分子的空间构型杂化轨道理论

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 [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。

PC SF6 BeC BF NO ，NO2l5l23中心原子周围 10 1246含奇数价电子价电子数的分子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。

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。

1、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。

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。

杂化轨道类型及分子空间立体构型查缺补漏小专题1一、杂化轨道类型与分子构型分子结构与极性1.中心原子的杂化轨道类型与分子的空间构型参与杂化的原子轨道分子构型示例杂化轨道类型SP 一个S轨道,一个P轨道直线形CH三CHCO2BeCL2SP2一个S轨道,两个P轨道平面三角形CH2=CH2BF3\BCL3\CH2OSP3一个S轨道三个P轨道正四面体CH4\CCL4\NH4+三角锥形NH3V形H2S\H2O判断杂化轨道类型的一般方法:(1)看中心原子有没有形成双键或叁键.如果全为单键,则是SP3杂化,如果有一个双键,是SP2杂化,如果有2个双键或一个叁键,是SP杂化.(2)没有填充电子的空轨道,一般不参与杂化,1对孤电子对占据1个杂化轨道.价层电子对互斥理论几种分子或离子的立体构型:分子或离子中心原子的孤电子对数分子或离子的价层电子对数杂化轨道类型键角分子或离子的立体构型名称CO2 0 2 SP 180 直线形SO2 1 3 SP2120 V形BF3 0 3 SP2120 平面三角形CO32-0 3 SP2120 平面三角形CH4 0 4 SP3109.28 正四面体形NH4 + 0 4 SP3109.28 正四面体NH3 1 4 SP3107 三角锥形H2O 2 4 SP3105 V形另:CH3+.中心原子的价层电子对数与分子立体构型有密切的关系.对ABm型化合物,中心原子A的价层电子对数n的计算方法:n=[A的价电子数+m(8-B的价电子数)]/2;主族元素来说,价电子数等于原子的最外层电子数,计算当B为H时将式中的8改成2.高考题中考查方式:1.CO2与SO2分子的立体结构分别是和。

2.在碳酸二甲酯分子中，碳原子采用的杂化方式有，O-C-O的键角约。

3.P的氢化物的分子构型为 .其中原子采取杂化.4. 用价层电子互斥理论推断SnBr2分子中Sn-Br键的键角 120°(填大于或小于或等于),石墨晶体中,每个碳原子通过杂化与周围碳原子成键.5.丙烯腈(H2C=CH-CH三N)分子中碳原子轨道杂化类型是.6.SiF4和SO32-的中心原子杂化类型是 ,ClO3-的空间构型为 .7.甲醛分子的空间构型是C原子的轨道杂化类型是1mol甲醛分子中§键的数目为 .。

杂化轨道理论杂化轨道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。

目录基本介绍价键理论的论证相关种类几种杂化轨道之后的分子空间形态编辑本段基本介绍分子的空间结构可以通过X射线衍射，电子衍射等实验手段进行测定。

为了解决许多分子构型的理论分析和实验不符的矛盾，更好的解释分子的实际空间构型和稳定性，1931年由鲍林等人在价键理论的基础上提出了杂化轨道理论。

杂化轨道理论就是：在形成分子的过程中，由于原子间的相互影响，若干类型不同而能量相近的原子轨道相互混杂，sp3杂化重新组合成一组能量相等，成分相同的新轨道，这一过程称为杂化。

经过杂化而形成的新轨道叫做杂化轨道，杂化轨道与其他原子轨道重叠时形成σ共价键。

原子在形成分子的过程中，为了使所成化学键强度更大，更有利于体系能量的降低，总趋向于将原来的原子轨道进一步线性组合，以形成新的原子轨道。

编辑本段价键理论的论证价键理论对共价键的本质和特点做了有力的论证，但它把讨论的基础放在共用一对电子形成一个共价键上，在解释许多分子、原子的价键数目及分子空间结构时却遇到了困难。

例如C原子的价电子是2s22p2，按电子排布规律，2个s电子是已配对的，只有2个p电子未成对，而许多含碳化合物中C都呈4价而不是2价，可以设想有1个s电子激发到p轨道去了。

那么1个s轨道和3个p轨道都有不成对电子，可以形成4个共价键，但s和p的成键方向和能量应该是不同的。

而实验证明：CH4分子中，4个C-H共价键是完全等同的，键长为114pm，键角为109°28'。

BCl3，BeCl2，PCl3等许多分子也都有类似的情况。

为了解释这些矛盾，1928年鲍林（Pauling）提出了杂化轨道概念[1]，丰富和发展了的价键理论。

他根据量子力学的观点提出：在同一个原子中，能量相近的不同类型的几个原子轨道在成键时，可以互相叠加重组，成为相同数目、能量相等的新轨道，这种新轨道叫杂化轨道。