1916年美国物理化学家吉尔伯特·路易斯（Gilbert N. Lewis）提出了共价学说，建立了经典的共价键理论。 此理论的核心是原子间通过共用电子对形成最外层8电子的稳定结构（ns2np6）（氢除外），故路易斯价键理论又称八隅体理论。 该理论适用于绝大多数主族元素的共价化合物和含共价键的离子，而路易斯结构式的表示要求是：用短线表示原子间形成的共价键，同时用小黑点表示未用于形成共价键的电子（非键合电子），也可省去这些小黑点。

中文名：路易斯结构

外文名：Lewis structure

学科：化学

A、B 两原子各有一个成单电子，当 A、B 相互接近时，两电子以自旋相反的方式结成电子对，即两个电子所在的原子轨道能相互重叠，则体系能量降低，形成化学键，亦即一对电子则形成一个共价键。

形成的共价键越多，则体系能量越低，形成的分子越稳定。因此，各原子中的未成对电子尽可能多地形成共价键。

配位键形成条件：一种原子中有孤对电子，而另一原子中有可与孤对电子所在轨道相互重叠的空轨道。在配位化合物中，经常见到配位键。

该理论适用于绝大多数主族元素的共价化合物和含共价键的离子，而路易斯结构式的表示要求是：用短线表示原子间形成的共价键，同时用小黑点表示未用于形成共价键的电子（非键合电子），也可省去这些小黑点。这里应注意：非键合电子可以是成对的（孤对电子），也可以是成单的（自由基中）。

成键数=按稀有气体结构计算的各原子最外层电子数之和—各原子价电子数之和/2孤对电子对数=各原子价电子数之和—成键电子总数/2

例 HNO3 成键数=/2=5

孤对电子对数=/2=7

排出正确的原子连接

H原子只有一个电子，在通常的共价分子中它只能形成一个，故在分子结构中它一般排列在外；F原子具有最大的电负性，价电子中只有一个成单电子，又无可以利用的d轨道，所以它也只能形成一个，在分子结构中排列在终端。

电负性较小的原子，由于其价电子被原子束缚的力较小，而易与其他原子所共用，所以在它周围排列的原子数一般比电负性较大元素原子周围的原子数多，故电负性较小的原子常处于分子中心，电负性较大的原子一般排列在分子的终端。

路易斯结构式的书写

根据求出的成键数、孤对电子对数和原子间连接规则，写出可能的路易斯结构式。

（1）原子间以短线相连，短线总数达到成键数。

（2）孤电子对用一对对小黑点从端基原子标起，依次到各原子，使每个原子都达到稀有气体原子的稳定结构（8电子或2电子）直到孤对电子全部标完。

结构式稳定性比较

若某物质的路易斯结构式能写出多种，应比较各自的稳定性，排除不稳定的结构，而形式电荷是分子路易斯结构式稳定性比较的依据。

（1）某原子的形式电荷=该原子的价电子数减去结构中该原子最外层电子数（成键电子平均分给两成键原子）。

（2）若物质路易斯结构式中各元素原子的形式电荷为零，这种结构是最稳定的；若相邻两原子的形式电荷是同号，这种结构不稳定，可不予考虑。

（3）若某分子比较稳定的结构有几种，这几种结构就互为共振关系。

（4）注意以下几点：

a.形式电荷只表示原子积累电荷的相对多少，并不是说明该化合物就是离子化合物，也不是由电负性决定的，与元素性质无关，仅仅是表观电荷。

b.当然，正负电荷（形式电荷）分别分布在电负性较小和较大的原子上的结构优先确定；

c.形式电荷数值较低的结构优先确定。

最后说明一下，当中心原子是S、P、Cl等“富”电子原子时，该原子周围可以多于四对电子。有一种说法是将其原子周围视作四对电子时的结构中部分孤电子对变成键合电子，以降低中心原子的形式电荷，成为稳定结构。