lewis结构式

lewis结构式

模糊推理-诗歌朗诵大全短篇

2023年2月23日发(作者：鹦鹉螺音箱)

1

第十章

Chapter10

分子结构

MolecularStructure

2

©

E

C

N

U-

C

h

e

m

第十章分子结构

¾10.1、离子键理论

¾10.2、Lewis学说

¾10.3、价键理论

¾10.4、价层电子对互斥理论

¾10.5、分子轨道理论

¾10.6、共价分子的极性

¾10.7、金属键理论

¾10.8、化学键的键型变异

¾10.9、分子间作用力

3

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10.0化学键

¾化学键(chemicalbond)：如果两个原子（或原

子团）之间的作用力强得足以形成足够稳定的、

可被化学家看作独立物种的聚集体，它们之间

就存在化学键。简单地说，化学键是指分子内

部原子之间的强相互作用。

¾化学键的形成标志：当聚集体的能量低于原来

原子或离子的能量大约40kJ·mol-1以上时，

就认为形成了化学键。

¾化学键的基本类型:离子键、共价键、金属键

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化学键的基本类型

离子键共价键金属键

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10.1离子键理论

¾1916年，德国化学家科塞尔()根据

稀有气体具有稳定电子构型的事实提出了离子

键理论(ionicbondtheory)。该理论认为：

不同的原子间在相互化合时，它们都有

可能通过得失电子形成具有稀有气体元素稳

定电子结构的正负离子(cation/anion)，正负

离子通过静电吸引作用力结合形成离子型化

合物。

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10.1.0离子键理论

¾Li原子和F原子通过形成正负离子后以静电引

力结合成离子化合物。

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离子键理论

¾离子键(ionicbond)：由于原子间发生电子转

移，生成正负离子，并通过静电库仑作用力而

形成的化学键。形成离子键的条件是形成键的

两个原子的电负性相差较大，一般在1.7以

上，才能形成典型的离子型化合物。

2

qq

fk

R

+−⋅

=

¾离子键的特征

离子键的本质是库仑静电作用力。

离子键的强度用晶格能U的大小来衡量。

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10.1.1离子键的特点

¾离子键没有方向性

由于离子键是由正负离子通过静电引力结

合而成，而带电离子的电荷分布均呈球形对

称，因此在空间任何方向上吸引异号离子的能

力相同。

¾离子键没有饱和性

只要空间条件允许，正负离子总是尽可能

多地吸引各个方向上的异号离子。所吸引的异

号离子数目主要取决于正负离子的相对大小，

与它们所带的电荷多少并无多大关系。

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Cl−

Na+

NaCl晶格

离子键的特点

¾例如：NaCl和CsCl晶体

在NaCl晶体中，每个Na+离子周围等距离地排列

着6个Cl−离子，每个Cl−离子周围也同样等距离地排

列着6个Na+离子。说明离子在所有方向上都可以吸

引异号离子。—无方向性

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Cl−

Cs+

CsCl晶格

¾例如：NaCl和CsCl

在CsCl晶体中，由于Cs+

离子比Na+离子大，每个Cs+离

子周围等距离地排列着8个Cl−

离子。说明与每个异号离子邻

接的异号离子数（配位数）与

正负离子的相对大小有关。并

且，在NaCl晶体中，每个

Na+(或Cl−)离子，不仅受邻近

的6个Cl−(或Na+)的作用，还受

到更远的Na+(或Cl−)的电场作

用，只是相互作用较弱罢

了。—无饱和性

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离子键的特点

¾由于离子键的上述特点，通常情况下，正负离

子通过离子键交替连接构成离子晶体。在

NaCl晶体中，我们无法单独划出一个NaCl分

子，而只能把整个晶体看作是一个巨大的分子。

符号NaCl只表示在NaCl晶体中Na+和Cl−物质

的量的简单整数比为1:1，即仅表示氯化钠的

化学式。

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10.1.2离子键的强度—晶格能

¾晶格能(latticeenergy)U：是相互远离的气态

正离子和负离子结合成1mol离子晶体时所释

放的能量的绝对值。

mMx+(g)+xXm

−(g)=M

m

X

x

(s)

U=−ΔH

m

Θ

3

13

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1212

e

ZZZZ

U

rrr

+−

∝=

+

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晶格能

¾晶格能数值的大小常用来比较离子键的强度和

晶体的稳定性。

¾晶格能可根据正负离子间的静电引力以及核外

电子间的排斥作用从理论上计算。也可以利用

热化学循环由实验数据间接计算。

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晶格能的理论计算

¾根据正负离子间的静电引力以及核外电子间的

排斥作用从理论上计算晶格能。

2

12

0

1

(1)

4

A

e

NAZZe

U

rnπε

=−

N

A

：Avogadro常数，6.022×1023mol-1

A：Madelung常数，与晶格类型有关（配位数增加，A

值增大）

n：Born指数，与原子的电子构型有关

Z

1

、Z

2

：正负离子的电荷数

r

e

：正负离子的平衡核间距

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晶格能的热力学计算

¾利用热化学循环(Born-Haber循环)由实验数

据间接计算LiF的晶格能。

升华能

晶格能

电离能

电子亲和能

键能

生成焓

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1)Li(s)→Li(g)ΔHº

1

=161kJ(升华能)

2)将F

2

转化为两个F原子:

½F

2

(g)→F(g)ΔHº

2

=½F

2

的键能

=½(159kJ)=79.5kJ

3)从Li中移去1个2s电子形成Li+:

Li(g)→Li+(g)+e-ΔHº

3

=IE

1

=520kJ(电离能)

4)F原子得到一个电子形成F-:

F(g)+e-→F-(g)ΔHº

4

=EA=-328kJ(亲和能

5)气态离子形成LiF晶体:

Li+(g)+F-(g)→LiF(s)ΔHº

5

=ΔHº

LiF

(晶格能)

6)Li(s)+½F

2

(g)→LiF(s)ΔHº

总

=ΔHº

f

=-617kJ

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从以上五步，利用Hess定律，就可以求得晶格能。

ΔHº

f

=-617kJ=ΔHº

1

+ΔHº

2

+ΔHº

3

+ΔHº

4

+ΔHº

LiF

ΔHº

LiF

=-1050kJ/mol

U

LiF

=1050kJ/mol

已知:

Li(s)+½F

2

(g)→LiF(s)ΔHº

总

=ΔHº

f

=-617kJ

从而有：

ΔHº

LiF

=ΔHº

f

-(ΔHº

1

+ΔHº

2

+ΔHº

3

+ΔHº

4

)

=-617kJ/mol-[161kJ+79.5kJ/mol

+520kJ/mol+(-328kJ/mol)]

4

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晶格能

¾在晶体类型相同时，晶体晶格能与正负离子电

荷数成正比，而与它们的平衡核间距成反比。

¾晶格能越大，正负离子间结合力越大，破坏晶

格时需要能量也越大，因此，晶体的熔点越高、

硬度越大、热膨胀系数越小、压缩系数也越小。

¾晶格能对离子化合物在水中的溶解度也有密切

关系。

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10.1.3离子的特征

¾离子化合物的性质与离子键的强度有关，而离

子键的强度又与正负离子的性质有关，因此离

子的性质在很大程度上决定着离子型化合物的

性质。

¾离子有三个主要性质：

¾离子的电荷

¾离子的电子构型

¾离子半径

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1．离子的电荷

¾原子在形成离子化合物过程中失去或获得的电

子数，离子电荷与各元素原子的电子构型有关。

¾正离子的电荷：通常为+1、+2、+3或+4

¾负离子的电荷：通常为-1、-2

¾-3或-4的负离子：通常是含氧酸根离子或配位阴离

子

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2．离子的电子构型

¾一般简单的负离子最外层都具有稳定的8电子构型。

¾正离子的最外层电子构型较复杂，有以下几种：

¾2电子构型：如Li+、Be2+等

¾8电子构型(n-1)s2(n-1)p6ns0：如Na+、K+、Ca2+等

¾18电子构型(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns0：如Cu+、Ag+、

Zn2+、Cd2+、Hg2+等

¾(18+2)电子构型(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2：如Pb2+、

Sn2+、Bi3+等

¾9~17电子构型(n-1)s2(n-1)p6(n-1)dxns2：如Fe2+、

Fe3+、Cr3+、Mn2+等。

惰性电子对

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离子的电子构型

¾离子的电子构型对离子间的作用力，即离子键

的强弱有很大关系。

¾在离子电荷和半径大致相同的条件下，不同构

型的正离子对同一负离子的结合力大小有如下

规律：

8电子构型<9~17电子构型<18和(18+2)电子构型

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3．离子半径

¾量子力学理论导不出原子和离子的半径，因为

径向分布函数是随着核距离的增大而逐渐下降

的。尽管得不到精确的半径，化学家还是用多

种不同方法根据经验确定原子或离子的半径。

¾离子半径：正负离子间的作用

力达到平衡时的平衡核间距。

离子半径

5

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离子半径

¾离子半径：与邻接的阴、阳离子核间距d有关。

¾定义d=r

+

+r

-

，d可以用X射线衍射法得到。如果

知道了阴离子的半径，阳离子的半径可通过r

+

=d

-r

-

计算得到。

¾1927年，Goldschmidt以用光学法测出r

F

-=133

pm，r

O2-

=132pm为基准，求得近百种离子的半径

（Goldschmidt离子半径）。

¾1960年，Pauling以r

O2-

=140pm为基准，从核电

荷数及屏蔽常数推算出一套离子半径数据，称为

Pauling离子半径。

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¾Pauling离子半径(pm)

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离子半径

¾离子半径的变化规律：

¾1）所有阴离子的半径大于母体原子，所有阳离子

的半径小于（有时远远小于）母体原子。

¾2）具有同一电子构型的正、负离子中，负离子的

半径一般比正离子半径大。

¾3）对同一元素不同价态的正离子而言，离子电荷

数越大的离子半径越小，例如：r

Fe3+

Fe2+

。

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¾4）同一主族元素自上而下的电子层数增大，具有

相同电荷数的离子半径依次增大。

例如：r

Li+

Na+

K+

Rb+

Cs+

r

F-

Cl-

Br-

I-

¾5）同一周期等电子正离子的半径随原子序数增大

而依次减小，例如：r

Na+

>r

Mg2+

>r

Al3+

¾6）周期表中每个元素与其近邻的右下角或左上角

元素离子半径相接近（对角线规则）

例如：r

Li+

≈r

Mg2+

，r

Na+

≈r

Ca2+

，r

Sc3+

≈r

Zr4+

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对角线规则

¾周期表中每个元素与其近邻的右下角或左上角

元素离子半径相接近（对角线规则）

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离子的特征

¾正负离子半径的相对大小，是决定离子晶体结

构类型的重要因素之一。这主要是由于正负离

子半径的相对大小不同，正负离子的配位数和

堆积方式不同所致。

¾离子半径的大小和所带的电荷，对离子化合物

参与的反应也有影响。

6

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10.2Lewis学说

¾共价键理论包括经典的Lewis学说、近代价键

理论和分子轨道理论。

¾1916年，美国化学家提出共价键

理论，建立了经典的Lewis学说。该学说认为：

分子中原子之间可以通过共用电子对而使

每一原子具有稳定的稀有气体的电子结构，这

样形成的分子为共价分子(covalent

compound)，原子间通过共用电子对而形成的

化学键称为共价键(covalentbond)。

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原子的Lewis结构

¾在化学反应中，只有价电子才是重要的。

¾用小圆点表示原子的价电子：

C222221pssC:

225122sspCl:

Cl

226122sspCl-:Cl

[]

-

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分子的Lewis结构

¾用元素符号之间的成对黑点表示分子中原子的

键合关系，一对小黑点代表一个共价键。

HH

NNCO

O

O

O

S

O

O

N

O

O

-

HHH+H

Cl+ClClClClCl

HF

HO

H

HNH

H

CH

H

H

H

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Lewis结构式的书写步骤

¾1）先按分子式或离子式计算总的价电子数目。注意

应加上原子团带有的负电荷或减去原子团带有的正电

荷。

¾2）画出分子或离子的骨架结构，每一个单键扣除2

个价电子，将剩余的价电子分配给每个原子使之占有

适当数目的非成键电子。

¾3）对于第二周期元素而言，Lewis结构式遵循八隅

体规则(octnetrule)，即原子都趋于形成8电子的价电

子壳层结构(除H、He外)。

O+O

OO

(O=O)P

O

O

O

O

3

-

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例10-1：请写出氯酸根

离子的Lewis结构式。

解:ClO

3

−的价电子总数=7

+3×6+1=26

Cl作为中心原子，O原子

作为键合原子。

O

Cl

O

O

中心原子的选择：

1.电负性小的原子一般作为中心原子；

2.碳原子总是作为中心原子；

3.氢原子总是作为配位原子。

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N

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例10-2：写出N

2

O的Lewis结构式。

NNO

NNO

NON

共振结构(resonancestructure)：某一个分子或离子

可能存在多个价结构，并且没有哪种结构显著占有

优势。

C

O

O

O

2－

C

O

O

O

2－

C

O

O

O

2－

7

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N

U-

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(-3)(+2)(0)

(-1)(+2)(-2)

(-2)(+2)(-1)

NCO-

ABC

CNO

-

NCO

-

NCO

-

形式电荷

¾形式电荷(formalcharge)：当所有共价键断

开，且电子被均等分配给有关的原子时原子上

所剩余的电荷。

形式电荷=中性原子中的价电子数−非键电子数−

所形式的化学键中电子总数的一半

NCO]-[

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1.没有形式电荷的结构最可取;

2.形式电荷的绝对值一般不超过1，并且负的形式

电荷倾向于分配给电负性大的原子，正的形式电荷

倾向于分配给电负性小的原子.

NNO

-1

+1

0

NNO

-1

+1

0

(-3)(+2)(0)

(-1)(+2)(-2)

(-2)(+2)(-1)

NCO-

ABC

CNO

-

NCO

-

NCO

-

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Lewis共价概念的局限性

¾1)Lewis结构未能阐明共价键的本质及特性，

它不能说明为什么通过共用电子对就能使两个

原子牢固地结合在一起。

¾2)八隅律规则只能较好地说明第二周期某些

化合物地形成，其他周期元素多数不遵守此规

则。例如BF

3

、PCl

5

、SF

6

等。

BF

F

F

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

S

F

F

F

F

F

F

NONO

40

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10.3价键理论

¾1927年，德国化学家r和

用量子力学求解氢分子的薛定谔方程，才得到

共价键本质的理论解释，后经Pauling等人加

以发展，建立了现代价键VB(ValenceBond)理

论（又称电子配对理论）、杂化轨道理论和价

层电子对互斥理论。

¾价键理论认为，当两个原子相互接近时，两个

自旋相反的未成对电子的相应原子轨道相互重

叠，电子云密集在原子核间使体系能量降低，

因而形成稳定的共价键。

41

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10.3.1共价键的形成

¾用量子力学处理氢原子形成氢分子时，得到

H

2

分子的能量E与核间距R的关系曲线。

电子自旋相反的两个氢原子相

互靠近时，两原子的电子不但受该

原子核的吸引，而且受另一个核的

吸引，整个体系的能量降低。当核

间距达到R

e

时，体系能量最低。

此时两个氢原子形成稳定的H

2

分

子，这种状态称为氢分子的基态。

如果两氢原子的电子自旋平行，由

量子力学证明将会产生排斥作用，

体系的能量高于两个单独的氢原子

能量和。这样不能形成稳定的H

2

分

子，称为氢分子的排斥态。

42

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共价键的形成

¾氢分子的基态之所以能成键，是由于两个氢原子的

原子轨道ψ

1s

都是正值，互相重叠后使两个核间的概

率密度增加，在核间

出现了一个概率密度

最大的区域。一方面

降低了两核间的正电

排斥，另一方面增加

了两核对核间负电荷

区域的吸引，都有利

于系统能量的降低，

有利于共价键的形成。

8

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共价键的本质

¾价键理论认为共价键的本质是由于原子相互接

近时，两个自旋相反的未成对电子的相应原子

轨道相互重叠，电子云密集在原子核间使体系

能量降低，因而形成稳定的共价键。这表明共

价键的本质是电性的。

¾与Lewis共用电子对的概念有本质区别。它是

在量子力学的基础上，指出成键电子是自旋相

反的，而且电子是运动的，在核间有较大的概

率分布。

44

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10.3.2价键理论的要点

¾1)电子配对原理

¾原子具有自旋相反的未成对电子，是化合成键的

先决条件。

¾如果A原子有两个成单电

子，B原子有一个成单电

子，那么A，B原子可以形

成AB

2

型分子，如H

2

O；

¾如果A，B原子都没有成单

电子，则它们不可能形成共

价键，如He不可能形成He

2

。

45

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¾2)共价键具有饱和性

¾如果原子中的一个未成对电子与另一个原子中的未成对电

子已配对，形成一个共价单键，就不能再与此原子或其他

原子的未成对电子配对成键。因此，有多少个成单电子的

原子就可以与多少个自旋相反的电子配对成键。

¾3)共价键具有方向性

¾原子轨道相互重叠成键，必须使电子云密集地出现在两核

之间。原子轨道重叠越大，电子概率密度越大，形成的共

价键也越稳定。

¾在形成共价键时，原子间的化学键只有沿一定的方向才能实现最

大重叠。除s轨道呈球形对称外，其他的原子轨道（p、d、f）在

空间都有一定的伸展方向。

¾共价键的方向性使得共价型分子有特征的键角和特征的空间构型。

46

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10.3.3共价键的特点

¾共价键的形成主要是由于核对共用电子对的吸

引力。

¾共价键的强度取决于原子轨道成键时重叠的多

少、共用电子对的数目和原子轨道重叠的方式

等因素。

¾共价键的形成是由于原子轨道的重叠，两核间

电子云概率密度增大。但这不意味着电子对仅

存在于两核之间，电子对应该在两核周围的空

间运动，但在两核间空间出现的概率最大。

47

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10.3.4共价键的键型

¾根据原子轨道成键时轨道重叠的方式不同，可

分为：

¾1）σ键

原子轨道沿键轴方向以“头碰头”方式重

叠，常见的有：

s-s轨道重叠、s-p

x

轨

道重叠、p

x

-p

x

轨道重

叠。

48

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共价键的键型

¾2）π键

原子轨道垂直于键轴，并以“肩并肩”方式

重叠，常见的有：

p

y

-p

y

轨道重叠、p

z

-p

z

轨道重叠。

9

49

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10.3.5价键理论的局限

¾例如：由于C的电子排布式为：

1s22s22p

x

12p

y

1

只有两个未成对电子，因此预期应能形成

CH

2

的化合物，但实际上，CH

2

的化合物从

未发现过；同时，在C与H形成的化合物

CH

4

中，分子呈正四面体结构，四个键角为

109°28′。

50

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10.3.6杂化轨道理论

¾1931年，g和从电子具有

波动性、波可以叠加的量子力学观点出发，提

出杂化轨道(hybridorbital)的概念。

¾1）在原子形成分子的过程中，由于原子间的相互

影响，在同一原子中能量相近的不同类型的原子

轨道（s、p、d、……）的波函数可以相互混杂叠

加而形成数目相等的、能量完全相同的杂化原子

轨道。杂化轨道可以与其他原子的原子轨道重叠

而形成共价键。

51

©

E

C

N

U-

C

h

e

m

杂化轨道理论

¾2）杂化轨道形成后，杂化前后轨道数守恒，但轨

道的空间伸展方向会发生变化。杂化轨道有更强

的方向性，成键时轨道能达到更大的重叠，使成

键能力增强。

¾原子轨道的杂化，只有在形成分子的过程中才会

发生，而孤立的原子是不可能发生杂化的。同

时，原子轨道的杂化是有条件的。只有同一原子

中能量相近的不同种类的原子轨道才能杂化，而

且必须具备增强原子成键的能力或增强键的强

度，使分子体系的能量降低、分子更稳定等条件。

52

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E

C

N

U-

C

h

e

m

sp杂化轨道

¾由原子中一个s轨道和一个p轨道杂化而产生2个等

同的sp杂化轨道。

¾每一个sp杂化轨道中含有½个s轨道成分及½p轨

道成分。

¾sp杂化轨道间夹角为180°，呈直线型

¾例如：BeCl

2

、HgCl

2

、CO

2

。

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E

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h

e

m

sp杂化

BeCl

2

(g)

乙炔分子

中的sp杂

化轨道和

π键

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e

m

sp2杂化轨道

¾由原子中一个s轨道和两个p轨道杂化而产生3个等

同的sp2杂化轨道。

¾每一个sp2杂化轨道中含有1/3个s轨道成分及2/3p

轨道成分。

¾sp2杂化轨道间夹角为120°，呈平面三角型。

¾例如：BCl

3

、BF

3

、NO

3

−、CO

3

2−、SO

3

10

55

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E

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U-

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m

BF

3

乙烯分子中

的sp2杂化轨

道和π键

56

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m

苯分子中的sp2杂化轨道和大π键

σ键

大π键6

6

Π

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U-

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h

e

m

sp3杂化轨道

¾由原子中一个s轨道和三个p轨道杂化而产生4个等

同的sp3杂化轨道。

¾每一个sp3杂化轨道中含有1/4个s轨道成分及3/4p

轨道成分。

¾sp3杂化轨道间夹角为109°′28′，呈四面体结构。

¾例如：CH

4

、CCl

4

、金刚石、NH

3

、H

2

O。

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C

h

e

m

等性杂化与不等性杂化

¾同碳原子类似，氮原子和氧原子都可以通过2s轨道和

3个2p轨道杂化，但由于氧、氮原子分别比碳原子多1

个与2个电子，它们各自形成的sp3杂化轨道中分别含

有未成键的一对与两对孤对电子，这种含有孤对电子

的杂化轨道和成键的杂化轨道略有差异，称为不等性

杂化轨道。与之对应的碳的sp3杂化轨道称为等性杂

化轨道。

¾由于含孤对电子的sp3杂化轨道不参加成键，电子云

较密集于氮(或氧)原子周围，孤对电子对成键电子对

所占据的杂化轨道有排斥作用，影响分子的空间几何

构型。

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N

U-

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h

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m

sp3不等性杂化轨道

Thesp3HybridOrbitalsinNH

3

andH

2

O

104°40′

107°18′

60

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m

sp3d杂化轨道

¾由原子中一个s轨道、三个p轨道和一个d轨

道（d

z2

）杂化而产生5个等同的sp3d杂化轨道。

¾sp3d杂化轨道间夹角为120°、90°及180°，呈

三角双锥形结构。例如：PCl

5

11

61

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E

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h

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m

sp3d2杂化轨道

¾由原子中一个s轨道、三个p轨道和两个d轨道(d

z2

、

d

x10.y2

)杂化而产生6个等同的sp3d2杂化轨道。

¾sp3d2杂化轨道间夹角为90°及180°，呈八面体结构。

例如：SF

6

62

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E

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N

U-

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h

e

m

dsp2杂化轨道

¾由原子中一个内层d轨道、一个s轨道和两个

p轨道杂化而产生4个等同的dsp2杂化轨道。

¾dsp2杂化轨道间夹角为90°及180°，呈平面正

方形结构。例如：[CuCl

4

]2−

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U-

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h

e

m

HybridOrbitalTypes-PeriodicGroups

氧族

GroupVIA

sp3d2

氮族

GroupVAsp3d

*碳原子具有sp,sp2,sp3等杂化方式

碳族**GroupIVAsp3

硼族

GroupIIIAsp2

碱土金属

GroupIIAsp

周期表中的族杂化轨道类型

64

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U-

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h

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m

重要的杂化轨道及其形状

65

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E

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N

U-

C

h

e

m

一个分子具有什么样的空间构型，中心原

子采用什么类型的杂化轨道，这些问题杂

化轨道理论都不能解决，在不少情况下难

以预言。

66

©

E

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N

U-

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h

e

m

10.4价层电子对互斥理论

¾价层电子对互斥理论(ValenceShellElectron

PairRepulsion，简称VSPER)

1940年西奇维克(ck)等人提出。

该理论认为：对于AX

n

型分子或离子，中心原

子A的周围配置的原子或原子团的几何构型，

主要取决于中心原子价电子层中电子对（包括

成键电子对和未成键电子对）的相互排斥作

用，分子的几何构型总是采取电子对相互排斥

最小的那种结构。

12

67

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E

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N

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h

e

m

¾中心原子A无孤对电子，与B原子以单键结合。

(A•B•)

10.4.1AB

n

型分子的空间构型

直线形平面三角形

正四面体

三角双锥体

正八面体

•

•

•

•

•

•

•

•

••

•

•

•

•

•

•

•

•

•

•

•

•

••

•

68

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U-

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h

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m

BeF

2

BeF

3

CF

4

PF

5

SF

6

AB

n

型分子的空间构型

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h

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m

10.4.2AB

n

lp

m

型分子的空间构型

¾中心原子A与n个B原子形成共价键，并有m对

孤对电子(lonepair,lp)。由于成键电子对受两

个核的吸引，主要集中在两核之间，而孤对电

子只受到中心原子的吸引，其分布离核较近，

显得较“肥大”，所以孤对电子对间的斥力比成

键电子对间斥力大。电子对间的斥力大小顺序

为：

lp－lp>>lp－bp>bp－bp

lp－孤对电子对

bp－成键电子对

70

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m

¾用VSEPR理论判断AB

n

lp

m

型结构

¾(1).写出分子的Lewis结构，确定中心原子A的价

电子层中的总电子数，即中心原子A的价电子数和

配位体B供给的电子数的总和。然后被2除，即为

分子的价电子层中总电子对数，即：