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”“一”表示共用一对电子°H—H“=”表示共用两对电子°H—O—HO=O “三”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—HH—C三N ②成键电子与孤对电子的表示成键电子=键合电子一一指形成共价键的电子。 孤对电子一一指没有参与化合键形成的电子。③结构式的表示： 键合电子一一用线连孤对电子一一用小黑点如：H—N—HN三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：PC15BC13B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(hybridorbitaltheory)杂化轨道理论(hybridorbitaltheory)是1931年由鲍林(PaulingL)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(hybridorbital)。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。 于1931年，鲍林提出一个原子中的几个原子轨道经过再分配而组成的互相等同的轨道。原子在化合成分子的过程中，根据原子的成键要求，在周围原子影响下，将原有的原子轨道进一步线性组合成新的原子轨道。这种在一个原子中不同原子轨道的线性组合，称为原子轨道的杂化。杂化后的原子轨道称为杂化轨道。杂化时，轨道的数目不变，轨道在空间的分布方向和分布情况发生改变。组合所得的杂化轨道一般均和其他原子形成较强的。键或安排孤对电子，而不会以空的杂化轨道的形式存在。在某个原子的几个杂化轨道中，全部由成单电子的轨道参与的杂化，称为等性杂化轨道；有孤对电子参与的杂化，称为不等性杂化轨道。杂化轨道具有和s，p等原子轨道相同的性质，必须满足正交，归一性。 价键理论对共价键的本质和特点做了有力的论证，但它把讨论的基础放在共用一对电子形成一个共价键上，在解释许多分子、原子的价键数目及分子空间结构时却遇到了困难。例如C原子的价电子是2s22p2，按电子排布规律，2个s电子是已配对的，只有2个p电子未成对，而许多含碳化合物中C都呈4价而不是2价，可以设想有1个s电子激发到p轨道去了。那么1个s轨道和3个p轨道都有不成对电子，可以形成4个共价键，但s和p的成键方向和能量应该是不同的。而实验证明：CH4分子中，4个C-H共价键是完全等同的，键长为114pm，键角为109.5°。BC13，BeCl2，PC13等许多分子也都有类似的情况。为了解释这些矛盾，1928年Pauling提出了杂化轨道概念，丰富和发展了的价键理论。他根据量子力学的观点提出：在同一个原子中，能量相近的不同类型的几个原子轨道在成键时，可以互相叠加重组，成为相同数目、能量相等的新轨道，这种新轨道叫杂化轨道。sp3杂化电子云图C原子中1个2s电子激发到2p后，1个2s轨道和3个2p轨道重新组合成4个sp3杂化轨道［1］，它们再和4个H原子形成4个相同的C-H键，C位于正四面体中心，4个H位于四个顶角。种类杂化轨道种类很多，如三氯化硼（BCl3）分子中B有sp2杂化轨道，即由1个s轨道和2个p轨道组合成3个sp2杂化轨道，在氯化铍（BeCl2）中有sp杂化轨道，在过渡金属化合物中还有d轨道参与的sp3d和sp3d2杂化轨道等。以上几例都是阐明了共价单键的性质，至于乙烯和乙炔分子中的双键和三键的形成，又提出了。键和n键的概念。如把两个成键原子核间联线叫键轴，把原子轨道沿键轴方向“头碰头”的方式重叠成键，称为。键。把原子轨道沿键轴方向“肩并肩”的方式重叠，称为n键。例如在乙烯（C2H4）分子中有碳碳双键（C=C），碳原子的激发态中2px，2py和2s形成sp2杂化轨道，这3个轨道能量相等，位于同一平面并互成120°C夹角，另外一个2pz轨道未参与杂化，位于与平面垂直的方向上。碳碳双键中的sp2杂化如下所示。 这3个sp2杂化轨道中有2个轨道分别与2个H原子形成。单键，还有1个sp2轨道则与另一个C的sp2轨道形成头对头的。键，同时位于垂直方向的pz轨道则以肩并肩的方式形成了n键。也就是说碳碳双键是由一个。键和一个n键组成，即双键中两个键是不等同的。n键原子轨道的重叠程度小于。键，n键不稳定，容易断裂，所以含有双键的烯烃很容易发生加成反应，如乙烯（H2C=CH2）和氯（C12）反应生成氯乙烯（C1—CH2—CH2—C1）。乙炔分子（C2H2）中有碳碳三键（HC三CH），激发态的C原子中2s和2px轨道形成sp杂化轨道。这两个能量相等的sp杂化轨道在同一直线上，其中之一与H原子形成。单键，另外一个sp杂化轨道形成C原子之间的。键，而未参与杂化的py与pz则垂直于x轴并互相垂直，它们以肩并肩的方式与另一个C的py，pz形成n键。即碳碳三键是由一个。键和两个n键组成。这两个n键不同于。键，轨道重叠也较少并不稳定，因而容易断开，所以含三键的炔烃也容易发生加成反应。VSEPR（价电子层互斥模型）通过成键电子对数与孤电子对数可判断中心原子杂化模型，成键电子对数：ABn中n的值；孤电子对数：（A价电子数-A成键电子数）/2。价电子对总数即两者之和，如价电子对总数为2时为sp杂化（直线形），为3时为sp2杂化（平面三角形），为4时为sp3杂化（四面体），5 sp3d（三角双锥），6――sp3d2（八面体）。而成键电子对数与孤电子对数的不同使得分子的几何构型不同。轨道的相互叠加过程叫原子轨道的杂化。原子轨道叠加后产生的新的原子轨道叫杂化轨道。⑴在形成分子（主要是化合物）时，同一原子中能量相近的原子轨道（一般为同一能级组的原子轨道）相互叠加（杂化）形成一组的新的原子轨道。⑵杂化轨道比原来的轨道成键能力强，形成的化学键键能大，使生成的分子更稳定。由于成两个P轨道形成的大n键键原子轨道杂化后，轨道角度分布图的形状发生了变化（形状是一头大，一头小），杂化轨道在某些方向上的角度分布，比未杂化的p轨道和s轨道的角度分布大得多，它的大头在成键时与原来的轨道相比能够形成更大的重叠，因此杂化轨道比原有的原子轨道成键能力更强。⑶形成的杂化轨道之间应尽可能地满足最小排斥原理（化学键间排斥力越小，体系越稳定），为满足最小排斥原理，杂化轨道之间的夹角应达到最大。⑷分子的空间构型主要取决于分子中。键形成的骨架，杂化轨道形成的键为。键，所以，杂化轨道的类型与分子的空间构型相关。杂化类型详述sp杂化同一原子内由一个ns轨道和一个np轨道发生的杂化，称为sp杂化。杂化后组成的轨道称为sp杂化轨道。sp杂化可以而且只能得到两个sp杂化轨道。实验测知，气态BeCl2中的铍原子就是发生sp杂化，它是一个直线型的共价分子。Be原子位于两个Cl原子的中间，键角180°，两个Be-Cl键的键长和键能都相等sp2杂化同一原子内由一个ns轨道和二个np轨道发生的杂化，称为sp2杂化。杂化后组成的轨道称为sp2杂化轨道。气态氟化硼（BF3）中的硼原子就是sp2杂化，具有平面三角形的结构。B原子位于三角形的中心，三个B-F键是等同的，键角为120°（3）sp3杂化同一原子内由一个ns轨道和三个np轨道发生的杂化，称为sp3杂化，杂化后组成的轨道称为sp3杂化轨道。sp3杂化可以而且只能得到四个sp3杂化轨道°CH4分子中的碳原子就是发生sp3杂化，它的结构经实验测知为正四面体结构，四个C-H键均等同，键角为109°28‘。这样的实验结果，是电子配对法所难以解释的，但杂化轨道理论认为，激发态C原子（2s12p3）的2s轨道与三个2p轨道可以发生sp3杂化，从而形成四个能量等同的sp3杂化轨道价层电子对互斥模型在1940年，希吉维克（Sidgwick）和坡维尔（Powell）在总结实验事实的基础上提出了一种简单的理论模型，用以预测简单分子或离子的立体结构。这种理论模型后经吉列斯比（R.J,Gillespie）和尼霍尔姆（Nyholm）在20世纪50年代加以发展，定名为价层电子对互斥模型，简称VSEPR（ValenceShellElectronPairRepulsion）。价层电子对互斥理论（英文VSEPR），是一个用来预测单个共价分子形态的化学模型。理论通过计算中心原子的价层电子数和配位数来预测分子的几何构型，并构建一个合理的路易斯结构式来表示分子中所