孤对电子对与成键电子对所成角什么意思

路易斯（lewis）酸碱理论,是1923年美国物理化学家吉尔伯特·牛顿·路易斯（Lewis G N）提出的一种酸碱理论,它认为：凡是可以接受外来电子对的分子、基团或离子为酸；凡可以提供电子对的分子、离子或原子团为碱.这种理论包含的酸碱范围很广.
该理论认为：凡是能够接受外来电子对的分子、离子或原子团称为路易斯酸（Lewis acid),即电子对接受体,简称受体；凡是能够给出电子对的分子、离子或原子团称为路易斯碱（Lewis base）,即电子对给予体,简称给体.
或者说：路易斯酸（Lewis acid)是指能作为电子对接受体（Electron pair acceptor）的原子,分子,离子或原子团；路易斯碱（Lewis base)则指能作为电子对给予体（Electron pair donor）的原子,分子,离子或原子团；酸碱反应是电子对接受体与电子对给予体之间形成配位共价键的反应.
路易斯酸的分类
1、 配位化合物中的金属阳离子,例如[Fe(H2O)6]3+和[Cu(NH3）4]2+中的Fe3+离子和Cu2+离子.
2、有些分子和离子的中心原子尽管满足了8电子结构,仍可扩大其配位层以接纳更多的电子对.如 SiF4 是个路易斯酸,可结合2个F–的电子对形成 [SiF6]2–.
3、另一些分子和离子的中心原子也满足8电子结构,但可通过价层电子重排接纳更多的电子对.再如CO2能接受OH–离子中O 原子上的孤对电子
4、某些闭合壳层分子可通过其反键分子轨道容纳外来电子对.碘的丙酮溶液呈现特有的棕色,是因为I2分子反键轨道接纳丙酮中氧原子的孤对电子形成配合物（CH3）2COI2.再如四氰基乙烯（TCNE）的π*轨道能接受一对孤对电子.
常见的Lewis酸：
⒈正离子、金属离子：钠离子、烷基正离子、硝基正离子
⒉受电子分子（缺电子化合物）：三氟化硼、三氯化铝、三氧化硫、二氯卡宾
⒊分子中的极性基团：羰基、氰基
在有机化学中Lewis酸是亲电试剂
路易斯碱的分类
1、 阴离子
2、具有孤对电子的中性分子如 NH3,H2O,CO2,CH3OH;
3、含有碳-碳双键的分子如CH2=CH2.
Lewis碱显然包括所有Bronsted碱,但Lewis酸与Bronsted酸不一致,如HCl,HNO3是Bronsted酸,但不是Lewis酸,而是酸碱加合物.
常见的Lewis碱：
⒈负离子：卤离子、氢氧根离子、烷氧基离子、烯烃、芳香化合物
⒉带有孤电子对的化合物：氨、胺、醇、醚、硫醇、二氧化碳
在有机化学中Lewis碱是亲核试剂
注意：
⒈Lewis酸碱电子理论中只有酸、碱和酸碱络合物,没有盐的概念；
⒉在酸碱电子理论中,一种物质究竟属于碱,还是属于酸,还是酸碱配合物,应该在具体反应中确定.在反应中起酸作用的是酸,起碱作用的是碱,而不能脱离具体反应来辨认物质的酸碱性.同一种物质,在不同的反应环境中,既可以做酸,也可以做碱.
⒊正离子一般起酸的作用,负离子一般起碱的作用；AlCl3,SnCl2,FeCl3,BF3,SnCl4,BCl3,SbCl5等都是常见的Lewis酸；
⒋这一理论的不足之处在于酸碱的特征不明显
不知道现在改还能不能看到了
路易斯酸碱,大致的判断思路就是,水解出氢离子或者吸收氢氧根等方式使溶液呈酸性的就是路易斯酸,反之就是路易斯碱.不知道你需要的是多难的东西,简单一些的,这样判断就行.

C

若中心原子A上没有未用于成键的孤对电子，则根据斥力最小的原则，当n = 2时，分子结构为直线形；当n = 3时分子为平面三角形；当n = 4时分子结构为正四面体形。故选C。

可以标在两侧的,一样的.个人习惯,但一定要写对称,不要一上一左什么的.

中学教材上的价层电子对互斥理论只研究ABn型的分子.甲醛中存在三种元素,依据达到稳定结构的理论,碳氧之间为双键,碳与两个氢为单键.中心原子碳有四个键达到稳定结构,双键中一个σ键一个π键,所以中心原子有三个σ键,无孤对电子,价层电子对为3,呈三角形结构.

Cl-：有6个孤对电子（3对）
P：5个价电子（有1对,3个未成对电子）

解题思路：（1）在配合物离子（FeSCN）²⁺中，硫氰根离子提供孤电子对，中心离子提供空轨道；
（2）先计算其价层电子对，再根据VSEPR模型分子或离子构型；
（3）①配离子[Cu（NH₃）₄]²⁺中含有配位键，不同非金属元素之间形成极性共价键；
②形成4个配位键，具有对称的空间构型，可能为平面正方形或正四面体，如为正四面体，[Cu（NH₃）₄]²⁺中的两个NH₃被两个Cl^-取代，只有一种结构．

（1）在配合物离子（FeSCN）²⁺中，硫氰根离子提供孤电子对，中心离子铁离子提供空轨道，故答案为：Fe ³⁺，故答案为：Fe ³⁺；
（2）H₃O⁺中氧原子含有3个共价单键和一个孤电子对，所以H₃O⁺的分子立体结构为三角锥型，氯化硼中硼原子含有3个共价单键且不含孤电子对，所以BCl₃的构型为正三角形，故答案为：三角锥型，正三角形；
（3）①[Cu（NH₃）₄]²⁺中Cu²⁺与NH₃之间的化学键为配位键，N-H为极性共价键，故答案为：A、C；
②形成4个配位键，具有对称的空间构型，可能为平面正方形或正四面体，如为正四面体，[Cu（NH₃）₄]²⁺中的两个NH₃被两个Cl^-取代，只有一种结构，所以应为平面正方形，
故答案为：平面正方形．

点评：
本题考点： 配合物的成键情况；共价键的形成及共价键的主要类型；判断简单分子或离子的构型．

考点点评： 本题综合考查物质结构和性质知识，题目难度中等，易错点为（3），注意配离子的结构判断．

你想想,H2O公用电子对相邻的把..假如没有孤对电子是不是应该直角,但是正是由于存在孤对电子,使到90度变少了,变成了V型
注意：孤对电子的静电力比公用电子的静电力要强
还有问题可以找我

5 对
V型,折线型分子,O-O-O
中间O上1对,两边的O上各2对

电子云图像就是电子云图像~就那么几种.孤对电子在哪个轨道上,那么就是相应的电子云图像.比方说在2P轨道上,那么因为P轨道有3个方向,在哪个方向的P轨道上,电子云图像就是哪个（哑铃型的）.同一轨道的两个电子,只是自旋方向不同而已

S8皇冠形,这是事实

孤对电子就是没有和任何原子相连,仅属于一个原子的一对电子
电子在一定的轨道上运动,就是电子轨道
配位键就是一个原子提供一对电子,另一个原子提供空轨道形成的化学键
而有一个或多个配位键的离子就是络合离子
抱歉,纯属我的失误啊!请问你高几啊?

VESPR理论推出的氧在水分子中有两对“等价”孤对电子.其实这跟实验观察是不符的.分子轨道理论说明这两对“孤对电子”不仅在能量上不等价,在空间分布也不等价,很好地解释了实验上的观察.
水分子中最高占据的两个分子轨道都具有“孤对电子”的特征.但是,能级较低的“孤对电子”轨道与两个O-H键共平面,而能级较高的“孤对电子”轨道是纯粹氧原子的 p 轨道,垂直于前一对“孤对电子”轨道和两个O-H键所形成的平面.正是这个“最高占据轨道”（HOMO）表现了水分子的亲核性.

A H2O
孤对电子就是未成共价键的电子.
O最外层有6个电子,只共用两对电子,因而含有2对孤对电子

由于银离子的配位数可以从2到7,有很大的弹性,表现出丰富多样的几何构型,所以银的配位化学一直是超分子化学研究的热点.
SP杂化,直线型
银离子的配位数和它的外层轨道有关,按道理四个空轨是四个配体,但银的电荷低(+1),体积较大,加之NH3与金属间没有反馈π键,所以即使有四个空轨,也不能像Cu那样形成四配位例子.
和不同配体结合还行存在一个稳定常数的问题.
杂化的方式很多,有 sp sp2 sp3 dsp2 d2sp3（或d2sp3）等.
高中一般要求识记.大多数配体数是中心元素原子或离子化合价的2倍关系.

有点儿麻烦,慢慢道来~不太方便画图,我试试看用文字能不能说明白.
氧原子的核外电子排布是2,6,内层的2个不能成键,不予考虑.我们关注外层的6个电子.具体排布为2s2 2p4（看的懂这个符号吧,s亚层2个,p亚层4个,共6个）.氧原子要成两个键,又要使s轨道和p轨道能量相同,就需要用到1个s,3个p,结合在一起进行杂化.这样分子的空间构型就是四面体的,像甲烷一样.不过孤对电子单独占据了两个杂化轨道.也就是说,H2O的四面体其中两个顶点是由孤对电子组成的,这点跟CH4不同.所以单看两个氢原子和一个氧原子,就是V字形啦,其实另外两对孤对电子也是V形排布的.
不知道我是否解释清楚了,如果有疑问欢迎指教哈~希望这个回答对你有所帮助!

在水中,HNO3是酸,但是如果溶剂换成纯硫酸的话HNO3就变成碱了

解题思路：（1）中心原子提供空轨道，配体提供孤电子对，配合物中配位键由配体指向中心原子；
（2）1molCoCl₃•5NH₃只生成2molAgCl，则1molCoCl₃•5NH₃中有2molCl^-为外界离子，钴的配位数为6，则配体为NH₃和Cl^-，1molCoCl₃•4NH₃只生成1molAgCl，则1molCoCl₃•5NH₃中有1molCl^-为外界离子，钴的配位数为6，则配体为NH₃和Cl^-，由此确定其化学式．

（1）在配合物离子[Fe（SCN）]²⁺中，中心离子是Fe³⁺，提供提供空轨道接受孤对电子，合物离子[Cu（NH₃）₄]²⁺中的配位键为；
故答案为：Fe³⁺，
（2）1molCoCl₃•5NH₃只生成2molAgCl，则1molCoCl₃•5NH₃中有2molCl^-为外界离子，钴的配位数为6，则配体为NH₃和Cl^-，此配合物结构的化学式为[Co（NH₃）₅Cl]Cl₂，
1molCoCl₃•4NH₃只生成1molAgCl，则1molCoCl₃•5NH₃中有1molCl^-为外界离子，钴的配位数为6，则配体为NH₃和Cl^-，此配合物结构的化学式为[Co（NH₃）₄Cl₂]Cl，
故答案为：[Co（NH₃）₅Cl]Cl₂，[Co（NH₃）₄Cl₂]Cl．

点评：
本题考点： 配合物的成键情况．

考点点评： 本题考查了配合物化学式的确定等知识点，注意配合物和氯化银的关系确定外界离子，结合配位数确定其化学式，难度较大．

原理上是可以的,比如HF可以和质子反应,生成H2F+离子.

氧原子电子构型是2S2 2P4
中心氧原子采用SP2杂化后变成3个SP2杂化轨道和一个没有参与杂化的P轨道 其中2个SP2杂化轨道有一个电子（和另外两个氧原子形成西格玛键 1个SP2杂化轨道有2个电子（孤对电子） 这3个SP2杂化轨道在一个平面上
中心氧原子的没有杂化的P轨道（有两个电子也是孤对电子）垂直于这个平面
在看看周围的2个氧原子 他们也是2S2 2P4 电子构型 他们没有参与杂化 其中1个P轨道有1个电子和中心原子形成了西格玛键 还有一个P轨道有一个电子 垂直与刚才说的那个平面 与中心原子那个P轨道形成3中心4电子的大π键
至于为什么是SP2杂化 当然是 我们测得的臭氧分子的数据表明是SP2杂化
那么没有数据的情况下如何得出他是SP2杂化呢 我们有一个经验公式 那就是
参与杂化轨道数=（中心原子所在主族序数+周围原子的修正+电荷的修正+周围原子作为中心原子的修正） 除以2
中心原子所在主族序数不用说很简单 O就是6 N就是5 碘原子就是7 稀有气体原子就是8
周围原子的修正：卤素为1 氧族元素为0 氮族元素为-1 H为1
电荷的修正：正1价就-1 负1价就+1
周围原子作为中心原子的修正：如果考察的周围原子除了和中心原子相连之外 还和其他元素相连 那么就-1
得到的数如果为小数 那么采用进一法
最后得到的结果如果为2 就是SP杂化
3 ----------SP2
4----------SP3
5----------SP3D
6----------SP3D2
7-----------SP3D3
这个方法只适用于中心元素为主族元素的 粒子
如果想看画出来的臭氧分子的结构 请看链接（比较长 直接看最下面） 或者到百度图片搜索“臭氧的结构”

CO2中心原子没有孤对电子；
SO2,H2S中心原子都有孤对电子；理论上讲,只要其他原子能为它提供空轨道,都可以形成配位键.

氧最外层6电子,L层的P亚层才4电子,还有一个空轨道.

氧和硫是同主族元素.
都是最外层有6个电子.
O-S-O为二氧化硫的电子式
所以有2对价电子,2对孤对电子

乙烯中的C,四个电子全部参与成键.没有孤对电子.
C的外层轨道有4个.s、px、py、pz.原本每个轨道中有一个单电子.其中,s和px、py形成了sp2杂化轨道(s轨道能量上升,px 、py能量下降.),形状为平面三角形,分别与两个H以及另一个C原子形成了三个sigma键.
最后剩下pz轨道与C-Csigma键的方向垂直,两个C之间pz轨道电子云无法完全重合,所以这两个电子形成部分重叠的pi键.
完毕.

O的3个2p轨道上只有4个电子,可以接受S原子的2个电子,形成2p满轨道的稳定结构.
也可从分子轨道的理论分析,H2SO4的各个组成原子的电子轨道组合为整个分子的分子轨道,各原子的电子在分子轨道上进行排列,组合成键.

臭氧比较特殊,结构是一个三角形的样子,你可以想象吗,
：0 ：
：－：打不出来啊,中间那个－没有意义的,为了留空
0 ：：0
臭氧是折线形,二氧化碳是直线形.所以二氧化碳没有孤对电子

NH4

能形成氢键的元素只有三种F,N,O.
能力强弱顺序是:HF>H2O>NH3
电负性强弱顺序是:F>O>N
根据分子轨道理论,
电负性越大的元素对电子的吸引能力就越强
氟剩余的孤对电子的运动轨道只会在F原子的附近,不会运动到H离子上.所以难以提供.

价电子对数=（5+1）/2=3,所以N是sp2杂化,价电子构型为平面三角型,由于氮只和两个氧连接,所以一个杂化轨道由一个孤电子对占据,分子构型为v型.

没有成键的电子对称为孤电子对,对于以下物质,配位原子上的孤电子对分别是：
NH3 F-（氟离子） H2O OH-
配位原子：N F O O
配位原子上的孤电子对：1 4 2 3
以上是根据元素的原子的电子层结构看出的最外层的成对的电子数,但是在配位反应中,一个配位原子并不是所有的电子对会同时拿出来和同一个中心原子成键,因为这几个孤电子对并不在一个方向,如果这样成键,配合物就会发生扭曲,空间结构不允许,张力等因素都不允许,不能形成稳定的配合物.
所以,以上配位原子都只拿出一对孤电子对进行成键.

甲基“CH3-”中的横线表示孤对电子,甲基碳负离子得到了一个电子,带负电.

除过参与杂化的三个电子,N最外层还剩2个电子,而三个N上共6个电子来形成大派键.B只是提供空轨道,如果没有B的空轨道,N上的电子是不可能发生离域的.

NH3中,N-H之间共价键,但是电子云偏向得电子能力强的N,所以N上的电子云密度是比较大的.

NF3中,F的得电子能力大于N,所以N-F之间的电子对会偏向F,而导致N上的孤对电子的密度也会减小.

而酸碱性有几种理论,中学期间的是电离理论,到了大学就有质子理论和电子理论.
简单一点,中学的电离理论中,酸电离出H+
所以质子理论认为,能给出H+的,就是酸
而H+带正电荷,所以,电子理论就认为,能给出正电荷,或者说成能接受负电荷,即能接受电子的,就是酸,因此,能给出电子的就是碱.

所以,按照电子理论,NH3中,N上的孤对电子云密度较大,更容易给出孤对电子,所以碱性较强.

西格玛键是共价键的一种,是轨道以“头碰头”的方式生成的共价键,我想你听说过……
水中的氧原子,外层6个电子.其中两个与氢分别成键,即两个西格玛键.所以有两个西格玛键的电子对,每个这样的电子对的两个电子一个是氧提供的,一个是氢提供的.
另外氧还剩余6－2＝4个电子,组成两对孤对电子,也就是两个孤对电子对.
杂化轨道数=孤对电子对数+成西格玛键的电子对数＝2+2＝4.即sp3杂化.

氨根离子

直线型,应该是D∞h
D∞h群的全部对称元素:C∞,∞C2,∞σ (σh+∞σv),i

一氧化碳与不少过渡金属形成羰基配合物时,多由氧原子提供孤对电子

六氢吡啶的碱性大于吡啶.
吡啶氮原子的孤对电子是在sp2杂化轨道,没有参与共轭,呈碱性.而吡啶的碱性比芳胺强却小于脂肪族胺,这是因为脂肪族胺氮原子的孤对电子在sp3化轨道,S成分少离核较远,同时烷基有供电效应,增大N原子上电子云密度,碱性强.六氢吡啶是脂肪族仲胺,碱性强于吡啶.

铜离子和水分子形成配位键时,中心离子铜离子提供空轨道,水分子中的氧原子提供孤电子对,形成四水合铜配离子.一个水分子有两对孤电子对

N和H之间是共价键,负电来源于N上的孤对电子

存在配位键,铵根中一个氮氢键是由氨分子的氮提供未成键的孤对电子.质子提供空轨道而形成,根据配位键的定义可知这个键为配位键.

硫氰根 [N≡C-S ]- 由S提供
异硫氰根 [S=C=N] - 由N提供

H不够用啊.设每个H都形成氢键,那么氢键的总数量等于H原子数,也就等于F的原子数,摊到每个F上有只有1个氢键了.若某些F原子形成多于一个氢键,那就必然存在另一些F原子不能形成氢键.从能量上说这是不利的.

按照楼主的画法,每个N周围都有10个电子了

Fe3+ 3d5 它可以利用 4s 4p 4d 轨道形成配位键,轨道有的是
FeF63- 中Fe3+ 是sp3d2 杂化,这个杂化里面p轨道是 4p轨道,d轨道是 4d轨道

要写,

sp 不存在 不存在 不存在Sp2 V型 不存在 不存在sp3sp3d 变形四面体 平面三角形 直线型 sp3d2 变形三角双锥或四棱锥 平面四边形 没听说过有研究这种情况的注：“不存在”是指该...

你说的是价层电子对,N内层俩电子加上后不就10电子

中心原子上的孤电子对数=1/2 （a－xb）.
a为中心原子的价电子数,x为与中心原子结合的原子数,b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数,氢为1,其他原子等于“8－该原子的价电子数”.
阳离子的a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数；阴离子的a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数.
按照这种公式,水的为1/2(6-2×1）=2,水合氢离子的是1/2（6-1-3×1）=1

举个NH3的例子吧,N原子最外层电子数是5,H原子最外层电子数是1,NH3的配位键是指一分子NH3的N与另一分子NH3的H之间配位,其中N提供孤对电子,而另一氨分子的H的电子由于本分子N的吸引,而几乎成为裸露的质子,为另一个N提供空轨道,形成配位,而不是分子内的配位,是分子间的