杂化轨道理论
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杂化轨道理论杂化轨道理论基本介绍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电子亚层中,具有能量较低的电子亚层的一个或多个电子会激发而变为激发态,进入能量较高的电子亚层中去,即所谓的跃迁现象,从而新形成了一个或多个能量较高的电子亚层。
此时,这一个与多个原来处于较低能量的电子亚层的电子所具有的能量增加到与原来能量较高的电子亚层中的电子相同。
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。
概述1931年,Linus Carl Pauling提出轨道杂化理论。
实验事实基础是许多分子的键角不等于原子轨道间夹角。
如氧原子与氢原子组成的水分子H-O-H的键角是104.5o,不等于氧的2py与2pz轨道间的夹角90o。
类似的,NH3分子中H-N-H的键角也不等于90o,实际测得107.3o。
实验测得甲烷分子CH4是四面体结构,H-C-H键角为109.5o。
要点⑴ 在形成分子(主要是化合物)时,同一原子中几个能量相近的不同类型的原子轨道 (一般为同一能级组的原子轨道)可以进行线性组合(杂化),重新分配能量和确定空间方向,组成数目相等的新的一组原子轨道。
⑵杂化轨道成键能力大于原来的原子轨道。
因为杂化轨道的形状变成一头大一头小了,用大的一头与其他原子的轨道重叠,重叠部分显然会增大。
⑶ 形成的杂化轨道之间应尽可能地满足最小排斥原理(化学键间排斥力越小,体系越稳定),为满足最小排斥原理,杂化轨道之间的夹角应达到最大。
⑷ 分子的空间构型主要取决于分子中σ键形成的骨架,杂化轨道形成的键均为σ键,所以,杂化轨道的类型与分子的空间构型相关。
相关概念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线性组合成新的原子轨道,这个过程叫做原子轨道的杂化,产生的新轨道叫做杂化轨道。
杂化轨道理论(图解)一、原子轨道角度分布图S Px Py Pz dz2dx2-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 [kǝu`veilent]bond[bכnd])。
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[lǝun]pair[pεǝ]electron[i`lektrכn])。
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,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。
轨道杂化理论
杂化轨道理论是一种科学理论。
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、某原子在成键时,在键合原子的作用下,同一原子中不同类型能量相近的原子轨道可能改变原有的状态,混杂起来并重新组合成一组有利于成键的新轨道(即杂化轨道)。
这一过程称为原子轨道的杂化,简称杂化。
2 、同一原子中能量相近的n 个原子轨道,组合后只能得到n 个杂化轨道。
例如,同一原子的一个ns 轨道和一个npx轨道,只能杂化成两个sp杂化轨道。
这两个sp杂化轨道的形状一样,但其角度分布最大值在x轴上的取向相反。
3 、杂化轨道比原来未杂化的轨道成键能力强,形成的化学键键能大,使生成的分子更稳定。
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,形成的杂化轨道一头大一头小。
大的一头与别的原子成键时电子云可以得到更大程度的重叠,所以形成的化学键比较牢固。
6-3-2 杂化轨道理论1. 杂化轨道理论的简要内容⑴在形成分子(主要是化合物)时,同一原子中若干能量相近的原子轨道(一般为同一能级组的原子轨道) 相互叠加(杂化)形成一组同样数目的新的原子轨道。
有关概念:杂化── 轨道的相互叠加过程叫原子轨道的杂化。
杂化轨道──原子轨道叠加后产生的新的原子轨道叫杂化轨道。
⑵杂化轨道比原来的轨道成键能力强,形成的化学键键能大,使生成的分子更稳定。
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(形状是一头大,一头小),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。
⑶形成的杂化轨道之间应尽可能地满足最小排斥原理(化学键间排斥力越小,体系越稳定),为满足最小排斥原理, 杂化轨道之间的夹角应达到最大。
sp, sp2, sp3杂化轨道的形状如图所示。
⑷ 分子的空间构型主要取决于分子中σ键形成的骨架,杂化轨道形成的键为σ键,所以,杂化轨道的类型与分子的空间构型相关。
2.杂化类型与分子几何类型(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:Cl-Be-Cl基态Be原子的价层电子构型为2s2,表面看来似乎是不能形成共价键的。
但杂化理论认为,成键时Be原子中的一个2s电子可以被激发到2p空轨道上去,使基态Be原子转变为激发态Be原子(2s12p1):与此同时,Be原子的2s轨道和一个刚跃进的电子的2p轨道发生sp杂化,形成两个能量等同的sp杂化轨道:其中每一个sp杂化轨道都含有轨道和轨道的成分。
如图6-11所示,每个sp轨道的形状都是一头大,一头小。