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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

在中学化学教学的范围内，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SO₃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。先知道分子中的键数和孤电子对数目。然后再按程序进行电子排布。较为完整、细致的程序为：

对复杂的分子或离子，必须首先计算其中σ键、π键、孤电子对的数目。

设n_v为价电子对数（分子或离子中所有原子的价电子数、与离子的电荷数的总和被2除，单数也算一对）n_σ，n_π、n_l、分别表示σ、π、孤电子对数，q表示分子式中重原子数目，h表示轻原子（氢原子）数目，按八隅体规则有如下关系：n_v = n_σ+ n_π+ n_l。

重原子成链时，应有n_σ= q + h - 1， 及n_π= 3q – nv + 1。

重原子成环时，应有n_σ= q + h， 及n_π= 3q + nv。

原子排布的方法为：

链状分子中，一般电负性较小的原子居中，而氢原子及电负性较大的原子（如氧原子、氯离子等）则处于端基的位置；在环状分子中，三元环不予考虑；

依次排好所有各个原子的相对位置后，两原子间以短线相连；

孤对电子用一对“电子点”先从每个端基的配原子排起，然后再填充到中心原子，使其达到所需的孤电子对数目（每个原子周围应有4对电子，氢原子不应再排）。

如中心原子的电子数未达到4对，应从邻近的原子上拿出一对或几对孤电子对，与中心原子共用（中心原子的电子对数相应增加）。

若电子的排列方式不止一种时，应将所有情况一一列出。对同一分子（或离子），在几种较稳定的排布中，各排列方式间互为共振体。

不难看出，用这一方法来写出路易斯结构式是相当麻烦的。这种例子在许多教材和教学参考资料中都可以找到，这里就不再重复。

二、由总配位数写路易斯结构式

既然总配位数是描述ABm型分子里中心原子杂化类型和成键情况的一个结构概念，那么用总配位数、不用计算分子（或离子）中的σ键、π键、孤电子对数目、也能写出路易斯结构式。

这一分析和判断的程序为：

由元素的电负性（电负性大的原子为配原子）、原子可能成键的个数（氧原子有可能成两个键、氢原子总成一个键总位于端基），确定中心原子和配原子。把中心原子和配原子用一根短线或一对“电子点”相连（这样的短线或电子点都是σ键）。

用总配位数式计算出中心原子的杂化类型。由杂化轨道数和配原子数，能直接算出中心原子的孤对电子数。标出这些孤电子对。

当中心原子为sp²杂化或sp杂化时，中心原子分别要成1个或2个π键。画出π键的位置（对配原子种类不只一种的sp²杂化，应优先考虑与成单电子数多的配原子成π键）。

最后根据与中心原子成键情况的不同，给每个配原子补齐它的孤电子对。

如对SO₃分子。

从电负性看S原子的电负性小，它为中心原子，O为配原子。据此画出分子的骨架，S原子在中间、3个O原子在周围。再将S与每个O配原子间写出一对电子（为σ键。）

用总配位数式[a +（b – 6）m ]/2= Σ可算出Σ=3，中心原子为sp²杂化。3个sp²杂化轨道正好结合3个O配原子，所以中心原子无孤电子对。

由于中心原子有一未杂化的p轨道，分子中有1个π键。任选出一个O原子（都是同种的O原子），将其与S原子间再加一对电子点，表示这里还有一个π键。

最后再考虑每个配原子所属的成键电子对数，把各配原子的孤电子对补齐（够8个）。

这一过程和每步分析的结果可图示如左下：

或                      

由于BF₃分子与SO₃分子同属于E (24/4)。在BF₃分子中同样有一个π键。只不过这是一个由F单方面提供电子给B原子p空轨道的π配键。在其中B原子也享有8个电子（有2个是F提供的π配电子）。可见，说八偶体理论不能解释BF₃分子结构，是因为他们所依据的路易斯结构式有误。BF₃分子的路易斯电子式应该如右上。

总配位数法能首先确定出中心原子的所有信息，如是否有π键、是否有孤电子对。所以不但简便，还能更全面、本质地考虑问题。

三、八偶体理论的改进

八偶体理论是一个在化学发展过程中曾起过积极作用，至今在某些方面还有应用价值的理论。不应该被全盘否定。要改进就要先弄清它的实质。

（一）八偶体理论的适用范围

从等电子分子周期表可以看出Ⅱ线左面的区域为八偶体理论适用的范围。只有Ⅱ线右面的总配位数大于4的属于ABm型分子的9个等电子族的分子结构不能用八偶体理论来解释，其中心原子采取的是sp³d、或sp³d²、或sp³d³杂化。

八偶体理论适用的范围用数学式子来描述就是：[a +（b – 6）m ] / 2 = Σ ≤ 4即       a +（b – 6）m ≤ 8 ……（1）

而八偶体理论不能描述的化学物质则是

a +（b – 6）m ＞ 8 ……（2）

从配原子种类来讨论八偶体理论的适用范围：即使当中心原子的价电子数为最大值8（如Xe）时，其配原子中如果没有卤族原子（其b = 7）（1）式也是成立的。所以八偶体理论可以描述所有的不含卤族元素的分子（当然包括XeO₃)。

从中心原子种类来讨论八偶体理论的适用范围：中心原子价电子数a与ⅦA元素原子数m间的关系为 a + m ≤ 8 或 m ≤ 8 - a（当所讨论的是带有一个负电荷的离子时，上一关系变为：a + m+1 ≤ 8 或 m ≤ 7 – a。这说明配卤原子的个数还受中心原子价电子数的制约。只要其和不大于8，该分子也可以用八偶体理论类描述（如POCl₃、SO₂Cl₂）。而其和大于8的化合物（如PCl₅、SF₄、ClF₃、XeF₂、XeOF₄、H₅IO₆)，不能用八偶体理论类描述

而中心原子价电子数a与其最大配位数也有一定关系，即a = m。这样有 2m ＜ 8、m ＜ 4时八偶体理论适用。即所有以ⅣA元素为中心原子的化合物都在八偶体理论的适用范围内。

可见，只有ⅤA族及其右边元素的，中心原子价电子数与配卤原子数之大于8的含卤化合物分子，才不能被八偶体理论所解释。

总之，与八偶体理论能解释结构的化学物质相比较，其不能解释的还是极少数。要除掉稀有气体化合物，不能解释的则更是屈指可数了。为此，全盘否定八偶体理论是不合适的。

（二）改进的八偶体理论

既然不想否定，就可以考虑改进的方法。

由于在上面所述的不能用八偶体理论解释的分子中，其配重原子所拥有的价电子数无例外的还都是8。所以只要从中心原子方面来进行补救就可以了。

为此，可以在保留“分子中的原子都有形成稀有气体电子构型的趋势”的同时，特别补充“在某些卤化物中，中心原子会形成不多于其原有价电子数的化学键”。

即ⅤA族元素的原子可以生成5个σ键，有5对电子点；而ⅦA族元素的原子可以生成7个σ键，有7对电子点……。这种补充，很容易用价电子被激发成单后再成键来解释，不超出学生的认识范围。

参考文献：

[1]  张组德等编.. 无机化学——要点、例题、习题（第二版）. 合肥：中国科学技术大学出版社 .2001

[5]. 史启祯主编.无机化学与分析化学，高等教育出版社，1998