子數為1 4，剩余4個價電子分別分配給兩個配位N（2個）原子，使其滿足八隅律，得Lewis結構式（：N-C-C-N：），分子中各原子的形式電荷均為O。

例2 畫出下列離子的Lewis結構式。

（1）NO+（2）NO3

（3）SCN-

解析：（1）NO+中N原子為中心原子，O原子為配位原子，離子帶一個正電荷，計算時正電荷歸配位原子，這樣，配位O原子的價電子數視為5，和中心原子形成三鍵，畫出離子骨架（[N=O]+）。離子中各原子的價電子總數為5+6-1=10，離子骨架中價電子數為6，剩余4個價電子先分配給配位0（2個）原子，使其滿足八隅律，再將剩余的2個價電子分配給中心N原子，得Lewis結構式（[：N三O：]+），離子中N原子的形式電荷為O、O原子的形式電荷為+1。

（2）NO3中N原子為中心原子，O原子為配位原子．離子帶一個負電荷，計算時負電荷歸其中一個配位O原子，這樣，該配位O原子的價電子數視為7，另二個O原子應以正常二價和中心N原子相連接，畫出

離子骨架（

）。這是一個具有欺騙性的離子骨架，其中心N原子形成的價鍵數剛好和化合價一致，但它是錯誤的，因為N元素位于第二周期，只有4個價軌道，價鍵數最大值為4，故應調整離子骨架為

（

）。離子中各原子的價電子總數為5+3×6+ 1=24，離子骨架中價電子數為8，剩余16個價電子先分配給二價配位0（4個）原子，再分配給二個一價配位O（各6個）原子，使其滿足八隅律，得Lewis結構式 （

），離子中N原子的形式電荷為+1、二價配 位O原子的形式電荷為O，二個一價配位O原子的形式電荷均為一1。

（3）SCN一中C原子為中心原子，離子帶一個負電荷，計算時負電荷歸其中一個配位S原子或N原子，若歸S原子，該配位S原子的價電子數視為7，應以一價和中心C原子相連接，畫出離子骨架（[S-C-N]一）；若歸N原子，該配位N原子的價電子數視為6，應以二價和中心C原子相連接，畫出離子骨架（[S=C=N]一）。離子中各原子的價電子總數為6+4+5+1=16．離子骨架中價電子數為8，剩余8個價電子分別分配給配位S原子及N原子，得Lewis結構式（[：S-C-N：]一）或（[：§=C=N：]一）。離子中C原子的形式電荷均為O，前者配位S原子的形式電荷為一1、配位N原子的形式電荷為O，后者配位S原子的形式電荷為O，配位N原子的形式電荷為一1。上述兩種結構都有合理性，在實際體系中，隨周圍環境不同而采用不同的結構。

例3 氟硫氮化合物是一類重要的化合物，畫出NSF分子的Lewis結構式

解析：分子中電負性最小的S為中心原子，依據N三價、F一價原則，畫出分子骨架（N-Sx），分子中各原子的價電子總數為5+6+ 7=18，分子骨架中價電子數為8，剩余1 0個價電子先分配給配位N（2個）、F（6個）原子，使其滿足八隅律，再將剩余的2個價電子分配給 中心S原子，得Lewis結構式（，分子中各原子

的形式電荷均為O。分子中S周圍有1 0個價電子，為一個富電子分子。

四、認識分子的空間結構

分子的空間結構是理解分子結構與性質的重要內容，應用紅外光譜、晶體X射線衍射等現代儀器和方法人們可以測定分子的結構，在分析研究分子結構的過程中，發展了許多結構理論，價層電子對互斥（VSEPR）模型和雜化軌道理論是高中化學課程中整個價鍵理論體系的核心內容，確定分子或離子的VSEPR模型之后，可以比較方便地確定中心原子的雜化軌道類型。依據常見分子或離子的路易斯結構式，通過簡單推算即可推算出中心原子的價層電子對，從而建構出由分子式→路易斯結構式→VSEPR模型→雜化軌道類型的分析分子空間結構的思維模型。

VSEPR的“價層電子對”是指分子中的中心原子與結合原子間的σ鍵電子對和中心原子上的孤電子對，多重鍵只計其中的σ鍵電子對，不計π鍵電子對。分子或離子的路易斯結構式恰好包含VSEPR所需的全部條件，我們要做的只是簡單地將路易斯結構式中的σ鍵電子對和孤電子對進行求和運算。表1列舉了本文例題涉及分子或離子的中心原子的價層電子對及雜化軌道類型。

參考文獻

[1] 徐守兵．關于中心原子價層電子對數的求算方法[J]．化學教學，2013 （7）：64-67.