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杂化轨道理论
杂化轨道理论是一种用于计算原子和分子性质的理论，可以用来描述原子或分子的结构、能量、光谱和其他性质。
它是一种使用杂化轨道描述原子和分子构型的方法。
所谓杂化轨道，是指原子或者分子中的电子可以同时存在多个不同的能级，而不是单独存在于单一的能级中。
杂化轨道理论的核心思想是将原子或分子的性质表示为一组“杂化轨道”，这些轨道可以用来描述原子或分子的结构、能量、光谱和其他性质。
杂化轨道理论的优势在于，它可以很好地描述原子或分子的特征，例如电荷密度、电子结构和电荷分布等。
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。
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。
史上最易理解杂化轨道理论(图解)•杂化轨道理论基本概念•s-p杂化轨道•p-p杂化轨道•d-p杂化轨道目•杂化轨道理论与分子构型关系•总结与展望录01杂化轨道理论基本概念原子轨道与杂化轨道原子轨道描述电子在原子核外空间出现概率的分布函数，即电子云形状。
常见的原子轨道有s、p、d、f等。
杂化轨道由同一原子中能量相近的不同类型原子轨道混合起来形成的一组新轨道。
杂化后的轨道具有与原轨道不同的形状、能量和对称性。
sp2杂化由1个ns 和2个np 轨道杂化形成3个sp2杂化轨道，呈平面三角形，如BF3、SO3等分子。
sp 杂化由1个ns 和1个np 轨道杂化形成2个sp 杂化轨道，呈直线型，如CO2、BeCl2等分子。
sp3杂化由1个ns 和3个np 轨道杂化形成4个sp3杂化轨道，呈正四面体型，如CH4、NH3等分子。
d2sp3杂化由1个nd2、1个ns 和3个np 轨道杂化形成6个d2sp3杂化轨道，呈正八面体型，如SF6等分子。
dsp2杂化由1个nd 、1个ns 和2个np 轨道杂化形成4个dsp2杂化轨道，呈平面正方形，如PtCl42-等分子。
杂化类型及特点参与杂化的原子轨道能量应相近，这样有利于电子在杂化后的新轨道中的重新分布和稳定。
能量相近原则最大重叠原则对称性匹配原则原子轨道在杂化过程中应尽可能重叠，以增强成键能力和降低体系能量。
原子轨道在杂化时，其对称性应与分子的对称性相匹配，以确保整个分子的稳定性。
030201杂化轨道形成原因02s-p杂化轨道原子在成键过程中，为了降低能量和增加稳定性，会将能量相近的s轨道和p轨道进行混合。
s-p杂化轨道是由s轨道和p轨道线性组合而成的新轨道，具有特定的形状、方向和能量。
在s-p杂化过程中，原子会重新分配电子云密度，使得杂化轨道更适应于成键。
s-p杂化原理及过程以甲烷(CH4)为例，碳原子的2s和2px, 2py, 2pz轨道进行sp3杂化，形成四个等价的sp3杂化轨道。
杂化轨道理论简介思考：写出碳原子的核外电子排布图，思考为什么碳原子与氢原子结合形成CH4，而不是CH2 ？一.杂化轨道理论1.概念：在形成分子时，在外界条件影响下若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组新轨道的过程叫做原子轨道的杂化，所形成的新轨道就称为杂化轨道。
2.杂化条件：（1）参与参加杂化的各原子轨道能量要相近（同一能级组或相近能级组的轨道）；（2）只有在形成分子的过程中才能会发生杂化。
3、杂化轨道特点（1）杂化轨道前后轨道总数不变，形状发生改变，一头大，一头小，杂化后各轨道能量相同。
（2）杂化轨道成键时同样遵循互斥理论，满足化学键间排斥力最小，故杂化轨道之间在空间内尽可能远离，呈立体对称结构。
（3）杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。
未参与杂化的P轨道可用于形成π键。
（4）一个轨道不管有没有电子，只要符合杂化的条件就可能参与杂化。
4、杂化轨道形成过程（1）sp3杂化sp3杂化：1个s 轨道与3个p 轨道进行的杂化,形成4个sp3 杂化轨道。
每个sp3杂化轨道的形状也为一头大，一头小，含有1/4 s 轨道和3/4 p 轨道的成分每两个轨道间的夹角为109 °28，。
空间构型为正四面体型。
价层电子对数为4的中心原子采用sp3杂化方式（2）sp2杂化sp2杂化：1个s 轨道与2个p 轨道进行的杂化,形成3个sp2 杂化轨道。
每个sp2杂化轨道的形状也为一头大，一头小，含有1/3 s 轨道和2/3 p 轨道的成分，每两个轨道间的夹角为120°，呈平面三角形。
例：用杂化轨道理论分析乙烯的杂化类型及分子空间构型？杂化轨道只能形成σ键或容纳未参与成键的孤电子对，不能形成π键；未参与杂化的p轨道可用于形成π键。
例：苯环的结构1.苯环中的碳均是以sp2杂化成夹角为1200三个sp2杂化轨道.2.苯环中六个碳之间形成6个σ键,每个碳与氢形成1个σ键.3.苯环中六个碳中未杂化的P轨道彼此形成一个大π键.4.形成大π键比一般的π键更稳定,因此苯环体现特殊的稳定性（3）sp杂化sp杂化：1个s 轨道与1个p 轨道进行的杂化,形成2个sp杂化轨道。
