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什么是杂化轨道理论?求详解

sp2杂化轨道含1/3 s和2/3 p的成分。一个s轨道和两个p轨道杂化，形成3个完全相同的sp2杂化轨道。其3个轨道间夹角为120°，呈平面正三角形。一般来讲，数孤对电子数＋成“头碰头”键个数（单键、双键、三键都只算一个，其余是派键），加起来是3，就是sp2杂化了。同理，加起来是2就是sp，是4就是sp3。

(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

同一原子内由一个ns轨道和三个np轨道发生的杂化，称为sp3杂化，杂化后组成的轨道称为sp3杂化轨道。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

杂化类型的判断

1、判断中心原子的孤对电子数　2．找出与中心原子相连的原子数（即形成的σ键的数量）　3．若二者相加等于2，那么中心原子采用SP杂化；若等于3，那么中心原子采用SP2杂化；若等于4，那么中心原子采用SP3杂化

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求杂化轨道理论和价层电子对互斥理论的详解

1 杂化轨道：

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,

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.

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.C原子中 1个2s电子激发到2p后,1个2s轨道和3个2p轨道重新组合成4个sp3杂化轨道,它们再和4个H原子形成4个相同的C-H键,C位于正四面体中心,4个H位于四个顶角.

相关种类

杂化轨道种类很多,如三氯化硼(BCl3)分子中B有sp2杂化轨道,即由1个s轨道和2个p轨道组合成3个sp2杂化轨道,在氯化铍(BeCl2)中有sp杂化轨道,在过渡金属化合物中还有d轨道参与的sp3d和 sp3d2杂化轨道等.以上几例都是阐明了共价单键的性质,至于乙烯和乙炔分子中的双键和三键的形成,又提出了σ键和π键的概念.如把两个成键原子核间联线叫键轴,把原子轨道沿键轴方向“头碰头”的方式重叠成键,称为σ键.把原子轨道沿键轴方向“肩并肩”的方式重叠,称为π键.例如在乙烯(CH2= CH2)分子中有碳碳双键(C=C),碳原子的激发态中2px,2py和2s形成sp2杂化轨道,这3个轨道能量相等,位于同一平面并互成120℃夹角,另外一个pz轨道未参与杂化,位于与平面垂直的方向上.碳碳双键中的sp2杂化如下所示.

这3个sp2杂化轨道中有2个轨道分别与2个H原子形成σ单键,还有1个sp2轨道则与另一个 C的sp2轨道形成头对头的σ键,同时位于垂直方向的pz轨道则以肩并肩的方式形成了π键.也就是说碳碳双键是由一个σ键和一个π键组成,即双键中两个键是不等同的.π键原子轨道的重叠程度小于σ键,π键不稳定,容易断裂,所以含有双键的烯烃很容易发生加成反应,如乙烯(H2C=CH2)和氯 (Cl2)反应生成氯乙烯(Cl—CH2—CH2—Cl).

乙炔分子(C2H2)中有碳碳叁键 (HC≡CH),激发态的C原子中2s和2px轨道形成sp杂化轨道.这两个能量相等的sp杂化轨道在同一直线上,其中之一与H原子形成σ单键,另外一个 sp杂化轨道形成C原子之间的σ键,而未参与杂化的py与pz则垂直于x轴并互相垂直,它们以肩并肩的方式与另一个C的py,pz形成π键.即碳碳三键是由一个σ键和两个π键组成.这两个π键不同于σ键,轨道重叠也较少并不稳定,因而容易断开,所以含三键的炔烃也容易发生加成反应.

杂化轨道限于最外层电子,而在第一层的两个电子不参与反应,而在其他层上有许多的轨道,电子会从能量低的层“跃迁”到能量高的层,而原来能量低的层是因为电子的运动方向相反,而跃迁以后电子就只向一种方向运动,所以能量会高.并且反应以后组成的能量介于原来的S轨道和P轨道能量之间.

几种杂化轨道之后的分子空间形态

sp杂化：直线型

sp2杂化：平面三角形（等性杂化为平面正三角形）

sp3杂化：空间四面体（等性杂化为正四面体）

2 价电子对互斥理论

一个分子的中心原子究竟采取哪种类型的轨道杂化,直接可以预测整个分子的空间构型. 杂化轨道理论成功地解释了部分共价分子杂化与空间构型关系,但是,仅用杂化轨道理论预测有时是难以确定的.1940年美国的Sidgwick NV等人相继提出了价层电子对互斥理论（valence shell electron pair repulsion theory）,简 称VSEPR法,该法适用于主族元素间形成的ABn型分子或离子.该理论认为,一个共价分子或离子中,中心原子A周围所配置的原子B（配位原子）的几何构型,主要决定于中心原子的价电子层中各电子对间的相互排斥作用.这些电子对在中心原子周围按尽可能互相远离的位置排布,以使彼此间的排斥能最小.所谓价层电子对,指的是形成σ键的电子对和孤对电子.孤对电子的存在,增加了电子对间的排斥力,影响了分子中的键角,会改变分子构型的基本类型.根据此理论,只要知道分子或离子中的中心原子上的价层电子对数,就能比较容易而准确地判断 ABn 型共价分子或离子的空间构型.

空间构型步骤

价层电子对理论预测分子空间构型步骤为：

1.确定中心原子中价层电子对数

中心原子的价层电子数和配体所提供的共用电子数的总和除以2,即为中心原子的价层电子对数. 规定：(1)作为配体,卤素原子和H 原子提供1个电子,氧族元素的原子不提供电子；(2)作为中心原子,卤素原子按提供7个电子计算,氧族元素的原子按提供6个电子计算；(3)对于复杂离子,在计算价层电子对数时,还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数；(4)计算电子对数时,若剩余1个电子,亦当作 1对电子处理.(5) 双键、叁键等多重键作为1对电子看待.

2．判断分子的空间构型

根据中心原子的价层电子对数,从表9-4中找出相应的价层电子对构型后,再根据价层电子对中的孤对电子数,确定电子对的排布方式和分子的空间构型.

实例分析:试判断PCl5 离子的空间构型.

P离子的正电荷数为5,中心原子P有5个价电子,Cl原子各提供1个电子,所以P原子的价层电子对数为（5+5）/2 = 5,其排布方式为三角双锥.因价层电子对中无孤对电子,所以PCl5 为三角双锥构型.

实例分析：试判断H2O分子的空间构型.

解 ：O是H2O分子的中心原子,它有 6个价电子,与O化合的2个H原子各提供1个电子,所以O原子价层电子对数为（6+2）/2 = 4,其排布方式为 四面体,因价层电子对中有2对孤对电子,所以H2O分子的空间构型为V形.

表9-5 理想的价层电子对构型和分子构型

实例分析

判断HCHO分子和HCN分子的空间构型

解分子中有1个C=O双键,看作1对成键电子,2个C-H单键为2对成键电子,C原子的价层电子对数为3,且无孤对电子,所以HCHO分子的空间构型为平面三角形.

HCN分子的结构式为H—C≡N∶,含有1个C≡N叁键,看作1对成键电子,1个 C?H单键为1对成键电子,故C原子的价层电子对数为2,且无孤对电子,所以HCN分子的空间构型为直线.

杂化轨道理论的举例说明

以CH4分子的形成为例。

基态C原子的外层电子构型为2s22px12py1。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2s12px12py12pz1参与化学结合。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、2px、2py、2pz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sp3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。

形成的四个sp3杂化轨道与四个H原子的1s原子轨道重叠，形成（sp3-s）σ键，生成CH4分子。

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CH4分子后体系能量降低，分子的稳定性增强。

杂化轨道理论

按我自己的理解解释一下，杂化轨道应该是，要成键的原子的能量相近的几个轨道将能量均分，成为能量相等的几个新轨道，这样会更有利于成键。杂化后原来能级低的轨道能量增大，能极高的能量降低。价键理论有两个分支：路易斯理论和现代价键理论。路易斯：分子的每个原子都可以通过共用电子对形成稀有气体原子稳定结构；现代：各自有成单电子（或空轨道与一对电子）、且各自的单电子自旋相反的原子可以成较稳定的共价键，且保证分子能量最低（核间电子云密度最大，即重叠程度最大），这样形成的键较稳定；价层电子互斥理论就是成键时尽量会选择价层电子对间斥力最小的一种形式，可以用来确定一些简单共价分子和离子的空间构型。

化学杂化轨道理论求助！

1、还有N的一对孤电子对占一个杂化轨道。1（孤电子对）+3（成建电子对）=4，即C、N价层电子对数为4=杂化轨道数4，是sp3。

2、N的一个2s轨道，三个3p（x、y、z）轨道，共四个，一起杂化成4个sp3，其中s占25%成分。杂化后一个杂化轨道占一对电子，孤电子对，另三个杂化轨道各含一个电子用来成键。这种几个杂化轨道不完全相同的叫不等性杂化。甲烷中C为等性杂化。

3、包括孤电子一起是四面体，而分子结构不看孤电子，剩下自然是三角锥。只要有孤电子对，分子的构型与含孤电子的价层电子对模型的构型就不一致。有。H2O，O 为Sp3，两队孤对电子，V型。

4、你表述是错的。可能是你的表述的问题，记住现有结构，再有杂化理论理解。不可能出现CH2，C最外层电子4个，应该差4个达八个，达相对稳定，也该是CH4，只是不用杂化解释的话，C原子的3个3p轨道是相互垂直，没办法解释夹角109.5°。才用杂化轨道解释的。先知道结构再轨道。（选修3涉及大学知识，不少高中老师毕业太久忘了，不一定全懂，我们学校就是。我也是化学老师）

通常用VSEPR理论预测（有局限，多数可行），再用杂化轨道（也有局限）解释。

比如H2O测出不是90°，按理俩2p垂直该90°，用VSEPR预测分子V型，符合实际，再用杂化理论解释。完美。

但H2S不杂化，不能预测结构。

电子杂化轨道理论怎么理解？

共有4个量子数，n表示轨道，l表示轨道中电子运动方式（即二级的轨道），m表示在这轨道中的电子数，吗、m（s）表示电子自旋方向。n=1时l=0 n=2时l=0，1，-1 n=3时l=0，1，2，-1，-2 n=4时l=0，1，2，3，-1，-2，-3 .......其中（l=0时 是s轨道 1时是p轨道 3时是d轨道 4时是f轨道..........）m只能=0，1，2（即一个轨道最多只能容2个电子）m（s）只能=1/2,-1/2 1s (1s2电子）2s 2p （ 2s2电子 2p3轨道6电子，共8个） 3s 3p 3d （3s2电子，3p3轨道6电子，3d5轨道10电子，共18电子）4s 4p 4d 4f ................................................................. 排布时从右上到左下 一层一层排 还有满院则 半满原则 说起来麻烦 （大学无机化学 第一章就是这 你可以看看）...............

关于杂化轨道理论

sp2 杂化是由1 个s轨道和2个p轨道杂化而来的，这3个轨道杂化后形成 3 个sp2轨道，所以每个SP2轨道含有1/3S和2/3P的成分，一个2s形成了参加形成了3个sp2轨道，每个轨道中2s的成分就是1/3了。而2个2p参加形成了3个sp2轨道，每个sp2轨道中2p的成分就是2/3了。

BF3 中心原子为 B ，B本来有3个电子，再加上每个F提供一个电子，这样B周围共有 3+3=6个电子，根据杂化轨道理论，B为sp2杂化，杂化后就没有2s轨道了， B的3个电子分别在新形成3个sp2轨道里面，每个sp2轨道一个，这样就和3个F形成3个共价键了，B杂化后还剩下一个2p轨道，杂化只用了2个2p轨道，这个2p轨道和3个F形成一个4原子6电子的大π键。

我没有复制一个字，不懂可以再问。

好了，关于“电子轨道理论杂化轨道理论”的话题就到这里了。希望大家通过我的介绍对“电子轨道理论杂化轨道理论”有更全面、深入的认识，并且能够在今后的实践中更好地运用所学知识。