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 1
2p x 1
2p y 1
2p 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
激发
杂化
sp 3杂化轨道 4
个电子能量相等
2
s
2p
基态C 原子
2
s
2
p
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
指向正四面体的四个顶点，故四个H 原子的1s 轨道在正四面体的四个顶点方向与四个杂化轨道重叠最大，这决定了CH 4的空间构型为正四面体，四个C-H 键间的夹角为109.5°（图1.7）。
由以上讨论可归纳得到杂化轨道理论的基本要点为：
⑴ 同一个原子中能量相近的原子轨道之间可以通过叠加混杂，形成成键能力更强的一组新的原子轨道，即杂化轨道。
⑵ 原子轨道杂化时，原已成对的电子可以激发到空轨道中而成单个电子，其激发所需的能量可以由成键时放出的能量得到补偿。
⑶ n 个原子轨道杂化后只能得到n 个能量相等、空间取向不同的杂化轨道。
必须注意，孤立原子轨道本身不会杂化形成杂化轨道。只有当原子相互结合形成分子需要满足原子轨道的最大重叠时，才会使原子内原来的轨道发生杂化以获得更强的成键能力。 2．杂化轨道的类型
根据参与杂化的原子轨道的种类和数目的不同，可将杂化轨道分成以下几类。 ⑴ sp 杂化
能量相近的一个n s 轨道和一个n p 轨道杂化，可形成二个等价的sp 杂化轨道。每个sp 杂化轨道含2
1的n s 轨道和2
1的n p 轨道的成）。
由以上讨论可归纳得到杂化轨道理论的基本要点为：
⑴ 同一个原子中能量相近的原子轨道之间可以通过叠加混杂，形成成键能力更强的一组新的原子轨道，即杂化轨道。
⑵ 原子轨道杂化时，原已成对的电子可以激发到空轨道中而成单个电子，其激发所需的能量可以由成键时放出的能量得到补偿。
⑶ n 个原子轨道杂化后只能得到n 个能量相等、空间取向不同的杂化轨道。 必须注意，孤立原子轨道本身不会杂化形成杂化轨道。只有当原子相互结合形成分子需要满足原子轨道的最大重叠时，才会使原子内原来的轨道发生杂化以获得更强的成键能力。
2．杂化轨道的类型
根据参与杂化的原子轨道的种类和数目的不同，可将杂化轨道分成以下几类。 ⑴ sp 杂化
能量相近的一个n s 轨道和一个n p 轨道杂化，可形成二个等价的sp 杂化轨道。每个sp 杂化轨道含
2
1的n s 轨道和2
1
的n p 轨道的成）。
由以上讨论可归纳得到杂化轨道理论的基本要点为：
⑴ 同一个原子中能量相近的原子轨道之间可以通过叠加混杂，形成成键能力更强的一组新的原子轨道，即杂化轨道。
⑵ 原子轨道杂化时，原已成对的电子可以激发到空轨道中而成单个电子，其激发所需的能量可以由成键时放出的能量得到补偿。
⑶ n 个原子轨道杂化后只能得到n 个能量相等、空间取向不同的杂化轨道。
必须注意，孤立原子轨道本身不会杂化形成杂化轨道。只有当原子相互结合形成分子需要满足原子轨道的最大重叠时，才会使原子内原来的轨道发生杂化以获得更强的成键能力。 2．杂化轨道的类型
根据参与杂化的原子轨道的种类和数目的不同，可将杂化轨道分成以下几类。
图1.8 sp 杂化轨道示意图
图1.8 sp 杂化轨道示意图
⑴ sp 杂化
能量相近的一个n s 轨道和一个n p 轨道杂化，可形成二个等价的sp 杂化轨道。每个sp 杂化轨道含2
1的n s 轨道和2
1的n p 轨道的成）。
由以上讨论可归纳得到杂化轨道理论的基本要点为：
⑴ 同一个原子中能量相近的原子轨道之间可以通过叠加混杂，形成成键能力更强的一组新的原子轨道，即杂化轨道。
⑵ 原子轨道杂化时，原已成对的电子可以激发到空轨道中而成单个电子，其激发所需的能量可以由成键时放出的能量得到补偿。
⑶ n 个原子轨道杂化后只能得到n 个能量相等、空间取向不同的杂化轨道。
必须注意，孤立原子轨道本身不会杂化形成杂化轨道。只有当原子相互结合形成分子需要满足原子轨道的最大重叠时，才会使原子内原来的轨道发生杂化以获得更强的成键能力。
2．杂化轨道的类型
根据参与杂化的原子轨道的种类和数目的不同，可将杂化轨道分成以下几类。 ⑴ sp 杂化
能量相近的一个n s 轨道和一个n p 轨道杂化，可形成二个等价的sp 杂化轨道。每个sp 杂化轨道含2
1的n s 轨道和2
1的n p 轨道的成）。
由以上讨论可归纳得到杂化轨道理论的基本
要点为：
⑴ 同一个原子中能量相近的原子轨道之间可以通过叠加混杂，形成成键能力更强的一组新的原子轨道，即杂化轨道。
⑵ 原子轨道杂化时，原已成对的电子可以激发到空轨道中而成单个电子，其激发所需的能量可以由成键时放出的能量得到补偿。
⑶ n 个原子轨道杂化后只能得到n 个能量相等、空间取向不同的杂化轨道。 必须注意，孤立原子轨道本身不会杂化形成杂化轨道。只有当原子相互结合形成分子需要满足原子轨道的最大重叠时，才会使原子内原来的轨道发生杂化以获得更强的成键能力。 2．杂化轨道的类型
根据参与杂化的原子轨道的种类和数目的不同，可将杂化轨道分成以下几类。 ⑴ sp 杂化
能量相近的一个n s 轨道和一个n p 轨道杂化，可形成二个等价的sp 杂化轨道。每个sp 杂化轨道含
2
1的n s 轨道和2
1
的n p 轨道的成）。
由以上讨论可归纳得到杂化轨道理论的基本
要点为：
⑴ 同一个原子中能量相近的原子轨道之间可以通过叠加混杂，形成成键能力更强的一组新的原子轨道，即杂化轨道。
⑵ 原子轨道杂化时，原已成对的电子可以激发到空轨道中而成单个电子，其激发所需的能量可以由成键时放出的能量得到补偿。
⑶ n 个原子轨道杂化后只能得到n 个能量相等、空间取向不同的杂化轨道。
必须注意，孤立原子轨道本身不会杂化形成杂化轨道。只有当原子相互结合形成分子需
图1.8 sp 杂化轨道示意图
图1.8 sp 杂化轨道示意图
图1.8 sp 杂化轨道示意图
要满足原子轨道的最大重叠时，才会使原子内原来的轨道发生杂化以获得更强的成键能力。
2．杂化轨道的类型
根据参与杂化的原子轨道的种类和数目的不同，可将杂化轨道分成以下几类。 ⑴ sp 杂化
能量相近的一个n s 轨道和一个n p 轨道杂化，可形成二个等价的sp 杂化轨道。每个sp 杂化轨道含2
1的n s 轨道和2
1的n p 轨道的成份，轨道呈一头
大、一头小，两sp 杂化轨道之间的夹角为180°
（图1.8）。分子呈直线型构型。
例如气态BeCl 2分子的形成。基态Be 原子的
外层电子构型为2s 2，无未成对电子，似乎不能再形成共价键，但Be 的一个2s 电子可以激
发进入2p 轨道，取sp 杂化形成二个等价的sp 杂化轨道，分别与Cl 的3p 轨道沿键轴方向重叠，生成二个(sp-p )σ键。故BeCl 2分子呈直线型。
此外CO 2分子、Ag(NH 3)2+离子以及周期表ⅡB 族Zn 、Cd 、Hg 元素的某些共价化合物，如ZnCl 2、HgCl 2等，其中心原子也是采取sp 杂化的方式与相邻原子结合的。
⑵ sp 2杂化
能量相近的一个n s 轨道和二个n p 轨道杂化，可形成三个等价的sp 2杂化轨道。每个sp 2杂化轨道含有
3
1的n s 轨道成份和3
2
的n p 轨道成份，轨道呈一头
大、一头小，各sp 2
杂化轨道之间的夹角为120°（图1.9）。分子呈平面三角形构型。
例如，BF 3分子的形成。基态B 原子的外层电子
构型为2s 22p 1，似乎只能形成一个共价键。按杂化轨
道理论，成键时B 的一个2s 电子被激发到空的2p 轨道上，激发态B 原子的外层电子构型为2s 1 2p x 12p y 1，
取sp 2杂化，形成三个等价的sp 2杂化轨道，指向平面三角形的三个顶点，分别与F 的2p 轨道重叠，形成三个(sp 2-p )σ键，键角为120°。所以，BF 3分子呈平面三角形，与实验事实完全相符。
除BF 3外，其他气态卤化硼分子，如BCl 3，以及NO 3－，CO 32－等离子的中心原子也是采取sp 2
杂化成键的。
⑶ sp 3
杂化
能量相近的一个n s 轨道和三个n p 轨道杂化，可形成四个等价的sp 3杂化轨道。每个sp 3杂化轨道含
4
1的n s 轨道成份和
4
3的n p 轨道成份，轨道呈一头大、一头小，分别指向正四
面体的四个顶点，各sp 3杂化轨道间的夹角为109.5°。分子呈四面体构型。
图1.8 sp 杂化轨道示意图
图1.9 sp
2杂化轨道示意图
激发
杂化
sp 杂化轨道
2个电子能量相等
2p
1个2s 电子激发到2p 轨道
与2个Cl
原子的3
p 电子结合
sp -p 重叠成键
2s
2p
基态Be 原子
2p
2p
除CH 4分子外，CCl 4、CHCl 3、CF 4、SiH 4、SiCl 4、GeCl 4、ClO 4-等分子和离子也是采取sp 3杂化的方式成键的。
不仅n s 、n p 原子轨道可以杂化，能量相近的(n-1)d 、n d 原子轨道也可以参与杂化，得到s-p-d 型杂化轨道，将在稍后的1.1.3节中继续讨论。
3．等性杂化和不等性杂化
以上讨论的三种s-p 杂化方式中，参与杂化的均是含有未成对电子的原子轨道，每一种杂化方式所得的杂化轨道的能量、成份都相同，其成键能力必然相等，这样的杂化轨道称为等性杂化轨道。
但若中心原子有不参与成键的孤对电子占有的原子轨道参与了杂化，便可形成能量不等、成份不完全相同的新的杂化轨道，这类杂化轨道称为不等性杂化轨道。NH 3、H 2O 分子就属于这一类。
基态N 原子的外层电子构型为2s 22p x 12p y 12p z 1，成键时这四个价电子轨道发生了sp 3杂
化，得到四个sp 3杂化轨道，其中有三个sp 3
杂化轨道分别被未成对电子占有，和三个H 原
子的1s 电子形成三个σ键，第四个sp 3
杂化轨道则为孤对电子所占有。该孤对电子未与其他原子共用，不参与成键，故较靠近N 原子，其电子云较密集于N 原子的周围，从而对其他三个被成键电子对占有的sp 3杂化轨道产生较大排斥作用，键角从109.5°压缩到107.3°。故NH 3分子呈三角锥形（图1.10）。
H 2O 分子中O 原子采取sp 3
不等性杂化，有二个sp 3
杂化轨道分别为孤对电子所占有，
对其他二个被成键电子对占有的sp 3杂化轨道的排斥更大，使键角被压缩到104.5°。故H 2O 分子的空间构型呈V 型（图1.11）。
图1.10 NH 3分子的空间结构 图1.11 H 2O 分子的空间结构
杂化轨道理论成功地解释了许多分子的键合状况以及分子的形状、键角等等。但是由于过分强调了电子对的定域性，因而对有些实验事实如光谱和磁性（例如氧分子的顺磁性）等无法加以解释。
对杂化轨道理论的认识
(由于格式的原因，部分化学式转换不是很正确)
（
1）杂化：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，产生的新轨道叫杂化轨道。
杂化
sp 3不等性杂化
2s
2p
N 原子基态
高中化学7：杂化轨道 1、概念理解 原子在形成分子时，原子轨道不可能只重叠而本身不变，实际上个原子的价电子运动状态必然改变，而使成键能力尽可能增加，体系能量尽可能降低。能量相近的不同原子轨道重新合成相同数目的新原子轨道。通常有sp型、dsp型、spd型等。 杂化并非一个实际过程，而是一个数学概念。为了得到波动方程有关价层电子的解，及波函数而采取的一个步骤。 和原有的s、p轨道相比，杂化轨道分布图具有一个肥大的正瓣，这一区域大大有利于成键轨道之间的重叠。而且杂化轨道空间分布合理，降低了成键电子的排斥。2个方面都有利于体系能量的下降。 2、价层电子对互斥理论（VSEPR理论）对轨道形状的推测2.1、价层电子对互斥理论（VSEPR理论）： 对于一个ABm型分子（或离子），围绕中心A原子的价层对子对（包括成键电子对和未成键的孤电子对）的空间分布是受静电相互作用所支配。电子对之间尽可能互相远离，这样斥力小，体系趋于稳定。 2.2、A原子价层电子对数的确定： [A原子价层电子数 + B原子提供的用于形成共价单键的电子数（双剑、三键均按生成一个单键考虑）]/2 若是阴离子，电子数要加阴离子电荷数，阳离子则要减去。 B是H或卤素元素，每个原子提供一个共用电子。 B若是是氧族元素，规定不提供共用电子。
四氯化碲TeCl4分子：Te有6个价层电子，加上4个Cl提供的共用电子，中心Te原子价层电子数等于10，对数为5。 SO42-离子：S有6个价层电子，规定O原子不提供共用电子，加上离子电荷数2，中心S原子价层电子数等于8，对数为4。 2.3、VSEPR理论推测分子形状： 判断非过渡元素化合物的分子（或离子）的几何构型是相当成功的。价层电子对数在4以内，未发现例外；价层电子对数为5、6时，发现个别例外；价层电子对数为7以上时，中心不单一，出入较大；步骤：1、确定中心原子的价层电子对数 2、确定价层电子对对应的最佳分布构型：2直线、3平面三角、4正四面体、5三角双锥体、6正八面体。 3、依据价层电子对相互作用斥力大小选出最稳定布局。依此布局将配位原子排列在中心原子周围。 电子对之间斥力大小：孤-孤＞孤-成＞成-成 按照力学分析，很好理解。 2个同等力作用1个点，稳定结构是直线，夹角180度。 3个同等力作用1个点，稳定结构是平面，夹角120度。 4个同等力作用1个点，稳定结构是（正四面体、平面正方体等），正四面体夹角109.5度。 5个同等力作用1个点，稳定结构是三角双锥体 6个同等力作用1个点，稳定结构是正八面体
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：
中学杂化轨道类型归纳 杂化轨道理论的引进是为了更好的解释有关分子的空间构型和分子的相关性质，其核心思想是多原子分子中心原子将能级相近、能量较低的价层轨道相互作用，重新组合、再分配，构建成新的轨道，即杂化轨道，轨道杂化的目的是为了更有利于原子成键，成键时能力更强，有利于分子的形成。这部分知识较抽象，理论性强，学生在应用上有很大的难度。通过对学生的错误分析，我认为关键是中心原子的杂化类型能否准确判断，杂化类型判断正确，结合分子组成、价层电子对互斥理论，就容易解决分子构型、分子性质的相关问题。 从考试说明中不难看出，考核要求是简单的杂化类型判断，对d轨道参与杂化的不作要求，即仅限于sp、sp2、sp3三种类型的判断，就此三种杂化类型的判断方法作如下归纳。 1、取代法 以中学常见的、熟悉的基础物质分子为原型，用其它原子或原子团取代原型分子中的部分原子或原子团，得到的新分子中心原子与原型分子对应的中心原子的杂化类型相同。如： (1)CH3CH=CH2分子中C原子的杂化类型判断，看作乙烯基取代了甲烷分子中的一个H原子，则甲基C原子为sp3杂化，也可看作甲基取代了乙烯分子中的一个H原子，故两个不饱和C原子均为sp2杂化； (2)(CH3)3N看作三个甲基取代了NH3分子中的三个H原子而得，所以其分子中N原子采用sp3杂化； (3)H2O2看作羟基取代了H2O分子中一个H原子，H2O2中O原子应为sp3杂化； (4)B(OH)3看作三个羟基取代了BF3中的F原子，可知B(OH)3中B原子为sp2杂化。 2、价电子对数计算法对于AB m型分子(A为中心原子，B为配位原子)，分子的价电子对数可以通过下列计算确定：n=1/2（中心原子的价电子数-每个配位原子予中心原子提供的价电子数×m），配位原子中卤素原子、氢原子提供1个价电子，氧原子和硫原子按提供2个价电子计算；若为离子，须将离子电荷计算在内：n=1/2（中心原子的价电子数-每个配位原子提供的价电子数×m±离子电荷数），阳 43 n=3，中心原子N原子为sp2杂化；ClO3－、ClO4－的n均为4，Cl原子均为sp3杂化（但离子空间构型不同，从价层电子对互斥模型看，前者为三角锥形，后者为正四面体型）。 这种方法不适用于结构模糊或复杂的分子、离子，如NO2+、H2B=NH2等的中心原子杂化类型学生就很难用该法进行判断，但可以从其它途径确定。 3、等电子原理应用 等电子体具有相同的结构特征，则等电子体的中心原子的杂化类型相同。用此方法将结构模糊或复杂的分子、离子转化成熟悉的等电子体，然后进行确定。如NO2+、H2B=NH2分别与CO2、CH2=CH2互为等电子体，而CO2、CH2=CH2中心原子C原子分别为sp、sp2杂化，则NO2+中心原子N原子为sp杂化，H2B=NH2中心原子B、N原子均为sp2杂化。 4、价键直查法 从杂化轨道理论可知，原子之间成键时，未杂化轨道形成键，杂化轨道形成键，若未参与成键，剩余的必然是杂化轨道上的孤对电子。在能够明确结构式的分子、离子中心原子杂化类型分析时，可直接用下式判断：杂化轨道数n=中心原子的σ键数+中心原子的孤电子对数（多重键中只有一个σ键，其余均为π键），可方便找到中心原子的杂化类型。如： (1)SiF4分子中Si原子轨道杂化类型分析，基态Si原子有4个价电子，与4个F原子恰好形成4个σ键，无未成键电子，n=4，则SiF4分子中Si原子采用sp3杂化； (2)基态C原子有4个价电子，在HCHO分子中，C原子与2个H原子形成2个σ键，与O原子形成C=O双键，C=O双键中有1个σ键、1个π键，C原子无剩余价电子，n=3，则HCHO分子中C原子采用sp2杂化； (3)三聚氰胺中有两种环境的N原子，环外N原子形成3个σ键，用去基态N原子5个价电子中的3个,余下1个孤电子对，n=4，则环外N原子采用sp3杂化，环内N原子形成2个σ键、1个π键，用去基态N原子5个价电子中的3个,余下1个孤电子对，n=3，则环内N原子采用sp2杂化。
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
中心原子杂化轨道类型的判断方法 高中化学选修模块《物质结构与性质》中介绍了杂化轨道理论，这一重要理论能解释大多数分子几何构型及价键结构。在使用该理论时，首先必须确定中心原子的杂化形式，在未知分子构型的情况下，判断中心原子杂化轨道类型有时比较困难，成为教学难点。下面总结几种高中阶段判断中心原子杂化轨道类型的方法。 一、根据分子的空间构型判断 根据杂化轨道理论，中心原子轨道采取一定的杂化方式后，其空间构型和键角如下： 由此，可以根据分子的空间构型或键角来判断中心原子轨道的杂化方式。 例如：学生对于一些常见的简单分子的结构都是熟悉的，C2H2、CO2为直线型分子，键角为 180°，推断其 C 原子的杂化轨道类型为 sp；C2H4、C6H6为平面型分子，键角为 120°，推断其 C原子的杂化轨道类型为 sp2；CH4、CCl4为正四面体，键角109．5°，推断其C原子的杂化轨道类型为 sp3。 还可以扩展到以共价键形成的晶体，如：已知金刚石中的碳原子、晶体硅和石英中的硅原子，都是以正四面体结构形成共价键的，所以也都是采用 sp3杂化；已知石墨的二维结构平面内，每个碳原子与其它三个碳原子结合，形成六元环层，键角为 120°，由此判断石墨的碳原子采用 sp2杂化。 二、根据价层电子对互斥理论判断 教材的“拓展视野”中介绍了价层电子对互斥理论，根据该理论能够比较容易而准确地判断 ABm型共价分子或离子的空间构型和中心原子杂化轨道类型。中心原子的价电子对数与价电子对的几何分布、中心原子杂化轨道类型的对应关系如下表（价电子对数＞4的，高中阶段不作要求）。 运用该理论的关键是能准确计算出中心原子的价电子对数，其计算方法是： 1、n＝［中心原子（A）的价电子数＋配位原子（B）提供的价电子数×m］÷2。 2、对于主族元素，中心原子（A）的价电子数＝最外层电子数；配位原子中卤族原子、氢原子提供 1个价电子，氧族元素的原子按不提供电子计算；离子在计算价电子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电
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，
中心原子杂化轨道类型的判断方法 徐长明（湖北省十堰市房县第三中学442100） 摘要：杂化轨道理论能解释大多数分子的几何构型及价键结构。在使用该理论时，首先必须确定中心原子的杂化类型，在未知分子构型的情况下，判断中心原子杂化轨道类型有时比较 困难，成为教学难点。 关键词：杂化轨道理论；价层电子对互斥理论；等电子原理 高中化学选修模块《物质结构与性质》（人教版）中介绍了杂化轨道理论，这一重要理论能解释大多数分子几何构型及价键结构。在使用该理论时，首先必须确定中心原子的杂化形式，在未知分子构型的情况下，判断中心原子杂化轨道类型有时比较困难，成为教学难点。下面总结几种高中阶段判断中心原子杂化轨道类型的方法。 一、根据价层电子对互斥理论判断 教材中介绍了价层电子对互斥理论，根据该理论能够比较容易而准确地判断AB m型共价化合物分子或离子的空间构型和中心原子杂化轨道类型。中心原子的价电子对数与价电子对的几何分布、中心原子杂化 轨道类型的对应关系如下表（价电子对数＞4 的，高中阶段不作要求）。 运用该理论的关键是能准确计算出中心原子的价 电子对数，其计算方法是： 1．价电子对数n ＝σ键的电子对和中心原子上的孤电子对，中心原子上的孤电子对数=1/2(a-xb) 2.σ键的电子对可由分子式确定。例如，H20中0有2对σ键电子对；NH3中N有3对σ键电子对 3．式中a为中心原子的价电子数对于主族元素，中心原子（A）的价电子数＝最外层电子数；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”。离子在计算价电子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数（绝对值） 4．杂化轨道由形成σ键的电子对和孤电子对占据，因此分子或离子的空间构型为杂化轨道构型去掉孤电子对后剩余的形状。 例如：指出下列分子或离子的中心原子的杂化轨道类型，并预测它们的空间构型： ⑴BeCl2 ⑵SO3 ⑶NH4＋ 解析：⑴是AB2型分子，BeCl2 的价电子对数 n＝1／2（2-2×1）+2=2，Be 采用sp 杂化，无孤电子对，故分子呈直线型； ⑵是AB3型分子，SO3的价电子对数n＝1／2（6-3×2）+3＝3，S 采用sp2杂化，无孤电子对，故分子呈平面三角形 ⑶是AB4 型离子，NH4＋的价电子对数n＝1／2（5-1-4×1）+4＝4，N 采用sp3杂化，无孤电子对，故分子呈正四面体 二、根据分子的空间构型判断
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
化学分子杂化轨道及构型 Prepared on 22 November 2020
1、现代价键理论要点： (1)自旋相反的成单电子相互接近时，核间电子密度较大，可形成稳定的共价键 (2)共价键有饱和性。一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋相反的电子配对成键。 例如：H-H N≡ N (3)共价键有方向性。这是因为，共价键尽可能沿 着原子轨道最大重叠的方向形成，叫做最大重叠 原理。 2.按原子轨道的重叠方式分:键和键 键:原子轨道“头碰头”重叠 键:原子轨道“肩并肩”重叠 杂化轨道理论的基本要点 原子轨道在成键的过程中并不是一成不变 的。同一原子中能量相近的某些轨道，在成键过程中重新组合成一系列能量相等的新轨道而改变了原有的状态。这一过程称为“杂化”。所形成的新轨道叫做“杂化轨道”。 杂化轨道的要点： 原子形成分子时，是先杂化后成键 同一原子中不同类型、能量相近的原子轨道参与杂化 杂化前后原子轨道数不变 杂化后形成的杂化轨道的能量相同 杂化后轨道的形状、伸展方向发生改变 杂化轨道参与形成σ键，未参与杂化的轨道形成π键 sp3 一个s轨道与三个p轨道杂化后，得四个sp3杂化轨道，每个杂化轨道的s成分为1/4，p成分为3/4，它们的空间取向是四面体结构，相互的键角θ=109o28′ CH4,CCl4 C原子与H原子结合形成的分子为什么是CH4，而不是CH2或CH3CH4分子为什么具有正四面体的空间构型（键长、键能相同，键角相同为109°28′） 它的要点是：当碳原子与4个氢原子形成甲烷分子时，碳原子的2s轨道和3个2p轨道会发生混杂，混杂时保持轨道总数不变，得到4个能量相等、成分相同的sp3杂化轨道，夹角109°28 ′，表示这4个轨道是由1个s轨道和3个p轨道杂化形成的如下图所示： H2O中O也是采取sp3杂化 O的电子构型:1s22s22p4NH3中N也是采取sp3杂化 N的电子构型:1s22s22p3 等性杂化和不等性sp3杂化 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sp3杂化轨道自然没有差别，这种杂化类型叫做等性杂化。
杂化轨道的类型与分子空间构型 一、杂化类型有 1）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2）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 sp型的三种杂化
π键（pi bond）成键原子的未杂化p轨道，通过平行、侧面重叠而形成的共价键，叫做π键，可简记为“肩并肩”。 π键与σ键不同，它的成键轨道必须是未成对的p轨道。π键可以是两中心，两电子的定域键，也可以是多中心，多电子的大Π键；同时，π键既可以是一般共价键，也可以是配位共价键。两个原子间可以形成最多2条π键，例如，碳碳双键中，存在一条σ键，一条π键，而碳碳三键中，存在一条σ键，两条π键。 简单地说，π键是电子云“肩并肩”地重叠，σ键是电子云“头碰头”地重叠。 烷烃中只存在一种键,所以可以发生取代反应. 烯烃的双键就是由π键和σ键组成.后者比较稳定,前者不稳定,所以发生氧化反应或者加成反应.π键和σ键是互相垂直的.平行于碳原子之间的π键就比较容易断裂. 炔烃也是由两种键组成,一个碳碳三键有两个π键.一个和σ键.π键也是不稳定的.π键和σ键之间也是互相垂直的,π键和π键之间是平行的.所以炔烃也具有烯烃的化学性质. 在乙炔分子中，有两个π键，在乙烯分子中，只有一个π键，但相对来说，乙炔分子中π电子云不如乙烯中π电子云集中。另外，乙炔分子中碳原子是sp杂化，乙烯分子中碳原子是sp2杂化。凡碳原子杂化电子云s成分愈大，这个碳原子的电负性也愈大，所以乙炔分子中碳原子的电负性比乙烯分子中碳原子的电负性大，再加上乙炔分子中两个碳原子之间的共用电子比乙烯的多，造成乙炔的键长比乙烯的短，乙炔分子中的π键比乙烯分子中的π键结合得比较牢固。 正由于乙烯和乙炔分子具有上述结构上的差异，因此表现在对不同试剂的反应上，活泼性就不同。乙烯分子中π电子云比乙炔的集中，当遇到亲电试剂进攻时，乙烯比乙炔易加成。溴和高锰酸钾都属于亲电试剂。 单键是一根σ键；双键和三键都含一根σ键，其余1根或2根是π键。但无机化合物不用此法。原因是，无机化合物中经常出现的共轭体系（离域π键）使得某两个原子之间共用的电子对数很难确定，因此无机物中常取平均键级，作为键能的粗略标准。 经验方法： 如果两原子之间只有一个化学键就是sigma键 如果不止一个化学键，那就是一个sigma键加上n个π键
换个角度理解杂化轨道类型中学阶段学会简单的杂化类型判断，对d轨道参与杂化的不作要求，即仅限于sp、sp2、sp3三种类型的判断，就此三种杂化类型的判断方法作如下归纳。 1、取代法 以中学常见的、熟悉的基础物质分子为原型，用其它原子或原子团取代原型分子中的部分原子或原子团，得到的新分子中心原子与原型分子对应的中心原子的杂化类型相同。如： (1)CH3CH=CH2分子中C原子的杂化类型判断，看作乙烯基取代了甲烷分子中的一个H 原子，则甲基C原子为sp3杂化，也可看作甲基取代了乙烯分子中的一个H原子，故两个不饱和C原子均为sp2杂化； (2)(CH3)3N看作三个甲基取代了NH3分子中的三个H原子而得，所以其分子中N原子采用sp3杂化； (3)H2O2看作羟基取代了H2O分子中一个H原子，H2O2中O原子应为sp3杂化； (4)B(OH)3看作三个羟基取代了BF3中的F原子，可知B(OH)3中B原子为sp2杂化。 2、价电子对数计算法 对于AB m型分子(A为中心原子，B为配位原子)，分子的价电子对数可以通过下列计算确定：n=1/2（中心原子的价电子数-每个配位原子予中心原子提供的价电子数×m），配位原子中卤素原子、氢原子提供1个价电子，氧原子和硫原子按提供2个价电子计算；若为离子，须将离子电荷计算在内：n=1/2（中心原子的价电子数-每个配位原子提供的价电子数× SO42－的n=4，中心原子S原子为sp3杂化；NO3－的n=3，中心原子N原子为sp2杂化；ClO3－、ClO4－的n均为4，Cl原子均为sp3杂化（但离子空间构型不同，从价层电子对互斥模型看，前者为三角锥形，后者为正四面体型）。 这种方法不适用于结构模糊或复杂的分子、离子，如NO2+、H2B=NH2等的中心原子杂化类型学生就很难用该法进行判断，但可以从其它途径确定。可以利用等电子体进行判定。 3、等电子原理应用 等电子体具有相同的结构特征，则等电子体的中心原子的杂化类型相同。用此方法将结构模糊或复杂的分子、离子转化成熟悉的等电子体，然后进行确定。如NO2+、H2B=NH2分别与CO2、CH2=CH2互为等电子体，而CO2、CH2=CH2中心原子C原子分别为sp、sp2杂化，则NO2+中心原子N原子为sp杂化，H2B=NH2中心原子B、N原子均为sp2杂化。 4、价键匹配法 从杂化轨道理论可知，原子之间成键时，未杂化轨道形成键，杂化轨道形成键，若未参与成键，剩余的必然是杂化轨道上的孤对电子。在能够明确结构式的分子、离子中心原子杂化类型分析时，可直接用下式判断：杂化轨道数n=中心原子的σ键数+中心原子的孤电子对数（多重键中只有一个σ键，其余均为π键），可方便找到中心原子的杂化类型。如： (1)SiF4分子中Si原子轨道杂化类型分析，基态Si原子有4个价电子，与4个F原子恰好形成4个σ键，无未成键电子，n=4，则SiF4分子中Si原子采用sp3杂化； (2)基态C原子有4个价电子，在HCHO分子中，C原子与2个H原子形成2个σ键，与O原子形成C=O双键，C=O双键中有1个σ键、1个π键，C原子无剩余价电子，n=3，则HCHO分子中C原子采用sp2杂化；
杂化轨道类型试题 （2010——2014） 2010年 19．[选修3——物质结构与性质]（20分） 19-I(6分)下列描述中正确的是 A. CS2为V形的极性分子 的空间构型为平面三角形 B. ClO- 3 C. SF6中有6对完全相同的成键电子对 的中心原子均为sp3杂化 D. SiF4和SO2- 3 19-II(14分)金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。请回答下列问题： (5)丁二酮肟常用于检验Ni2+：在稀氨水介质中，丁二酮肟与Ni2+反应可生成鲜红色沉淀，其结构如右上图所示。 ③该结构中，碳原子的杂化轨道类型有_______________。 2011年 19．[选修3——物质结构与性质]（20分） 19-II(14分)铜（Cu）是重要金属，Cu的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途，如溶液常用作电解液、电镀液等。请回答以下问题： （3）SO42-的立体构型是，其中S原子的杂化轨道类型是；2012年 19．[选修3——物质结构与性质]（20分） 19-II(14分)铜在我国有色金属材料的消费中仅次于铝，广泛地应用于电气、机械制造、
国防等领域。回答下列问题： (3)氯和钾与不同价态的铜可生成两种化合物，这两种化合物都可用于催化乙炔聚合，其阴离子均为无限长链结构(如下图)，a位置上Cl原子的杂化轨道类型为。已知其中一种化合物的化学式为KCuCl3，另一种的化学式为； 2013年 19．[选修3——物质结构与性质]（20分） 19-II（14分）图A所示的转化关系中（具体反应条件略），a、b、c和d分别为四种短周期元素的常见单质，其余均为它们的化合物，i的溶液为常见的酸，a的一种同素异形体的晶胞如图B所示。 回答下列问题： （3）图A中由二种元素组成的物质中，沸点最高的是，原因是，该物质的分子构型为，中心原子的杂化轨道类型为。 （5）k的分子式为，中心原子的杂化轨道类型为，属于分子（填“极性”或“非极性”）。 2014年 19．[选修3——物质结构与性质]（20分） 19-II（14分）碳元素的单质有多种形式，下图依次是C60、石墨和金刚石的结构图：
高三化学复习第一轮 第9讲 杂化轨道理论 之判断杂化轨道类型和计算杂化轨道数 一、AB m 型杂化类型的判断 方法一： 公式: 电子对数n ＝1 2 (中心原子的价电子数＋配位原子的成键电子数±电荷数) 根据n 值判断杂化类型一般有如下规律： 当n ＝2，sp 杂化；n ＝3，sp 2杂化；n ＝4，sp 3杂化； 当n ＝5， sp3d 杂化；n ＝6，sp3d2杂化；n ＝7，sp3d3杂化…… SO 2：n ＝12(6＋0)＝3 sp 2杂化 NO －3：n ＝12(5＋1)＝3 sp 2杂化 NH 3：n ＝12(5＋3)＝4 sp 3 杂化 注意：①当上述公式中电荷数为正值时取“-”，电荷数为负值时取“+”。 ②当配位原子为氧原子或硫原子时，成键电子数为零。 方法二： 公式：杂化轨道数＝1/2（中心原子价电子数+ 配原子数－π键数±电荷数） 例1：SO 2 (6+2-2)/2=3 sp 2杂化（S 的价电子数6；配原子为2个氧原子，氧为二价，所以硫与氧间为双键，其一为π键，共二个π键） 例2：SO 3 (6+3-3)/2=3 sp 2 杂化（解析同上，下同） 例3：SO 32－ (6+3-3+2)/2=4 sp 3杂化（SO 32－带二个单位负电荷） 例4：SO 42－ (6+4-4+2)/2=4 sp 3杂化 例5：CN － (4+1-2+1)/2=2 sp 杂化（氮元素为三价，碳氮间为叁键，其中有二个π键） 例6：NH 4+ (5+4-1)/2=4 sp 3 杂化 例7：ClO 3－ (7+3-3+1)/2=4 sp 3杂化 例8：PO 33－ (5+3-3+3)/2=4 sp 3杂化 例9：PO 43－ (5+4-4+3)/2=4 sp 3杂化 例10：H －N ＝N －H (5+2-1)/2=3 sp 2杂化。 注意：当上述公式中电荷数为正值时取“-”，电荷数为负值时取“+”。 练习： （1）sp 杂化：BeCl 2、CO 2； （2） sp 2杂化：BF 3 、HCHO(中心原子为C ：(4+3-1)/2=3； （3）sp 3杂化：CH 4、NH 3、H 2O 。
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
二种计算杂化轨道数的方法 方法一： 公式：杂化轨道数＝[中心原子价电子数+ 配原子数－π键数－电荷数]/2 例1：SO2(6+2-2)/2=3 sp2杂化。 说明：S的价电子数6；配原子为2个氧原子，氧为二价，所以硫与氧间为双键，其一为π键，共二个π键。 例2：SO3(6+3-3)/2=3 sp2杂化。（解析同上，下同）。 例3：SO32－(6+3-3+2)/2=4 sp3杂化。（SO32－带二个单位负电荷）。 例4：SO42－(6+4-4+2)/2=4 sp3杂化。 例5：CN－(4+1－2+1)/2=2 sp1杂化。（氮元素为三价，所以碳氮间为叁键，其中有二个π键） 例6：NH4+(5+4－1)/2=4 sp3杂化。 例7：ClO3－(7+3-3+1)/2=4 sp3杂化。 例8：PO33－(5+3-3+3)/2=4 sp3杂化。 例9：PO43－(5+4-4+3)/2=4 sp3杂化。 例10：H－N＝N－H (5+2-1)/2=3 sp2杂化。 练习：sp1杂化：BeCl2、CO2；sp2杂化：BF3、HCHO(中心原子为C：(4+3-1)/2=3； sp3杂化CH4、NH3、H2O。 方法二：因为杂化轨道只能用于形成σ键或用来容纳孤电子对，故有：公式：杂化轨道数=中心原子价层电子对数(成键电子对数+孤电子对数) 价层电子对数中心原 子杂化 类型 电子对 的空间 构型 成键电 子对数 孤电 子 对数 分子的 空间构 型 实例 2 sp 直线 2 0 直线BeCl2、CO2 3 sp2三角形3 0 三角形BF3、SO3 2 1 V形SnBr2、PbCl2 4 sp3四面体4 0 四面体CH4、CCl4 3 1 三角锥NH3、PCl3 2 2 V形H2O
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
高中化学选修模块《物质结构与性质》中介绍了杂化轨道理论，这一重要理论能解释大多数分子几何构型及价键结构。在使用该理论时，首先必须确定中心原子的杂化形式，在未知分子构型的情况下，判断中心原子杂化轨道类型有时比较困难，成为教学难点。下面总结几种高中阶段判断中心原子杂化轨道类型的方法。 一、根据分子的空间构型判断 根据杂化轨道理论，中心原子轨道采取一定的杂化方式后，其空间构型和键角如下： 杂化轨道类型杂化轨道空间构型键角 sp 直线形 180° sp2 平面三角形 120° sp3 正四面体 109．5° 由此，可以根据分子的空间构型或键角来判断中心原子轨道的杂化方式。 例如一些常见的简单分子的结构都是熟 悉的，C2H2、CO2为直线型分子，键角为180°，推断其C 原子的杂化轨道类型为sp；C2H4 、C6H6 为平面型分子，键角为120°，推断其C 原子的杂化轨道类型为sp2；CH4、CCl4为正四面体，键角109．5°，推断其C 原子的杂化轨道类型为sp3。 还可以扩展到以共价键形成的晶体，如：已知金刚石中的碳原子、晶体硅和石英中的硅原子，都是 以正四面体结构形成共价键的，所以也都是采用sp3 杂化；已知石墨的二维结构平面内，每个碳原 子与其它三个碳原子结合，形成六元环层，键角为120°，由此判断石墨的碳原子采用sp2 杂化。 二、根据价层电子对互斥理论判断 教材的“拓展视野”中介绍了价层电子对互斥理论，根据该理论能够比较容易而准确地判断ABm型共价分子或离子的空间构型和中心原子杂化轨道类型。中心原子的价电子对数与价电子对的几何分布、中心原子杂化轨道类型的对应关系如下表（价电子对数＞4 的，高中阶段不作要求）。 中心原子价电子对数价电子对几何分布中心原子杂化类型 2 直线形 sp 3 平面三角形 sp2 4 正四面体 sp3 运用该理论的关键是能准确计算出中心原子的价电子对数，其计算方法是： 1．价电子对数n ＝［中心原子（A）的价电子数＋配位原子（B）提供的价电子数×m］÷2。 2．对于主族元素，中心原子（A）的价电子数＝最外层电子数；配位原子中卤族原子、氢原子提供1 个价电子，氧族元素的原子按不提供电子计算；离子在计算价电子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数。 3．中心原子孤电子对数＝n（价电子对数）－m（配位原子B 数）。 4．杂化轨道由形成σ键的电子对和孤电子对占据，因此分子或离子的空间构型为杂化轨道构型去掉孤电子对后剩余的形状。 例：指出下列分子或离子的中心原子的杂化轨道类型，并预测它们的空间构型：⑴BeCl2、H2O ⑵SO3、NH3