杂化轨道理论图解

杂化轨道理论(图解）

一、原子轨道角度分布图

二、共价键理论和分子结构

㈠、共价键理论简介

１、经典的化学键电子理论：

1916年德国化学家柯塞尔(Kossel)和1919年美国化学家路易斯(Lewis)等提出了化学键的电子理论。他们根据稀有气体原子的电子层结构特别稳定这一事实，提出各元素原子总是力图（通过得失电子或共用电子对）使其最外层具有８电子的稳定结构。柯塞尔用电子的得失解释正负离子的结合。路易斯提出，原子通过共用电子对而

形成的化学键称为共价键(covalent [k?u`veilent]bond[b?nd])。用黑点代表价电子（即最外层s，p轨道上的电子），可以表示原子形成分子时共用一对或若干对电子以满足稀有气体原子的电子结构。为了方便，常用短线代替黑点，用“－”表示共用１对电子形成的共价单键，用“＝”表示２对电子形成的共价双键，“≡”表示３对电子形成的共价叁键。原子单独拥有的未成键的电子对叫做孤对电子(lone[l?un]pair[pε?]electron[i`lektr?n])。Lewis结构式的书写规则又称八隅规则（即８电子结构）。

评价贡献：Lewis共价概念初步解释了一些简单非金属原子间形成共价分子的过程及其与离子键的区别。局限性：①、未能阐明共价键的本质和特性；②、八隅规则的例外很多。

PCl5SF6BeCl2BF3NO，NO2…

中心原子周围价电子数10 12 4 6 含奇数价电子的分子…

③、不能解释某些分子的性质。含有未成对电子的分子通常是顺磁性的（即它们在磁场中表现出磁性）例如O2。２、1927年德国的海特勒Heitler和美籍德国人的伦敦London两位化学家建立了现代价键理论，简称VB理论（电子配对法）。1931年，鲍林在电子配对的基础上提出了杂化轨道理论的概念，获1954年诺贝尔化学奖。３、1928年－1932年马利肯由于建立和发展分子轨道理论荣获得1966年诺贝尔化学奖。

MO法和VB法是两种根本不同的物理方法；都是电子运动状态的近似描述；在一定条件下它们具有等价性。

O2 ：2 O原子电子组态1s2 2s2 2p4 →O2，8×2=16个电子，外层电子：12个电子，

KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2pz)2 (π2px)2(π2py)2(π*2px)1 (π*2py)1

MO理论认为价电子为12，其中

成键电子，(σ2s)2(σ2pz)2(π2px)2(π2py)2共8个电子

反键电子，(σ*2s)2(π*2px)1 (π*2py)1共4个电子

------------ ----------- -----------

σ单键，3电π键，3电子π键

σ+π3+π3，由于每个π3只相当于半个键，故键级=2。尽管该键级与传统价键理论的结论一致，但分子轨道理论圆满解释了顺磁性(由于分子中存在未成对电子引起的)，价键理论则不能解释。

O—O

O2分子的路易斯结构式O O ，价键结构式

㈡、价键法（VB法）价键理论一：

１、要点：

⑴、共价键的形成条件：①、先决条件：原子具有未成对电子；②、配对电子参与成键的原子轨道要满足对称匹配、能量相近以及最大重叠的原则；③、两原子具有成单的自旋相反的电子配对，服从保里不相容原理。

⑵、共价键的本质：是由于原子相互接近时轨道重叠，原子间通过共用自旋相反的电子使能量降低而成键。

⑶、共价键的特征：①、饱和性，一个原子有几个未成对电子（包括激发后形成的未成对电子），便和几个自旋相反的电子配对成键；而未成对电子数是有限的，故形成化学键的数目是有限的。②、根据原子轨道最大重叠原理，原子轨道沿其角度分布最大值方向重叠，即共价键具有一定的方向性。

⑷、共价键的类型：单键、双键和叁键。

①、σ键和π键。

重叠方式重叠方向重叠部分重叠键能电子键的化学

程度能量强度活泼性

σ键“头碰

头”

沿键轴方向

重叠

圆柱形对称，集中在两核之间

沿键轴分布，可绕键轴旋转

大小较低较大不活泼

，比π

键稳定

π键“肩并

肩”

原子轨道的

对称轴互相

平行

分布在通过键轴的一个平面上

下方，键轴处为零，不可绕轴

旋转，“上下”形状对称（像“两

块冬瓜”），垂直于键轴。

小大较高较小活泼，

易发生

化学反

应

ⅰ、σ键：沿键轴方向重叠，呈圆柱形对称，称为σ轨道，生成的键称为σ键σ是希腊字母，相当于英文的s，是对称Symmetry[`simitri]这个字的第一个字母）。

σ键形成的方式：

ⅱ、π键：两个p轨道彼此平行地重叠起来，轨道的对称面是通过键轴的平面，这个对称面就叫节面，这样的轨道称为π轨道，生成的键称为π键（π相当于英文的p，是平行parallel[`p?r?lel]的第一个字母）。

π键的形成过程：

，

σ键和π键只是共价键中最简单的模型，此外还有十分多样的共价键类型。如苯环的p－p大π键，硫酸根中的d－pπ键，硼烷中的多中心键……

δ键：若原子轨道以面对面（如dxy与dxy）方式重叠，为δ键（在金属原子间成键或多核配合物结构中出现）。

②、配位键：成键两原子必须共用一对电子。这一对电子也可以由一个原子提供出来，与另一原子（提供空轨道）共用，这样形成的共价键叫做配位键。通常用A→B表示。

形成配位键必须具备两个条件：

Ⅰ、A是提供共用电子对的原子，其价电子层有未共用的电子对，即必须有孤对电子。

Ⅱ、B是接受共用电子对的原子，其价电子层必须有可利用的空轨道。

含有配位键的离子或化合物是相当普遍的，如[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+、[Fe(CN)6]4-、Fe(CO)5。

※电子对给予体称为路易斯碱，电子对接受体称为路易斯酸。

２、价键理论二：杂化轨道理论〔鲍林(Pauling)1931年提出,为了解释键角的变化。〕

价键理论简明地阐明了共价键的形成过程和本质，成功解释了共价键的方向性和饱和性，但在解释一些分子的空间结构方面却遇到了困难。例如CH4分子的形成，按照价键理论，C原子只有两个未成对的电子，只能与两个H原子形成两个共价键，而且键角应该大约为90°。但这与实验事实不符，因为C与H可形成CH4分子，其空间构型为正四面体，∠HCH = 109°28′。为了更好地解释多原子分子的实际空间构型和性质，1931年鲍林和斯莱脱(Slater)在电子配对理论的基础上，提出了杂化轨道理论(hybrid orbital theory)，丰富和发展了现代价键理论。

⑴、杂化轨道理论的基本要点

原子在形成分子时，为了增强成键能力，同一原子中能量相近的不同类型（s、p、d…）

的几个原子轨道可以相互叠加进行重新组合，形成能量、形状和方向与原轨道不同的新的原子轨道。这种原子轨道重新组合的过程称为原子轨道的杂化，所形成的新的原子轨道称为杂化轨道。

注意：①、只有在形成分子的过程中，中心原子能量相近的原子轨道才能进行杂化，孤立的原子不可能发生杂化。②、只有能量相近的轨道才能互相杂化。常见的有：ns np nd，

(n-1)d ns np；③、杂化前后，总能量不变。但杂化轨道在成键时更有利于轨道间的重叠，即杂化轨道的成键能力比未杂化的原子轨道的成键能力增强，形成的化学键的键能大。这是由于杂化后轨道的形状发生了变化，电子云分布集中在某一方向上，成键时轨道重叠程度增大，成键能力增强。④、杂化所形成的杂化轨道的数目等于参加杂化的原子轨道的数目，亦即杂化前后，原子轨道的总数不变。⑤、杂化轨道的空间构型取决于中心原子的杂化类型。不同类型的杂化，杂化轨道的空间取向不同，即一定数目和一定类型的原子轨道间杂化所得到的杂化轨道具有确定的空间几何构型，由此形成的共价键和共价分子相应地具有确定的几何构型。

什么叫杂化？同一原子的能量相近的原有的原子轨道“混杂”起来，重新组合形成新轨道的过程，叫做杂化。

什么叫杂化轨道？新组合的原子轨道叫做杂化轨道。

为什么要杂化？杂化轨道形成的化学键的强度更大，体系的能量更低。

杂化的动力：受周围原子的影响。

为什么杂化后成键，体系的能量降低？杂化轨道在一个方向上更集中，便于轨道最大重叠。

杂化轨道的构型决定了分子的几何构型：杂化轨道有利于形成σ键，但不能形成π键。由于分子的空间几何构

型是以σ键为骨架，故杂化轨道的构型就决定了其分子的几何构型。

杂化的规律

杂化前后轨道数目不变，空间取向改变 ；

杂化轨道能与周围原子形成更强的σ键，或安排孤对电子，而不会以空的杂化轨道存在。

杂化后轨道伸展方向、形状发生改变，成键能力增强，成键能力大小顺序（s 成分越多 成键能力越强）sp

①、所组成的几个杂化轨道具有相同的能量；②、形成的杂化轨道数目等于原有的原子轨道数目；③、杂化轨

道的空间伸展方向一定（亦即，杂化轨道的方向不是任意的，杂化轨道之间有一定的夹角）；④、杂化轨道的

成分：每个杂化轨道的成分之和为１；每个参加杂化的原子轨道，在所有杂化轨道中的成分之和为１（单位轨

道的贡献）。

杂化轨道基本类型 sp

sp 2

sp 3

参加杂化的原子轨道

1个s 和1个p 1个s 和2个p 1个s 和3个p 杂化轨道数目 2个sp 杂化轨道

3个sp 2杂化轨道

4个sp 3杂化轨道

每个杂化轨道的成分 21s ，2

1p 31s ，3

2p

41s ，4

3p

杂化轨道间的夹角

180° 120° 109°28′ 几何构型 直线型 平面三角形

正四面体形 实例 BeCl 2，HgCl 2 BF 3 CH 4，SiF 4 中心原子

Be ，Hg

B

C ，Si ⑶、最常见的杂化轨道类型简介

杂化轨道类型 sp sp 2

sp 3 dsp 2[d(x 2-y 2)与s 、p x 、p y ] 空间几何构型

直线型 平面三角形

正四面体形

平面正方形

杂化轨道数目

2

3 4 4 杂化轨道类型 sd 3[s 与d xy 、d xz 、d yz ] sp 3d [dz 2

]

dsp 3

[d(x 2-y 2)] 空间几何构型 正四面体形

三角双锥形

四方锥形

杂化轨道数目 4

5

5 杂化轨道类型 d 2

sp 3

,sp 3d 2

[dz 2

,d(x 2

-y 2

)]

sp 3d 3

空间几何构型 正八面体形

五角双锥形

杂化轨道数目 6

7

杂化轨道类型 dp sd dp 2，d 2s d 3s 空间几何构型 直线型 弯曲型，

平面三角形

正四面体形

杂化轨道数目 2 2 3 4 杂化轨道类型 d 4s ,d 2sp 2 d 3p 3 d 4sp d 4sp 3 空间几何构型 四方锥形

反三角双锥形

三棱柱型

十二面体形

杂化轨道数目

5

6

6

8

① sp 杂化轨道：是1个ns 轨道与1

个 np 轨

道杂化形

成2个sp

杂化轨道。BeCl 2的成键过程，Be 原子的杂化。两个sp 杂化轨道的夹角为180o ，空间构型：直线型。

②、SP 2杂化轨道：是一个原子的1个nS 轨道和2个nP 轨道之间进行杂化，形成3个等价的SP 2杂化轨道。3个SP 2杂化轨道互成120°，sp 2杂化形成平面正三角形分子。例如BCl 3的成键过程，B 原子的杂化。

③、SP 3杂化轨道：是一个原子的1个S 轨道和3个P 轨道之间进行杂化，形成4个等价的SP 3杂化轨道。4个SP 3杂化轨道互成109.5°，sp 3杂化形成正四面体结构分子。例如CH 4 的成键过程，C 原子的杂化。

相关链接： BeCl 2是共价化合物，在气态为双聚分子(BeCl 2)2(在773~873K 下)，温度再高时，二聚体解离为单体BeCl 2，在1273K 完全离解。固态BeCl 2具有无限长链结构。在BeCl 2(g)中Be 为sp 杂化，直线型。在双聚体(BeCl 2)2 (g)中Be 为SP 2杂化。在固态BeCl 2中Be 为SP 3杂化。

直线型：CO 2，BeCl 2，[Ag(NH 3)2]+，HgCl 2，ZnCl 2，HC≡CH （C 原子sp 杂化）；

平面三角形：BF 3，SO 3(g)，NO - 3，CO 2- 3，H 2C=CH 2（C 原子sp 2

杂化）；

正四面体形：CH 4，SO 2- 4，SiF 4，NH 4+，[Zn(NH 3)4]2+；ClO 4-，MnO - 4，MnO 2- 4(Mn 原子d 3s 杂化）；

平面正方形：[Cu(NH 3)4]2+，[Zn(CN)4]2-，[PdCl 4]2-； 三角双锥形：PCl 5，[Fe(CO)5]； 四方锥形：Sb(C 6H 5)5；

正八面体形：SF 6，[Fe(CN)6]3-，FeF 3- 6，AlF 3-

6；

五角双锥形：IF 7；

⑷、等性杂化与s-p 型不等性杂化

①、等性杂化：由不同类型的原子轨道“混合”起来，重新组合成一组完全等同的杂化轨道的过程称为等性杂化，形成的轨道为等性杂化轨道。各个杂化轨道的形状和能量完全相同。

条件：当成键原子中参与杂化的原子轨道上的电子数目等于杂化轨道数目，且与之成键的原子也完全相同，其杂化就是等性杂化。例如，CH 4和CCl 4…与中心原子键合的是同一种原子，分子呈高度对称的正四面体构型，其中的4个sp 3杂化轨道自然没有差别，这种杂化类型叫做等性杂化。

②、不等性杂化：由不同类型的原子轨道“混合”起来，重新组合成一组不完全等同的杂化轨道（形成的杂化轨道的能量不完全相等，所含的成分也不完全相同）的过程称为不等性杂化，形成的轨道为不等性杂化轨道。参与杂化的原子轨道中存在孤对电子，则形成的杂化轨道的形状和能量不完全相同。

条件：ⅰ、当成键原子中参与杂化的原子轨道上的电子数目等于杂化轨道数目，但是与之成键的原子不完全相同，其杂化就是不等性杂化。例如，CHCl 3和CH 2Cl 2…(另一种看法是：等性杂化并不表示形成的共价键等同。例如，CHCl 3为变形四面体，分子中三个C －Cl 键与

C －H 键并不等同，但 C 采取的杂化方式仍是 sp 3等性杂化。)ⅱ、当成键原子中参与杂化的原子轨道上的电子数目多于杂化轨道数目，有的杂化轨道上必然会被孤对电子所占据，而被孤电子对占据的杂化轨道所含的s 成分比单个电子占据的杂化轨道含的s 成分略大，更靠近中心原子的原子核，对成键电子对具有一定的排斥作用，参与成键杂化轨道具有更多的p 轨道特征，此时，虽然与之成键的原子完全相同，其杂化就是不等性杂化。例如，H 2O 中的O 、NH 3分子中的N 和CH 4分子中的C 一样，采取的是SP 3杂化。 但由于H 2O 、NH 3分子中保留有孤对电子,四个杂化轨道中只有部分参与成键，为不等性杂化，因此分子的形状是不对称的。（CH 4分子中的键角109°28′，NH 3分子中的键角107°18′，H 2O 分子中的键角104°45′。） 判断是否等性杂化，要看各条杂化轨道的能量是否相等，不能看未参加杂化的轨道的能量。 H 2O “V ”字形，NH 3和H 3O +三角锥形，CHCl 3和CH 2Cl 2、CH 3Cl 变形四面体形… ⑸、部分杂化 ①、CO 2

MX 2

sp MX 3 sp 2 MX 4 sp 3 MX 5 dsp 3 MX 6 d 2sp 3

dsp 2 d 2sp 2 sp 3d 2

CO 2直线型分子

两个

Π４３

C 原子SP 杂化 O —C —O

Π４

３

Π４３

，

O

2Px 2Py 2Pz O

2Px 2Py 2Pz

C 2s

2p

激发

杂化

SP 杂化

2 Py 2 Pz

②、乙烯分子中的C 原子，用１个2S 轨道和2Px 、2Py 轨道进行S P 2杂化，SP 2杂化轨道呈平面正三角形。成键的２个C 原子各以１个SP 2杂化轨道彼此重叠形成１个C －C σ键，并各以两个SP 2杂化轨道分别与２个H 原子的1S 轨道形成２个C －H σ键，这５个σ键其对称轴都在同一平面内。每个C 原子余下的2Pz 轨道彼此平行地重叠，形成π键。

C 原子SP 2杂化轨道

↑ ↑ ↑ 未参加杂化的Pz 轨道

↑ ⊥SP 2杂化轨道平面

③、乙炔分子中的C 原子，用１个2S 轨道和１个2Px 轨道进行S P 杂化，SP 杂化轨道呈直线形。成键的２个C 原子各以１个SP 杂化轨道彼此重叠形成一个C －C σ键，并各以另１个SP 杂化轨道分别与两个H 原子的1S 轨道形成２个C －H σ键，这３个σ键其对称轴都在同一直线上。每个C 原子余下2Py 和2Pz 轨道，２个2Py 和２个2Pz 分别平行地重叠，形成的键π键共有2个。

※弯键：杂化轨道的极大值方向通常和键轴方向一致，形成圆柱对称的σ键，但有时极大值方向却与分子中成键两原子间的连线方向不同。例：环丙烷中键角为60°，而碳原子利用sp 3杂化轨道成键，轨道间的夹角为109.5°。可见，轨道叠加最大区域在三角形外侧，这时形成的σ键由于弯曲，不存在绕键轴的圆柱对称性，这种弯曲的σ键称为弯键。四面体的P 4分子中也存在弯键。 附录：某些元素化合物的分子结构 一、卤族元素

I 3-和ICl 2-是直线型分子，中心原子采取sp 3d 杂化， BrF 5和IF 5是四方锥型，中心原子采取 sp 3d 2杂化，

IF 7是五角双锥形，中心原子采取sp 3d 3杂化

BrF 3,T 形sp 3

d 杂化

ICl 4-平面正方型

二、氧族元素

SO 2、O 3、SO 3(g)，sp 2杂化：

SO 2- 4，sp 3

杂化

SO 2- 3,三角锥体,不等性sp 3

杂化

H 2O 2氧原子sp 3杂化轨道 O O

H

H

φ=97°

θ=94°

,

H O

O H

SF 6，正八面体形：sp 3d 2杂化

SCl 4，sp 3d 杂化 变形四面体形 （翘翘板形）

SCl 2，sp 3杂化

S 原子sp 3杂化

三、氮族

不等性sp 3杂化

，

不等性sp 3杂化，联氨(肼) H 2N －NH 2，羟胺NH 2OH

白磷P 4

60°

221pm

直线型的叠氮酸根离子N 3-，第一个N 原子sp 2杂化，第二和第三个N 原子sp 杂化

Π４３

N —N —N H

硝酰基NO + 2(180o

)

PF 6-正八面体型，sp 3d 2杂化

PCl 5三角双锥型SP 3d

PCl 3,三角锥形

四、碳族

SnCl2,V形SiF2- 6，sp3d2杂化；正

八面体形：sp3d2杂化

五、硼族

(AlCl3)2[(HO)3AlOAl(OH)3]2-≡[(Al2O4·3H2O]2-

B原子SP2杂化，每个杂化轨道与F形成σ键后，垂直于分子平面的B有一个空的P轨道，三个F原子各有一个充满电子的P轨道，这四

个P轨道相互平行，形成大π键（Π６４）。这

个大π键的形成使BF3获得额外的稳定性。

BF3,sp2杂化，平面三角型

六、碱金属和碱土金属

CaF2、SrF2、BaF2的构型是弯曲的角形，即V形。！，√。

？,×。价层电子对互斥理论(VSEPR)却认为是直线型，不符合事实。

七、铁

多核配合物

讨论分子中的中心原子的杂化轨道类型的基础是预先知道它的立体结构。

杂化轨道理论(图解)

杂化轨道理论(图解）一、原子轨道角度分布图 S Px Py Pz dz2 dx2-y2dxy dxz dyz 二、共价键理论和分子结构 ㈠、共价键理论简介 １、经典的化学键电子理论： 1916年德国化学家柯塞尔(Kossel)和1919年美国化学家路易斯(Lewis)等提出了化学键的电子理论。他们根据稀有气体原子的电子层结构特别稳定这一事实，提出各元素原子总是力图（通过得失电子或共用电子对）使其最外层具有８电子的稳定结构。柯塞尔用电子的得失解释正负离子的结合。路易斯提出，原子通过共用电子对而形成的化学键称为共价键(covalent [k?u`veilent]bond[b?nd])。用黑点代表价电子（即最外层s，p轨道上的电子），可以表示原子形成分子时共用一对或若干对电子以满足稀有气体原子的电子结构。为了方便，常用短线代替黑点，用“－”表示共用１对电子形成的共价单键，用“＝”表示２对电子形成的共价双键，“≡”表示３对电子形成的共价叁键。原子单独拥有的未成键的电子对叫做孤对电子(lone[l?un]pair[pε?]electron[i`lektr?n])。Lewis结构式的书写规则又称八隅规则（即８电子结构）。 评价贡献：Lewis共价概念初步解释了一些简单非金属原子间形成共价分子的过程及其与离子键的区别。局限性：①、未能阐明共价键的本质和特性；②、八隅规则的例外 PCl5SF6BeCl2BF3NO，NO2… 中心原子周围价电子数101246含奇数价电子的分子… ③、不能解释某些分子的性质。含有未成对电子的分子通常是顺磁性的（即它们在磁场中表现出磁性）例如O2。 ２、1927年德国的海特勒Heitler和美籍德国人的伦敦London两位化学家建立了现代价键理论，简称VB理论（电子配对法）。1931年，鲍林在电子配对的基础上提出了杂化轨道理论的概念，获1954年诺贝尔化学奖。 ３、1928年－1932年，德国的洪特和美国的马利肯两位化学家提出分子轨道理论，简称MO理论。马利肯由于建立和发展分子轨道理论荣获得1966年诺贝尔化学奖。 MO法和VB法是两种根本不同的物理方法；都是电子运动状态的近似描述；在一定条件

杂化轨道理论(图解)

杂化轨道理论(图解) 一、原子轨道角度分布图 S Px Py Pz dz 2 dx 2-y 2 dxy dxz dyz 二、共价键理论与分子结构 ㈠、共价键理论简介 １、经典的化学键电子理论: 1916年德国化学家柯塞尔(Kossel)与1919年美国化学家路易斯(Lewis)等提出了化学键的电子理论。她们根据稀有气体原子的电子层结构特别稳定这一事实,提出各元素原子总就是力图(通过得失电子或共用电子对)使其最外层具有８电子的稳定结构。柯塞尔用电子的得失解释正负离子的结合。路易斯提出,原子通过共用电子对而形成的化学键称为共价键(covalent [k ?u`veilent]bond[b ?nd])。用黑点代表价电子(即最外层s,p 轨道上的电子),可以表示原子形成分子时共用一对或若干对电子以满足稀有气体原子的电子结构。为了方便,常用短线代替黑点,用“－”表示共用１对电子形成的共价单键,用“＝”表示２对电子形成的共价双键,“≡”表示３对电子形成的共价叁键。原子单独拥有的未成键的电子对叫做孤对电子(lone[l ?un ]pair[pε?]electron[i`lektr ?n])。Lewis 结构式的书写规则又称八隅规则(即８电子结构)。 评价 贡献:Lewis 共价概念初步解释了一些简单非金属原子间形成共价分子的过程及其与 PCl 5 SF 6 BeCl 2 BF 3 NO,NO 2 … 中心原子周围价电子数 10 12 4 6 含奇数价电子的分子 … ③、不能解释某些分子的性质。含有未成对电子的分子通常就是顺磁性的(即它们在磁场中表现出磁性)例如O 2。 ２、1927年德国的海特勒Heitler 与美籍德国人的伦敦London 两位化学家建立了现代价键理论,简称VB 理论(电子配对法)。1931年,鲍林在电子配对的基础上提出了杂化轨道理论的概念,获1954年诺贝尔化学奖。 ３、1928年－1932年,德国的洪特(F 、Hund)与美国的马利肯(R 、S 、Mulliken)两位化学家提出分子轨道理论,简称MO 理论。马利肯(R 、S 、Mulliken)由于建立与发展分子轨道理论荣获得1966年诺贝尔化学奖。 MO 法与VB 法就是两种根本不同的物理方法;都就是电子运动状态的近似描述;在一定条

杂化轨道理论(图解)

杂化轨道理论(图解） 一、原子轨道角度分布图 S Px Py Pz dz2 dx2-y2dxy dxz dyz 二、共价键理论和分子结构 ㈠、共价键理论简介 １、经典的化学键电子理论： 1916年德国化学家柯塞尔(Kossel)和1919年美国化学家路易斯(Lewis)等提出了化学键的电子理论。他们根据稀有气体原子的电子层结构特别稳定这一事实，提出各元素原子总是力图（通过得失电子或共用电子对）使其最外层具有８电子的稳定结构。柯塞尔用电子的得失解释正负离子的结合。路易斯提出，原子通过共用电子对而形成的化学键称为共价键(covalent [k?u`veilent]bond[b?nd])。用黑点代表价电子（即最外层s，p轨道上的电子），可以表示原子形成分子时共用一对或若干对电子以满足稀有气体原子的电子结构。为了方便，常用短线代替黑点，用“－”表示共用１对电子形成的共价单键，用“＝”表示２对电子形成的共价双键，“≡”表示３对电子形成的共价叁键。原子单独拥有的未成键的电子对叫做孤对电子

(lone[l?un]pair[pε?]electron[i`lektr?n])。Lewis 结构式的书写规则又称八隅规则（即８电子结构）。 评价贡献：Lewis共价概念初步解释了一些简单非金属原子间形成共价分子的过程及其与离子键的区别。局限性：①、未能阐明共价键的本质和特性；②、八隅规则的例外很多。 PCl 5SF6BeCl 2 BF3NO，NO2… 中心原子周围价电子数10 12 4 6 含奇数价电子 的分子 … ③、不能解释某些分子的性质。含有未成对电子的分子通常是顺磁性的（即它们在磁场中表现出磁性）例如O2。 ２、1927年德国的海特勒Heitler和美籍德国人的伦敦London两位化学家建立了现代价键理论，简称VB理论（电子配对法）。1931年，鲍林在电子配对的基础上提出了杂化轨道理论的概念，获1954年诺贝尔化学奖。 ３、1928年－1932年，德国的洪特(F.Hund)和美国的马利肯(R.S.Mulliken)两位化学家提出分子轨道理论，简称MO 理论。马利肯(R.S.Mulliken)由于建立和发展分子轨道理论荣获得1966年诺贝尔化学奖。 MO法和VB法是两种根本不同的物理方法；都是电子运动状态的近似描述；在一定条件下它们具有等价性。 O2 ：2 O原子电子组态 1s2 2s2 2p4 →O2，8×2=16个电子，外层电子：12个电子，

图解杂化轨道理论

一.杂化轨道理论的基本要点 （1）概念：原子在形成分子时，为了增强成键能力，同一原子中能量相近的不同类型（s 、p 、d…）的几个原子轨道可以相互叠加进行重新组合，形成能量、形状和方向与原轨道不同的新的原子轨道。这种原子轨道重新组合的过程称为原子轨道的杂化，所形成的新的原子轨道称为杂化轨道。 （2）注意事项： ①、只有在形成分子的过程中，中心原子能量相近的原子轨道才能进行杂化，孤立的原子不可能发生杂化。②、只有能量相近的轨道才能互相杂化。常见的有：ns np nd ，(n-1)d ns np ； ③、杂化前后，总能量不变。但杂化轨道在成键时更有利于轨道间的重叠，即杂化轨道的成键能力比未杂化的原子轨道的成键能力增强，形成的化学键的键能大。这是由于杂化后轨道的形状发生了变化，电子云分布集中在某一方向上，成键时轨道重叠程度增大，成键能力增强。 ④、杂化所形成的杂化轨道的数目等于参加杂化的原子轨道的数目，亦即杂化前后，原子轨道的总数不变。⑤、杂化轨道的空间构型取决于中心原子的杂化类型。不同类型的杂化，杂化轨道的空间取向不同，即一定数目和一定类型的原子轨道间杂化所得到的杂化轨道具有确定的空间几何构型，由此形成的共价键和共价分子相应地具有确定的几何构型。 什么叫杂化？同一原子的能量相近的原有的原子轨道“混杂”起来，重新组合形成新轨道的过程，叫做杂化。什么叫杂化轨道？新组合的原子轨道叫做杂化轨道。 为什么要杂化？杂化轨道形成的化学键的强度更大，体系的能量更低。杂化的动力：受周围原子的影响。 为什么杂化后成键，体系的能量降低？杂化轨道在一个方向上更集中，便于轨道最大重叠。 杂化轨道的构型决定了分子的几何构型：杂化轨道有利于形成σ键，但不能形成π键。由于分子的空间几何构型是以σ键为骨架，故杂化轨道的构型就决定了其分子的几何构型。 二.最常见的杂化轨道类型简介 杂化轨道基本类型sp sp 2 sp 3 参加杂化的原子轨道 1个s 和1个p 1个s 和2个p 1个s 和3个p 杂化轨道数目2个sp 杂化轨道 3个sp 2杂化轨道 4个sp 3杂化轨道 每个杂化轨道的成分21s ，2 1p 31s ，3 2p 41s ，4 3p 杂化轨道间的夹角 180° 120°109°28′ 课题：杂化轨道理论解读 总第( )期 命题人：

杂化轨道理论(高中)

高中杂化轨道理论(图解） 一、原子轨道角度分布图 S Px Py Pz 二、共价键理论和分子结构 价键法（VB法）价键理论一： １、要点： ⑴、共价键的形成条件：①、先决条件：原子具有未成对电子；②、配对电子参与成键的原子轨道要满足对称匹配、能量相近以及最大重叠的原则；③、两原子具有成单的自旋相反的电子配对，服从保里不相容原理。 ⑵、共价键的本质：是由于原子相互接近时轨道重叠，原子间通过共用自旋相反的电子使能量降低而成键。 ⑶、共价键的特征：①、饱和性，一个原子有几个未成对电子（包括激发后形成的未成对电子），便和几个自旋相反的电子配对成键；而未成对电子数是有限的，故形成化学键的数目是有限的。②、根据原子轨道最大重叠原理，原子轨道沿其角度分布最大值方向重叠，即共价键具有一定的方向性。 ⑷、共价键的类型：单键、双键和叁键。 ①、σ键和π键。 ⅰ、σ键：沿键轴方向重叠，呈圆柱形对称，称为σ轨道，生成的键称为σ键σ是希腊字母，相当于英文的s，是对称Symmetry[`simitri]这个字的第一个字母）。 σ键形成的方式： ⅱ、π键：两个p轨道彼此平行地重叠起来，轨道的对称面是通过键轴的平面，这个对称面就叫节面，这样的轨道称为π轨道，生成的键称为π键（π相当于英文的p，是平行parallel[`p?r?lel]的第一个字母）。 π键的形成过程： ，

σ键和π键的比较 σ键 （共价键中都存在σ键） π键 （只存在不饱和共价键中） 重 叠 方 式 （成建方向） 沿两电子云（原子轨道）的键轴方向以 “头碰头”的方式遵循原子轨道最大程度重叠原理进行重叠 两互相平行的电子云（原子轨道）以“肩并肩”的方式遵循原子轨道最大程度重叠原理进行重叠 重叠程度 重叠程度较大 重叠程度较小 电子云形状 共价键电子云（重叠部分）呈轴对称 共价键电子云（重叠部分）呈镜像对称 牢 固 程 度 强度较大，键能大，较牢固，不易断裂 强度较小，键能较小，不很牢固，易断裂 化学活泼性 不活泼，比π键稳定 活泼，易发生化学反应 类 型 s-s 、s-p 、、p-p 、 s- SP 杂化轨道、s- SP 2 杂化轨道、s- SP 3 杂化轨道、杂化轨道间 p －p π键，、p －p 大π键 是否能旋转 可绕键轴旋转 不可旋转， 存在 的规 律 共价单键是σ键，共价双键有一个σ键，有一个π键；共价叁键有一个σ键，有两个π键。 可单独存在任何共价键中 不单独存在，与σ键共存 概 念 含有未成对（单）电子的原子轨道沿两电叠子云（原子轨道）的键轴方向以“头碰头”的方式遵循原子轨道最大程度重叠原理进行重所形成的具有沿键呈轴对称特征的共价键 含有未成对（单）电子的两个互相平行的电子云（原子轨道）以“肩并肩”的方式 遵循原子轨道最大程度重叠原理进行重叠 所形成的具有镜像对称特征的共价键 ２、价键理论二：杂化轨道理论，价键理论简明地阐明了共价键的形成过程和本质，成功解释了共价键的方向性和饱和性，但在解释一些分子的空间结构方面却遇到了困难。例如CH 4分子的形成，按照价键理论，C 原子只有两个未成对的电子，只能与两个H 原子形成两个共价键，而且键角应该大约为90°。但这与实验事实不符，因为C 与H 可形成CH 4分子，其空间构型为正四面体，∠HCH = 109°28′。为了更好地解释多原子分子的实际空间构型和性质，1931年鲍林和斯莱脱(Slater )在电子配对理论的基础上，提出了杂化轨道理论(hybrid orbital theory)，丰富和发展了现代价键理论。 ⑴、杂化轨道理论的基本要点 原子在形成分子时，为了增强成键能力，同一原子中能量相近的不同类型（s 、p 、d …） 的几个原子轨道可以相互叠加进行重新组合，形成能量、形状和方向与原轨道不同的新的原子轨道。这种原子轨道重新组合的过程称为原子轨道的杂化，所形成的新的原子轨道称为杂化轨道。 注意：①、只有在形成分子的过程中，中心原子能量相近的原子轨道才能进行杂化，孤立的原子不可能发生杂化。②、只有能量相近的轨道才能互相杂化。常见的有：ns np nd ， (n-1)d ns np ；③、杂化前后，总能量不变。但杂化轨道在成键时更有利于轨道间的重叠，即杂化轨道的成键能力比未杂化的原子轨道的成键能力增强，形成的化学键的键能大。这是 健 型 项 目

杂化轨道理论

杂化轨道理论 在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫做杂化轨道。 1基本介绍 杂化轨道理论（hybrid orbital theory)是1931年由鲍林(Pauling L)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。 核外电子在一般状态下总是处于一种较为稳定的状态，即基态。而在某些外加作用下，电子也是可以吸收能量变为一个较活跃的状态，即激发态。在形成分子的过程中，由于原子间的相互影响，单个原子中，具有能量相近的两个能级中，具有能量较低的能级的一个或多个电子会激发而变为激发态，进入能量较高的能级中去，即所谓的跃迁现象，从而新形成了一个或多个能量较高的能级。此时，这一个或多个原来处于较低能量的能级的电子所具有的能量增加到与原来能量较高的能级中的电子相同。这样，这些电子的轨道便混杂在一起，这便是杂化，而这些电子的状态也就是所谓的杂化态。 用化学语言讲，杂化轨道理论从电子具有波动性、波可以叠加的观点出发，认为一个原子和其他原子形成分子时，中心电子所用的电子轨道不是原来纯粹的s轨道或p轨道，而是若干不同类型、能量相近的电子轨道经叠加混杂、重新分配轨道的能量和调整空间伸展方向，组成了同等数目的能量完全相同的新的电子轨道——杂化轨道，以满足化学结合的需要。这一过程称为电子轨道的杂化。 2基本要点 只有最外电子层中不同能级中的电子可以进行轨道杂化，且在第一层的两个电子不参与反应。 不同能级中的电子在进行轨道杂化时，电子会从能量低的层跃迁到能量高的层，并且杂化以后的各电子轨道能量相等又高于原来的能量较低的能级的能量而低于原来能量较高的能级的能量。当然的，有几个原子轨道参加杂化，杂化后就生成几个杂化轨道。 杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理。 杂化后的电子轨道与原来相比在角度分布上更加集中，从而使它在与其他原子的原子轨道成键时重叠的程度更大，形成的共价键更加牢固。 3理论说明 （1）s－p型杂化 只有s轨道和p轨道参与的杂化，主要有以下三种类型：sp1杂化，sp2杂化，sp3杂化。 sp杂化轨道角度分布及其空间伸展方向示意图 （2）s－p－d型杂化 ns轨道，np轨道，nd轨道一起参与杂化称为s－p－d型杂化，主要有以下几种类型： 此外还有以内层的（n－1）d轨道，ns轨道，np轨道一起参与的杂化方式，它主要存在于

高中化学人教版选修3教案：杂化轨道理论简介+配合物理论简介 Word版含答案

第2课时杂化轨道理论简介 配合物理论简介 1．了解杂化轨道理论的基本内容。 2．能根据有关理论判断简单分子或离子的立体构型。(重点) 3．了解配位键的特点及配合物理论，能说明简单配合物的成键情况。(难点) 杂化轨道理论简介 1．用杂化轨道理论解释甲烷分子的形成 在形成CH4分子时，碳原子的一个2s轨道和三个2p轨道发生混杂，形成四个能量相等的sp3杂化轨道。四个sp3杂化轨道分别与四个H原子的1s轨道重叠成键形成CH4分子，所以四个C—H键是等同的。 可表示为 2．杂化轨道的类型与分子立体构型的关系 杂化类型sp sp2sp3 参与杂化的原子轨道及数目n s111 n p123 杂化轨道数目234 杂化轨道间的夹角180°120°109°28′

杂化轨道示意图 立体构型直线形平面三角形正四面体形 实例BeCl2、CO2、 CS2 BCl3、BF3、BBr3CF4、SiCl4、SiH4 [思考探究] 在形成多原子分子时，中心原子价电子层上的某些能量相近的原子轨道发生混杂，重新组合成一组新的轨道的过程，叫做轨道的杂化。双原子分子中，不存在杂化过程。例如sp杂化、sp2杂化的过程如下： 问题思考： (1)观察上述杂化过程，分析原子轨道杂化后，数量和能量有什么变化？ 【提示】杂化轨道与参与杂化的原子轨道数目相同，但能量不同。s轨道与p轨道的能量不同，杂化后，形成的一组杂化轨道能量相同。 (2)2s轨道与3p轨道能否形成sp2杂化轨道？ 【提示】不能。只有能量相近的原子轨道才能形成杂化轨道。2s与3p不在同一能级，能量相差较大。 (3)用杂化轨道理论解释NH3、H2O的立体构型？ 【提示】NH3分子中N原子的价电子排布式为2s22p3。1个2s轨道和3个2p经杂化后形成4个sp3杂化轨道，其中3个杂化轨道中各有1个未成对电子，分别与H原子的1s轨道形成共价键，另1个杂化轨道中是成对电子，不与H原子形成共价键，sp3杂化轨道为正四面体形，但由于孤电子对的排斥作用，使3个N—H键的键角变小，成为三角锥形的立体构型。 H2O分子中O原子的价电子排布式为2s22p4。1个2s轨道和3个2p轨道经

杂化轨道理论(图解)

杂化轨道理论（图解） 、原子轨道角度分布图 rpl 经典的化学键电子理论: 1916年德国化学家柯塞尔（Kossel）和1919年美国化学家路易斯 （Lewis）等提出了化学键的电子理论。他们根据稀有气体原子的电子层 结构特别稳定这一事实，提出各元素原子总是力 图（通过得失电子或共用电子对）使其最外层具有8电子的稳定结构。柯 塞尔用电子的得失解释正负离子的结合。路易斯提出，原子通过共用电子 对而形成的化学键称为共价键（covalent [k?u'veilent]bond[b ?nd]）。用黑点代表价电子（即最外层s, P轨 道上的电子），可以表示原子形成分子时共用一对或若干对电子以满足稀 有气体原子的电子结构。为了方 便，常用短线代替黑点，用“一”表示共用1对电子形成的共价单键，用“=”表示2对电子形成的共价双键， 表示3对电子形成的共价叁键。原子单独拥有的未成键的电 子对叫做孤对电子（lone[l ?un]pair[p rgr 41；41 二 二、共价键理论和分子结构 ㈠、共价键理论简介 41丄 41'龍H —Ifii V y 4P HII/—I Px I dx2-y2I I dxy | | dxz | | dyz | ■ 1 if t 同闻*

￡?lectron[i'lektr ?n]）。 Lewis结构式的书写规则又称八隅规则（即8电子结构）评价贡献：Lewis 共价概念初步解释了一些简单非金属原 子间形成共价分子的过程及其与离子键的区别。局限性：①、 未能阐明共价键的本质和特性；②、八隅规则的例外很多。 ③、不能解释某些分子的性质。含有未成对电子的分子通常 是顺磁性的（即它们在磁场中表现出磁性）例如 2、1927年德国的海特勒Heitler和美籍德国人的伦敦 London两位化学家建立了现代价键理论，简称VB理论（电 子配对法）。1931年，鲍林在电子配对的基础上提出了杂化轨道理论的概念，获1954年诺贝尔化学奖。 3、1928年一1932年，德国的洪特和美国的马利肯两位化 学家提出分子轨道理论，简称M0理论。马利肯由于建立和 发展分子轨道理论荣获得1966年诺贝尔化学奖。 MO法和VB法是两种根本不同的物理方法；都是电子运 动状态的近似描述；在一定条件下它们具有等价性。 ? O2 :2 O原子电子组态1S22S2 2p47O2,8X 2=1个电子， 外层电子：12个电子， ? KK( (T 2S)2((T*2S)2((T 2pz)2 ( n 2px)2( n 2py)2( n *2pX)1 ( n

原子轨道杂化理论

原子轨道杂化理论 原子轨道杂化理论 高二论文联盟下学期选修的《物质结构与性质》一书中对杂化轨道理论的介绍比较简单，也比较模糊，学生理解起来比较困难，我根据所学的知识以及教学中的经验对这部分内容做以下总结： 1.原子轨道为什么需要杂化 （1）杂化的原因：原子在形成分子时能量相近的不同原子轨道相互影响，形成能量相近的新轨道，增强了成键的能力和分子的稳定性。 （2）杂化后轨道的变化：在成键过程中，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混合，重新分配能量和确定轨道空间伸展方向，组成数目相等的新的轨道，这个过程即为杂化。杂化的结果是轨道成分变了，轨道的能量变了，轨道的形状也变了。这些新轨道的能量是等同的，形状是完全相同的。因此杂化轨道比原来的轨道成键能力强，使生成的分子更稳定。 （3）杂化轨道成键能力强的原因：由于成键原子轨道杂化后，轨道角度分布图的形状发生了变化，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。毕业论文 2.原子轨道为什么可以杂化 并非所有的原子轨道都可以杂化，只有能量相近的外层原子轨道

才有可能参与杂化。孤立的原子本身不会杂化，只有当原子相互结合的过程中才会杂化，而且在双原子分子中不存在杂化现象。 3．杂化轨道的类型 按参加杂化的原子轨道种类，轨道的杂化有sp和spd两种主要类型。高中阶段我们只掌握sp型杂化。按参加杂化的s轨道和p轨道的数目sp型杂化分为sp1、sp2、sp3三种杂化。 4.杂化过程 以CH4分子的形成为例。 基态C原子的外层电子构型为2s22p1x2p1y。在与H原子结合时，2s上的一个电子被激发到2pz轨道上，C原子以激发态21S2p1x2p1y2p1z参与化学结合。当然，电子从2s激发到2p上需要能量，但由于可以多生成两个共价键，放出更多的能量而得到补偿。 在成键之前，激发态C原子的四个单电子分占的轨道2s、2px、2py、2pz会互相“混杂”，线性组合成毕业论文

有机化学-杂化轨道理论

杂化轨道理论 价键理论简明地阐明了共价键的形成过程和本质，成功解释了共价键的方向性和饱和性，但在解释一些分子的空间结构方面却遇到了困难。例如CH 4分子的形成，按照价键理论，C 原子只有两个未成对的电子，只能与两个H 原子形成两个共价键，而且键角应该大约为90°。但这与实验事实不符，因为C 与H 可形成CH 4分子，其空间构型为正四面体，∠HCH = 109.5°。为了更好地解释多原子分子的实际空间构型和性质，1931年鲍林提出了杂化轨道理论（hybrid orbital theory ），丰富和发展了现代价键理论。1953年，我国化学家唐敖庆等统一处理了s-p-d-f 轨道杂化，提出了杂化轨道的一般方法，进一步丰富了杂化理论的内容。 1．杂化轨道理论的基本要点 杂化轨道理论从电子具有波动性、波可以叠加的观点出发，认为一个原子和其他原子形成分子时，中心原子所用的原子轨道（即波函数）不是原来纯粹的s 轨道或p 轨道，而是若干不同类型、能量相近的原子轨道经叠加混杂、重新分配轨道的能量和调整空间伸展方向，组成了同等数目的能量完全相同的新的原子轨道——杂化轨道(hybrid orbital)，以满足化学结合的需要。这一过程称为原子轨道的杂化（hybridization ）。 下面以CH 4分子的形成为例加以说明。 基态C 原子的外层电子构型为2s 22p x 12p y 1。在与H 原子结合时，2s 上的一个电子被激发到2p z 轨道上，C 原子以激发态2s 12p x 12p y 12p z 1参与化学结合。当然，电子从2s 激发到2p 上需要能量，但由于可多生成二个共价键，放出更多的能量而得到补偿。 在成键之前，激发态C 原子的四个单电子分占的 轨道2s 、2p x 、2p y 、2p z 会互相“混杂”，线性组合成 四个新的完全等价的杂化轨道。此杂化轨道由一个s 轨道和三个p 轨道杂化而成，故称为sp 3杂化轨道。 经杂化后的轨道一头大，一头小，其方向指向正四面 体的四个顶角，能量不同于原来的原子轨道（图1.6）。 形成的四个sp 3杂化轨道与四个H 原子的1s 原子轨道重叠，形成（sp 3-s ）σ键，生成CH 4分子。 杂化轨道成键时，同样要满足原子轨道最大重叠原理。由于杂化轨道的电子云分布更为集中，杂化轨道的成键能力比未杂化的各原子轨道的成键能力强，故形成CH 4分子后体系能量降低，分子的稳定性增强。 CH 4分子形成的整个杂化过程可示意如下： 化合物的空间构型是由满足原子轨道最大重叠 的方向所决定的。在CH 4分子中，四个sp 3杂化轨道 图1.6 sp 3杂化轨道示意图 图1.7 CH 4 分子的空间结构 激发 杂化 sp 3杂化轨道 4个电子能量相等 2s 2 p 基态C 原子 2s 2p 1个2s 电子激发 到2p 轨道 与4 个H 原子的1s 电子结合 sp 3-s 重叠成键