化学分子杂化轨道及构型

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CH3？CH4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:1s22s22p4 NH3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。 中心原子的4个sp3杂化轨道用于构建不同的σ轨道，如H2O的中心原子的4个杂化轨道分别用于σ键和孤对电子对，这样的4个杂化轨道显然有差别，叫做不等性杂化。 sp2 一个s轨道与两个p轨道杂化，得三个sp2杂化轨道，每个杂化轨道的s成分为1/3，p成分为2/3，三个杂化轨道在空间分布是在同一平面上，互成120o BF3分子形成 石墨、苯中碳原子也是以sp2杂化的： sp 一个s轨道与一个p轨道杂化后，得两个sp杂化轨道，每个杂化轨道的s成分为1/2，p成分为1/2，杂化轨道之间的夹角为180度。 CO2 HC≡CH BeCl2分子形成
杂化轨道类型 2、判断中心原子的杂化

类型一般方法 （1）看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，形成的是sp2杂化；如果全部是单键，则形成的是sp3杂化。 （2）没有填充电子的空轨道一般不参与杂化。 CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4等分子的电子式、结构式及分子的空间结构： 分子 CO2 H2O NH3 CH2O CH4 电子式 结构式 中心有无孤对电子 无 有 有 无 无 空间结构 直线形 角（V）形 三角锥形 平面三角形 正四面体 分子结构 sp 杂化 sp2 杂化 sp3 杂化 杂化轨道夹角 180o 120o 109.5o 杂化轨道空间取向 直线 平面三角形 正四面体
价层电子对互斥理论 价层电子数 价层电子对排布 成键电子对数 孤对电子数 分析类型 电子对的排布方式 分子构型 实例 2 直线形 2 0 AB2 直线形 CO2、HgCl2、BeCl2 3 平面三角形 3 0 AB3 平面三角形 BF3、Al3、CH2O 2 1 AB2 角形或V型 NO2、PbCl2、SnCl2 4 四面体 2 2 AB4 正四面体 CH4、NH4+ 3 1 AB3 三角锥形 NH3、PCl3、SO32- 4 0 AB2 角形或V型 H2O、H2S 化学式 中心原子价层电子对数 中心原子结合的原子数 空间构型 CO2 2 2 直线形 SO2 3 2 角形 NH2- 4 2 角形 PCl3 4 3 三角锥形 H3O+ 4 3 三角锥形 SiCl4 4 4 正四面体形 NO3- 3 3 平面正三角形 NH4+ 4 4 正四面体形 SO42- 4 4 正四面体形 等电子体原理 具有相同的通式——ABm，而且价电子总数相等的分子或离子具有相同的结构特征,这个原理称为“等电子体原理”。这里的“结构特征”的概念既包括分子的立体结构，又包括化学键的类型，但键角并不一定相等，除非键角为180或90等特定的角度。 （1）CO2、CNS–、NO2+、N3–具有相同的通式—AX2，价电子总数16，具有相同的结构—直线型分子，中心原子上没有孤对电子而取sp杂化轨道，形成直线形s-骨架，键角为180°。 （2）CO32–、NO3–、SO3等离子或分子具有相同的通式—AX3，总价电子数24，有相同的结构—平面三角形分子,中心原子上没有孤对电子而取sp2杂化轨道形成分子的s-骨架。
（3）SO2、O3、NO2–等离子或分子，AX2，18e，中心原子取sp2杂化形式，VSEPR理想模型为平面三角形，中心原子上有1对孤对电子(处于分子平面上)，分子立体结构为V型(或角型、折线型) 。 （4）SO42–、PO43–等离子具有AX4的通式,总价电子数32，中心原子有4个s-键，故取sp3杂化形式，呈正四面体立体结构； （5）PO33–、SO32–、ClO3–等离子具有AX3的通式，总价电子数26，中心原子有4个s-轨道(3个s-键和1对占据s-轨道的孤对电子)，VSEPR理想模型为四面体，(不计孤对电子的)分子立体结构为三角锥体，中心原子取sp3杂化形式。 正电荷

重心和负电荷重心不相重合的分子（极性分子） 正电荷重心和负电荷重心相重合的分子（非极性分子） 分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定。 双原子分子：取决于成键原子之间的共价键是否有极性 多原子分子(ABm型)：取决于分子的空间构型和共价键的极性 双原子分子的极性与非极性 ①以极性键结合而形成的异核双原子分子都是极性分子，如HCl ②以非极性键结合而形成的同核双原子分子是非极性分子，如Cl2。还有某些同核多原子分子也是非极性分子，如：P4，应该注意，O3（V型）是极性分子。 ABm分子极性的判断方法 将分子中的共价键看作作用力，不同的共价键看作不相等的作用力，运用物理上力的合成与分解，看中心原子受力是否平衡，如平衡则为非极性分子；否则为极性分子。 CO2极性判断 C=O键是极性键，但从分子总体而言CO2是直线型分子，两个C=O键是对称排列的，两键的极性互相抵消（ F合=0），∴整个分子没有极性，电荷分布均匀，是非极性分子 O-H键是极性键，共用电子对偏O原子，由于分子是折线型构型，两个O-H键的极性不能抵消（ F合≠0），∴整个分子电荷分布不均匀，是极性分子
NH3： BF3： CH4： 常见的分子构型及分子的极性 常见分子 键的极性 键角 分子构型 分子类型 双原子分子 H2、Cl2 无 无 直线形 非极性 HCl 有 无 直线形 极性 三原子分子 CO2 有 180° 直线形 非极性 H2O 有 104.5° V形、角形 极性 四原子分子 NH3 有 107.3° 三角锥形 极性 BF3 有 120° 平面三角形 非极性 五原子 CH4 有 109.5° 正四面体 非极性 10电子微粒： 分子：HF、H2O、NH3、CH4、Ne 阳离子：Na+、Mg2+、Al3+ 、NH4+、H3O+ 阴离子：OH－、NH2－、N3－、O2－、F－ 18电子微粒： Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、 F2、 C2H6、 CH3OH、N2H4、H2O2 、 CH3F、 P3－、HS－、S2－、Cl－、K+、Ca2+等