杂化轨道详细解说
杂化轨道理论要点
sp杂化轨道是s轨道和一个p轨道的线性组合， 形成两个等价的sp杂化轨道。
除了sp3、sp2和sp杂化轨道外，还存在其他 类型的杂化轨道，如dsp3、sp3d等。
杂化轨道的形成原理
1
轨道杂化形成过程
2
通过改变s和p轨道的比例和重叠程度，
可以形成具有不同方向性和能量的杂化
轨道。
3
电子排斥原理
电子在轨道中相互排斥，若s和p轨道重 叠，会使电子能量增加，因此形成了杂 化轨道。
能量最低原则
形成的杂化轨道应具有最低能量，以保 持系统的稳定性。
sp3杂化轨道
形状
应用
sp3杂化轨道呈四面体形状，分布在空间中四个等角。 sp3杂化轨道解释了甲烷分子中碳原子与四个氢原子 形成的四条等长和等角的化学键。
sp2 杂化轨道
形状
sp2杂化轨道呈平面三角形形 状，与未杂化的p轨道垂直。
应用
杂化轨道用于描述共价键中 电子的空间分布与方向性。
杂化轨道的类型
1 sp3杂化道
2 sp2杂化轨道
sp3杂化轨道是s轨道和三个p轨道的线性组合， 形成四个等价的sp3杂化轨道。
sp2杂化轨道是s轨道、两个p轨道和一个未杂 化的p轨道的线性组合，形成三个等价的sp2 杂化轨道。
3 sp杂化轨道
4 其他类型
sp2杂化轨道解释了烯烃分子 中碳原子之间形成的双键和 单键的几何构型。
π键
未杂化的p轨道形成了烯烃分 子中的π键。
sp杂化轨道
1
形状
sp杂化轨道呈直线形状，与未杂化的p轨道平行。
2
应用
sp杂化轨道解释了炔烃分子中碳原子之间形成的三键和单键的几何构型。
3
π键
杂化轨道理论(图解)
杂化轨道理论(图解）一、原子轨道角度分布图二、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。
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年马利肯由于建立和发展分子轨道理论荣获得1966年诺贝尔化学奖。
MO法和VB法是两种根本不同的物理方法；都是电子运动状态的近似描述；在一定条件下它们具有等价性。
杂化轨道的认识
杂化轨道的认识1.杂化杂化轨道杂化是指在形成分子时，由于原子的相互影响，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。
这种轨道重新组合的过程叫杂化，所形成的新轨道就称为杂化轨道。
2.杂化的过程杂化轨道理论认为在形成分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。
如CH4分子的形成过程：碳原子2s轨道中1个电子吸收能量跃迁到2p空轨道上，这个过程称为激发，但此时各个轨道的能量并不完全相同，于是1个2s轨道和3个2p轨道“混合”起来，形成能量相等、成分相同的4个sp3杂化轨道。
然后4个sp3杂化轨道上的电子间相互排斥，使四个杂化轨道指向空间距离最远的正四面体的四个顶点，碳原子的4个sp3杂化轨道分别与4个H原子的1s轨道形成4个相同的σ键，从而形成CH4分子。
由于四个C-H键完全相同，所以形成的CH4分子为正四面体，键角109º28＇。
3.杂化轨道的类型⑴sp杂化 sp杂化轨道是由一个ns轨道和一个np轨道组合而成的。
sp杂化轨道间的夹角使180º，呈直线形。
例如，气态的BeCl2分子的结构。
Be原子的电子层结构是1s22s2,从表面上看Be原子似乎不能形成共价键，但是激发状态下，Be的一个2s电子可以进入2p 轨道，经过杂化形成两个sp杂化轨道，与氯原子的3p轨道重叠形成两个sp-pσ键。
由于杂化轨道间的夹角为180º，所以形成的BeCl2分子的空间构型是直线形的。
⑵sp2杂化 sp2杂化是由一个ns轨道和两个np轨道组合而成的。
sp2杂化轨道间的夹角使120º，呈平面三角形。
例如BF3分子的结构。
B原子的电子层结构是1s22s22px1,当硼原子与氟原子反应时，硼原子的一个2s电子激发到一个空的2p轨道中，使B原子的电子层结构是1s22s22px12py1。
硼原子的2s轨道和两个2p轨道杂化组合成三个sp2杂化轨道，硼原子的三个sp2杂化轨道分别与三个氟原子的各一个2p轨道重叠形成三个sp2-p的σ键，由于三个sp2杂化轨道在同一个平面而且杂化轨道间的夹角为120º，所以BF3分子具有平面三角形结构。
2.2.2 杂化轨道理论 高二化学(新教材人教版选择性必修2)
CO2 CH2O
0+2=2 0+3=3
sp
直线形
直线形
sp2 平面三角形 平面三角形
CH4
0+4=4 sp3 正四面体形 正四面体形
SO2
1+2=3 sp2 平面三角形 V形
NH3 H2O
1+3=4 sp3 2+2=4 sp3
四面体形 四面体形
三角锥形 V形
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一、杂化轨道理论简介
一个s轨道与两个p轨道杂化，得三个sp2杂化轨道， 三个杂化轨道在空间分布是在同一平面上，互成120º
SO2 BF3
s
sp2
pp p
120°
z
z
z
z
y
y
y
y
x
x
x
x
一、杂化轨道理论简介
CH2=CH2
未参与杂化的p轨道可用于形成π键
一、杂化轨道理论简介
一个s轨道与一个p轨道杂化后，得两个sp杂化轨
杂化轨道
原子轨道杂化后形成的一组新的 原子轨道，叫做杂化轨道。
①杂化轨道数等于参与杂化的原子轨道数 ②杂化改变了原子轨道的形状和方向 ③杂化使原子的成键能力增强 ④杂化轨道用于构建分子的σ轨道和孤电子对轨道
杂化轨道详细解说
高中化学7：杂化轨道1、概念理解原子在形成分子时，原子轨道不可能只重叠而本身不变，实际上个原子的价电子运动状态必然改变，而使成键能力尽可能增加，体系能量尽可能降低。
能量相近的不同原子轨道重新合成相同数目的新原子轨道。
通常有sp型、dsp型、spd型等。
杂化并非一个实际过程，而是一个数学概念。
为了得到波动方程有关价层电子的解，及波函数而采取的一个步骤。
和原有的s、p轨道相比，杂化轨道分布图具有一个肥大的正瓣，这一区域大大有利于成键轨道之间的重叠。
而且杂化轨道空间分布合理，降低了成键电子的排斥。
2个方面都有利于体系能量的下降。
2、价层电子对互斥理论（VSEPR理论）对轨道形状的推测2.1、价层电子对互斥理论（VSEPR理论）：对于一个ABm型分子（或离子），围绕中心A原子的价层对子对（包括成键电子对和未成键的孤电子对）的空间分布是受静电相互作用所支配。
电子对之间尽可能互相远离，这样斥力小，体系趋于稳定。
2.2、A原子价层电子对数的确定：[A原子价层电子数 + B原子提供的用于形成共价单键的电子数（双剑、三键均按生成一个单键考虑）]/2若是阴离子，电子数要加阴离子电荷数，阳离子则要减去。
B是H或卤素元素，每个原子提供一个共用电子。
B若是是氧族元素，规定不提供共用电子。
四氯化碲TeCl4分子：Te有6个价层电子，加上4个Cl提供的共用电子，中心Te原子价层电子数等于10，对数为5。
SO42-离子：S有6个价层电子，规定O原子不提供共用电子，加上离子电荷数2，中心S 原子价层电子数等于8，对数为4。
2.3、VSEPR理论推测分子形状：判断非过渡元素化合物的分子（或离子）的几何构型是相当成功的。
价层电子对数在4以内，未发现例外；价层电子对数为5、6时，发现个别例外；价层电子对数为7以上时，中心不单一，出入较大；步骤：1、确定中心原子的价层电子对数2、确定价层电子对对应的最佳分布构型：2直线、3平面三角、4正四面体、5三角双锥体、6正八面体。
杂化轨道详细解说
高中化学7：杂化轨道1、概念理解原子在形成分子时，原子轨道不可能只重叠而本身不变，实际上个原子的价电子运动状态必然改变，而使成键能力尽可能增加，体系能量尽可能降低。
能量相近的不同原子轨道重新合成相同数目的新原子轨道。
通常有sp型、dsp型、spd型等。
杂化并非一个实际过程，而是一个数学概念。
为了得到波动方程有关价层电子的解，及波函数而采取的一个步骤。
和原有的s、p轨道相比，杂化轨道分布图具有一个肥大的正瓣，这一区域大大有利于成键轨道之间的重叠。
而且杂化轨道空间分布合理，降低了成键电子的排斥。
2个方面都有利于体系能量的下降。
2、价层电子对互斥理论（VSEPR理论）对轨道形状的推测、价层电子对互斥理论（VSEPR理论）：对于一个ABm型分子（或离子），围绕中心A原子的价层对子对（包括成键电子对和未成键的孤电子对）的空间分布是受静电相互作用所支配。
电子对之间尽可能互相远离，这样斥力小，体系趋于稳定。
、A原子价层电子对数的确定：[A原子价层电子数 + B原子提供的用于形成共价单键的电子数（双剑、三键均按生成一个单键考虑）]/2若是阴离子，电子数要加阴离子电荷数，阳离子则要减去。
B是H或卤素元素，每个原子提供一个共用电子。
B若是是氧族元素，规定不提供共用电子。
四氯化碲TeCl4分子：Te有6个价层电子，加上4个Cl提供的共用电子，中心Te原子价层电子数等于10，对数为5。
SO42-离子：S有6个价层电子，规定O原子不提供共用电子，加上离子电荷数2，中心S原子价层电子数等于8，对数为4。
、VSEPR理论推测分子形状：判断非过渡元素化合物的分子（或离子）的几何构型是相当成功的。
价层电子对数在4以内，未发现例外；价层电子对数为5、6时，发现个别例外；价层电子对数为7以上时，中心不单一，出入较大；步骤：1、确定中心原子的价层电子对数2、确定价层电子对对应的最佳分布构型：2直线、3平面三角、4正四面体、5三角双锥体、6正八面体。
杂化轨道理论解释
杂化轨道理论解释这么给你说吧，原子有核外电子，电子要排在轨道上；总的说来，核外电子层分K、L、M、N、O、P，这你知道吧，可是科学家发现，在这每一层上，又有很多能量不同的区域，即电子亚层；这种电子亚层有四种，分别用字母s,p,d,f来表示；电子亚层，其实你就可以理解为电子轨道群，每个亚层上都有若干个轨道，s亚层有1个轨道，p亚层有3个轨道，d亚层有5个轨道，f亚层有7个轨道，有了这些轨道，电子才能装进去，每个轨道上能容纳2个自旋方向相反的电子（意思就是说，这两个电子旋转方向不一样）。
那么我再给你找些实用的资料，以后对你会很有用的：①K层只有s亚层，简称为1s；L层有s，p两个亚层，简称为2s，2p；M层有s，p，d三个亚层，简称为3s，3p，3d；等等。
②由于亚层的存在，使同一个电子层中电子能量出现不同，甚至出现低电子层的高亚层能量大于高电子层的低亚层，各亚层能量由低到高排列如下：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f....... 补充一点：根据能量最低原理，电子通常总是先填充能量低的亚层（懂了这个你就知道为什么有时第三层，就是M层有时没有填满，电子就去添下一层N层了吧，如钙，3s和3p都填满了，但是没填3d，就去填4s）③个人建议：如果你想更了解关于电子亚层的知识，可以再了解一下：能量最低原理，洪特原理，保里不相容原理，洪特特例。
真的很有用！！1 能量最低原理自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。
原子中的电子也是如此。
在不违反保里原理的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。
原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。
当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s＜E2s＜E3s；E2p＜E3p＜E4p。
当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s＜E3p＜E3d。
杂化轨道解释
杂化轨道解释
杂化轨道是指原子中的各个电子轨道（s、p、d等）在化学键
形成过程中重新排列和重新组合形成的一系列新的轨道。
原子中的电子在形成化学键时，会发生轨道重叠，电子会重新排列在空间中形成新的轨道，这些轨道被称为杂化轨道。
杂化轨道的形成可以通过薛定谔方程进行计算。
在计算过程中，原子的电子云会被重新组合成一些新的轨道，这些新的轨道与原来的轨道具有不同的性质和形状。
最常见的杂化轨道包括sp、sp²和sp³轨道。
例如，在形成氨分子（NH₃）的化学键时，氮原子的一个2s
轨道和三个2p轨道会发生杂化，形成四个新的sp³杂化轨道，这四个轨道平面形成一个四面体。
杂化轨道的形成可以解释很多分子的几何结构和化学性质。
通过杂化轨道的探讨，可以帮助我们理解分子中原子之间的键合和空间排列。
杂化轨道理论在化学中得到广泛应用，是解释分子结构和反应机理的重要工具。
杂化轨道简述
sp3杂化：
sp3：一个2s轨道上的一个电子激发到2p轨道，一个s轨道和三个p轨道进行杂化，形成四个完全等价的轨道，在空间呈正四面体结构。
如：CH
4、CCl
4
sp2杂化：
碳碳双键中的sp2杂化如下所示。
sp2：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p
z
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。
π键原子轨道的重叠程度小于σ键，容易断裂，所以含有双键的烯烃很容易发生加成反应。
如：C
2H
4
、BF
3
sp杂化：
sp：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p y与
p x 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p
y
,p z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链轨道重叠也较少，因而容易断开，所以含三键的炔烃也容易发生加成反应。
如：乙炔。
杂化轨道详细解说
杂化轨道详细解说杂化轨道是天文物理学术语，指的是某物体以夸克和引力方式运动的特定轨道。
可以用高斯楔体系统来描述，这是由洛伦兹方程式和引力所建立的轨道，因此并不是真正的轨道。
这种轨道被用于高精确度的星表运动解算，也被应用于地球卫星和无人机轨道轨迹计算。
杂化轨道被认为是对对对象(星体或行星)运动进行模拟的最完美的方法，但只有在其非常复杂的情况下，例如兙形星系的坠落入中央星系的情况，杂化轨道才能从小 inner scale获得结果。
杂化轨道中包含的洛伦兹方程是一系列解方程，解决了一个或多个物体运动问题，其中包括引力。
引力是一种由物体产生的力量，这个力量源于物体之间的相互作用，它控制着物体之间的位置和运动的方向。
洛伦兹方程用数学的方式来描述引力，并且它可以计算出每个物体的轨道，而且它同时也被用在卫星轨道运行动态问题。
杂化轨道的基本原理是引力的关联，每一个将被计算的物体都会受到来自其它物体的引力影响。
因此，为了计算杂化轨道，需要首先对所有相关物体中互相施加引力的过程进行模拟，并将这些物体当做一个整体处理，同时考虑每个物体产生的力。
引力和速度是相关的，当引力边的物体运动速度增加，引力会更大。
最后，将物体的位置和速度转换成开普勒方程并使用数值积分技术来求解杂化轨道。
杂化轨道对计算实现复杂物体运动模拟时起着重要作用，许多复杂的运动，例如星系的坠入中央星系，星际尘埃行等，都需要杂化轨道来模拟。
这可以使模型更加精确，更加准确地预测物体的未来轨迹。
杂化轨道也被应用于宇宙学，如研究星系形状及宇宙射线源复杂的结构。
实际应用范围也包括日本和美国等各国的火星任务，用来预测他们飞行的轨道量。
而地球卫星运行也需要杂化轨道来模拟。
总的来说，杂化轨道是一种能够模拟复杂物体运动的非常有效的轨道建模方法，可以用来描述星系和宇宙结构、以及人造卫星的复杂轨道轨迹。
它可以帮助天文物理学家们更加精确地模拟宇宙结构，也被空间航天工程师们用来计算卫星轨道。
杂化轨道理论讲解
y
sp2杂化轨道由1个s轨道和2个p轨道杂化而得到三个sp2杂化轨道。 三个杂化轨道在空间分布是在同一平面上，互成120º 例如：ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ2H4
C2H4(sp2杂化）
sp杂化轨道的形成过程
z
z
180°
z
z
y x x
y x
y x
y
sp杂化轨道由1个s轨道和1个p轨道杂化而得到两个sp杂化轨道。 两个杂化轨道在空间分布呈直线型，互成180º 例如：C2H2
4、(11江苏)原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是 形成化合物种最多的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层 电子数的2倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子， W的原子序数为29。回答下列问题： (1)Y2X2分子中Y原子轨道的杂化类型为 ， 1mol Y2X2含有σ键的数目为 。 (2)化合物ZX3的沸点比化合物YX4的高，其主要原因是 。 (3)元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体， 元素Z的这种氧化物的分子式是 。
A．直线形；三角锥形
C．直线形；平面三角形
B．V形；三角锥形
D．V形；平面三角形
3、 下列关于丙烯（CH3CH=CH2）的说法正确的是（ A. 丙烯分子有7个σ键，1个π键 B. 丙烯分子中3个碳原子都是sp3杂化 C. 丙烯分子中既存在极性键又存在非极性键 D. 丙烯分子中所有原子在同一平面上
）
三、杂化轨道理论 ———解释分子的立体构型
1、杂化轨道的概念 在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近 的原子轨道间通过相互的混杂后，形成轨道总数不变的几个 能量与形状都相同的新轨道。 2、杂化轨道的类型
（1）SP3杂化
（2）SP2杂化
杂化轨道(内容详实)
H2O
2+
B表示接受电子的原子，叫接受体， H2O Cu OH2
一般为过渡金属
H2O
②形成配位键的条件：一个原子提
供孤对电子，另一原子提供空轨道
2、配位化合物：中心离子（或原子） 与配位体(某些 分子或离子) 以配位键的形式结合而成的化合物。
课件类
20
实验2-2 已知氢氧化铜与足量氨水反应
NH3
2+
离子：
KAl(SO4)2·12H2O (溶于水) → K+ +Al3++ 2SO42- +12 H2O
KCl ·MgCl2 ·6H2O (溶于水) → K+ +Mg2+ + 3Cl- + 6H2O 配合物盐，是在配合物的溶液或晶体中，十分明确地存 在着 含有配位键的、能独立存在的复杂组成的离子：
碱金属、碱土金属等可作为螯合物的形成体。
课件类
25
中心离子：也有中性 如：Ni(CO)4、Fe(CO)5
多核配合物：[(H3N)5Cr-O-Cr(NH3)5]X4 (卤化μ－氧＋氨合二铬（III））
课件类
26
2. 配位体和配位原子 有孤对电子 [Cu(NH3)4]SO4中，NH3是配位体，N为配位原子。 a. 单齿配位体(一个配位体中只有一个配位原子)
2
sp杂化 直线形
3
sp2杂化 平面三角形
4
sp3杂化 四面体形
了解
5 sp3d(或dsp3)杂化 三角双锥形
6 sp3d2(或d2sp3)杂化 正八面体
利用中心原子杂化轨道类型可判断分子的立体构
型
课件类
13
一般方法：
杂化轨道相关知识点
杂化轨道相关知识点
杂化轨道是化学中重要的概念之一，它是描述原子中电子轨道混合的一种方式。
杂化轨道可以解释分子的形状、键长和键角等性质，因此在化学中被广泛应用。
以下是杂化轨道相关的一些知识点：
1. 杂化轨道的定义：杂化轨道是由原子中不同的电子轨道混合形成的新的轨道。
2. 杂化轨道的类型：常见的杂化轨道有sp、sp2、sp3、sp3d、sp3d2等类型，它们分别由s、p、d电子轨道混合而成。
3. 杂化轨道的性质：杂化轨道的能量、形状和方向性都不同于原子中的电子轨道，它们可以描述分子中的sigma键和pi键。
4. 杂化轨道的应用：杂化轨道可以解释分子形状的异性体，例如乙烯和丙烯分子的C=C双键形成的sp2杂化轨道。
此外，杂化轨道还可以解释气体分子的氧化和还原反应。
5. 杂化轨道的局限性：杂化轨道是一种简化的模型，它没有考虑原子中电子运动的实际情况。
因此，它只是一种近似描述，不能完全解释分子中的所有性质。
总之，了解杂化轨道的基本概念和应用是化学学习中不可或缺的一部分，它可以帮助我们更好地理解分子的结构和性质。
- 1 -。
杂化轨道理论简介
sp3
4
V形
价层电子对数=杂化轨道数
杂化轨道的类型及特征
杂化 价层电 类型 子对数 sp sp2 2 3 参与杂 化轨道 一个ns 一个np 一个ns 两个np 一个ns 三个np 杂化轨 杂化轨 道数目 道夹角 2 3 180° 120° 空间 构型 直线形 实例
CO2 HCN
平面正 BF3 三角形 CH2O H2O NH3
2p 2s
sp3杂化
特别提醒：
1、同一原子的等性杂化轨道的能量相同。 2、原子轨道的杂化，只有在成键的过程中才会发 生，而孤立的原子是不发生杂化的。 3、只有能量相近的原子轨道才能发生杂化。 4、杂化轨道成键时要满足化学键间排斥作用最小。 5、sp和 sp２杂化形式中有未参与杂化的p轨道， 可用于形成π 键。 ６、杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳孤电子 对。
化学式 中心原子 结合的原 子数 中心原子 上孤电子 对数 杂化轨道 空间构型 HCN C2H4 BF3 CH2O NH4+ H3O+ H2O
2 2
3 3 3 4 3 2
0
0 0 0 0 0 1 2
sp
2
直线 形
直线形 平面四边形
sp2
3
平面正 平面正三角形 三角形 平面三角形 正四面体形 正四面 三角锥形 体形
CH 4的形成
(2).sp2杂化
BF3的立体构型 为平面三角形
F F
B
F
B： 2s22p1
2s
2p
2s
2p
激发
2s
2p
sp2
sp2杂化
sp2杂化结果： ①得到三个能量相同 的原子轨道 ②杂化轨道间的夹角 是120°
杂化轨道知识点总结归纳
杂化轨道知识点总结归纳杂化轨道是化学中一个非常重要的概念，它帮助我们理解分子的几何结构和键的性质。
本文将介绍杂化轨道的基本概念，包括杂化轨道的定义、杂化方式以及杂化轨道与分子几何结构的关系。
一、杂化轨道的定义杂化轨道是指在化学键形成过程中，原子轨道通过线性组合形成的新轨道。
原子轨道可以是具有不同能量和形状的s、p、d轨道，通过线性组合，就可以得到不同的杂化轨道。
二、杂化方式 1. sp杂化：最常见的杂化方式是sp杂化，它是s轨道和p轨道线性组合形成的。
这种杂化方式常见于碳原子的化学键形成过程中。
例如，在甲烷分子中，碳原子的一个2s轨道和三个2p轨道进行sp³杂化，形成四个sp³杂化轨道，用于与四个氢原子形成共价键。
2.sp²杂化：sp²杂化是指一个s轨道和两个p轨道的线性组合形成的。
这种杂化方式常见于碳原子形成双键的过程中。
例如，在乙烯分子中，碳原子的一个2s轨道和两个2p轨道进行sp²杂化，形成三个sp²杂化轨道，用于与两个碳原子和一个氢原子形成共价键。
3.sp杂化：sp杂化是指一个s轨道和一个p轨道的线性组合形成的。
这种杂化方式常见于碳原子形成三键的过程中。
例如，在乙炔分子中，碳原子的一个2s轨道和一个2p轨道进行sp杂化，形成两个sp杂化轨道，用于与一个碳原子和一个氢原子形成共价键。
三、杂化轨道与分子几何结构的关系杂化轨道的形成对分子的几何结构有重要的影响。
根据VSEPR理论，电子对排斥趋向于最大化分离，从而使得分子的几何结构更稳定。
通过杂化轨道的形成，原子之间形成更强的共价键，使得分子的几何结构更加稳定。
例如，在甲烷分子中，碳原子的四个sp³杂化轨道呈现出四面体的几何结构，使得四个氢原子均匀分布在碳原子周围。
这种排列方式最大化了电子对之间的排斥，使分子处于稳定状态。
在乙烯分子中，碳原子的三个sp²杂化轨道呈现出平面三角形的几何结构，使得两个碳原子之间形成双键，形成共面的平面结构。
杂化轨道详细解说
杂化轨道详细解说杂化轨道理论是由鲍林（L. Pauling）于1931年提出的。
其是指在形成分子时，由于原子间的相互作用，同一原子中能量相近的某些原子轨道，在成键过程中重新分配能量和空间方向，组合成一系列形状、能量完全相同的新轨道而改变了原有轨道的状态，这一过程称为轨道杂化（Hybridization），所形成的新轨道叫作杂化轨道（Hybrid Orbit）。
根据参与杂化的原子轨道种类不同，杂化方式可分为sp型杂化、spd型杂化和dsp型杂化等。
根据杂化轨道是否完全相同又可分为等性杂化与不等性杂化。
其中sp型杂化可分为sp³杂化、sp²杂化和sp杂化，spd型杂化可分为sp²d杂化、sp³d杂化、sp³d²杂化等，dsp型杂化可分为dsp²杂化、dsp³杂化、d²sp³杂化等。
杂化轨道理论的提出丰富和发展了现代价键理论。
发展历程1861年，奥古斯特·凯库勒（August Kekule）提出在有机化合物中碳的四价概念。
1874年，范特霍夫（Vant Hoff）和勒贝尔（Lebel）提出了四面体学说，认为有机化合物中饱和碳原子上的4个共价键是以原子核为中心，指向正四面体的4个顶点。
1931年，鲍林（L. Pauling）和斯莱脱（Slater）在价键理论的基础上提出了杂化轨道理论，用数学方法建立了包括碳原子在内的许多原子轨道的立体模型，阐述了甲烷正四面体构型形成的理由。
1953年，中国化学家唐敖庆等统一处理了s、p、d、f轨道杂化，提出了杂化轨道一般方法，进一步丰富了杂化轨道理论的内容。
基本内容1.在形成分子时，由于原子间的相互作用，同一原子中能量相近的某些原子轨道，在成键过程中重新分配能量和空间方向，组合成一系列形状、能量完全相同的新轨道而改变了原有轨道的状态，这一过程称为轨道杂化，所形成的新轨道叫作杂化轨道，每个杂化轨道中均含有一个电子。
2024版史上最易理解杂化轨道理论(图解)
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。
杂化轨道详细解说
杂化轨道详细解说在成键过程中，由于原子间的相互影响，同一原子中几个能量相近的不同类型的原子轨道（即波函数），可以进行线性组合，重新分配能量和确定空间方向，组成数目相等的新的原子轨道，这种轨道重新组合的过程称为杂化（hybridization），杂化后形成的新轨道称为杂化轨道（hybrid orbital）。
杂化，是原子形成分子过程中的理论解释，具体有sp（如BeCl2）、sp（如BF3）、sp（如CH4）、spd（如PCl5）、spd（如SF）杂化等等。
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，在能量相近的两个电子亚层中的单个原子中，能量较低的一个或多个电子会激发而变为激发态，进人能量较高的电子亚层中，即所谓的跃迁现象，从而形成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和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。
简言之，即某原子成键时，在键合原子的作用下，价层中若干个能级相近的原子轨道有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新轨道，称为杂化轨道。
这一过程称为原子轨道的杂化，简称杂化。
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1个s轨道和1个p轨道，只能杂化成2个SP杂化轨道。
杂化轨道与原来的原子轨道相比，其角度分布及形状均发生了变化，— 1 —能量也趋于平均化。
但比原来未杂化的轨道成键能力强，形成的化学键的键能大，使生成的分子更稳定。
— 2 —。
杂化轨道知识点总结归纳
杂化轨道知识点总结归纳一、杂化轨道的概念1.1 杂化轨道的定义杂化轨道是指原子中原有的原子轨道（包括s、p、d轨道）发生混合形成新的轨道。
这些新的轨道具有一定的方向性和能量，适应于描述共价键的性质。
1.2 杂化轨道的提出杂化轨道的概念最早由英国化学家Pauling在1931年提出。
根据量子力学理论，传统的原子轨道无法很好地解释分子结构和化学键的性质，于是Pauling提出了杂化轨道的理论，以解释化学键的构成和性质。
1.3 杂化轨道与混合轨道的区别杂化轨道是原子轨道的混合，而混合轨道是波函数的线性组合。
杂化轨道是为了解释分子中共价键的方向性而提出的，而混合轨道是为了解释分子的振动光谱而提出的。
二、杂化轨道的特点2.1 方向性杂化轨道具有一定的方向性，可以更好地描述化学键的方向。
例如sp杂化轨道能够更好地描述线性分子的形成。
2.2 能量杂化轨道的能量介于原子轨道之间，通常处于原子轨道能量的加权平均值。
2.3 杂化轨道的数量杂化轨道的数量等于原子轨道的数量。
例如，sp3杂化轨道是一个s轨道和三个p轨道的线性组合。
三、杂化轨道的类型3.1 sp杂化轨道sp杂化轨道是s轨道和p轨道的线性组合，形成两个等轨道。
这种杂化轨道通常适用于线性分子。
3.2 sp2杂化轨道sp2杂化轨道是s轨道和两个p轨道的线性组合，形成三个等轨道。
这种杂化轨道通常适用于三角平面分子。
3.3 sp3杂化轨道sp3杂化轨道是s轨道和三个p轨道的线性组合，形成四个等轨道。
这种杂化轨道通常适用于四面体分子。
3.4 dsp3杂化轨道dsp3杂化轨道是d轨道、s轨道和三个p轨道的线性组合，形成五个等轨道。
这种杂化轨道通常适用于八面体分子。
3.5 有机化合物中的杂化轨道有机化合物中的碳原子通常采用sp3、sp2和sp杂化轨道。
sp3杂化轨道用于描述碳的四面体构型，sp2杂化轨道用于描述碳的三角平面构型，sp杂化轨道用于描述碳的线性构型。
四、杂化轨道与分子几何构型4.1 线性分子线性分子通常采用sp杂化轨道进行描述。
杂化轨道理论(图解)
杂化轨道理论(图解）一、原子轨道角度分布图二、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。
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年马利肯由于建立和发展分子轨道理论荣获得1966年诺贝尔化学奖。
MO法和VB法是两种根本不同的物理方法；都是电子运动状态的近似描述；在一定条件下它们具有等价性。
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高中化学7：杂化轨道1、概念理解原子在形成分子时，原子轨道不可能只重叠而本身不变，实际上个原子的价电子运动状态必然改变，而使成键能力尽可能增加，体系能量尽可能降低。
能量相近的不同原子轨道重新合成相同数目的新原子轨道。
通常有sp型、dsp型、spd型等。
杂化并非一个实际过程，而是一个数学概念。
为了得到波动方程有关价层电子的解，及波函数而采取的一个步骤。
和原有的s、p轨道相比，杂化轨道分布图具有一个肥大的正瓣，这一区域大大有利于成键轨道之间的重叠。
而且杂化轨道空间分布合理，降低了成键电子的排斥。
2个方面都有利于体系能量的下降。
2、价层电子对互斥理论（VSEPR理论）对轨道形状的推测2.1、价层电子对互斥理论（VSEPR理论）：对于一个ABm型分子（或离子），围绕中心A原子的价层对子对（包括成键电子对和未成键的孤电子对）的空间分布是受静电相互作用所支配。
电子对之间尽可能互相远离，这样斥力小，体系趋于稳定。
2.2、A原子价层电子对数的确定：[A原子价层电子数 + B原子提供的用于形成共价单键的电子数（双剑、三键均按生成一个单键考虑）]/2若是阴离子，电子数要加阴离子电荷数，阳离子则要减去。
B是H或卤素元素，每个原子提供一个共用电子。
B若是是氧族元素，规定不提供共用电子。
四氯化碲TeCl4分子：Te有6个价层电子，加上4个Cl提供的共用电子，中心Te原子价层电子数等于10，对数为5。
SO42-离子：S有6个价层电子，规定O原子不提供共用电子，加上离子电荷数2，中心S原子价层电子数等于8，对数为4。
2.3、VSEPR理论推测分子形状：判断非过渡元素化合物的分子（或离子）的几何构型是相当成功的。
价层电子对数在4以内，未发现例外；价层电子对数为5、6时，发现个别例外；价层电子对数为7以上时，中心不单一，出入较大；步骤：1、确定中心原子的价层电子对数2、确定价层电子对对应的最佳分布构型：2直线、3平面三角、4正四面体、5三角双锥体、6正八面体。
3、依据价层电子对相互作用斥力大小选出最稳定布局。
依此布局将配位原子排列在中心原子周围。
电子对之间斥力大小：孤-孤＞孤-成＞成-成按照力学分析，很好理解。
2个同等力作用1个点，稳定结构是直线，夹角180度。
3个同等力作用1个点，稳定结构是平面，夹角120度。
4个同等力作用1个点，稳定结构是（正四面体、平面正方体等），正四面体夹角109.5度。
5个同等力作用1个点，稳定结构是三角双锥体6个同等力作用1个点，稳定结构是正八面体3、常见的sp杂化轨道3.1、sp1杂化轨道：同层2个sp原子轨道（部分sp轨道）重新整合成2个等价轨道（2个轨道最合理的结构是组成一个平面，夹角180度，只能是直线型）。
同层2个电子，进行化合时，2个电子重新分布，典型化合物氯化铍BeCl23.2、sp2杂化轨道：同层3个sp原子轨道（部分sp轨道）重新整合成3个等价轨道（3个轨道最合理的结构是组成一个平面，夹角120度）。
同层2个电子，进行化合时，2个电子重新分布，典型化合物氯化铍BeCl23.3、sp3杂化轨道：同层4个sp原子轨道（全部sp轨道）重新整合成4个等价轨道（立体上，4个轨道最合理的结构是组成正四面体，夹角109.5度，当有孤对电子时，由于作用力改变，夹角有稍小）。
同层4个电子，C元素，等性杂化。
典型化合物甲烷CH4，进行化合时，4个电子重新分布。
同层5个电子，N元素，不等性杂化。
典型化合物甲烷NH3，进行化合时，5个电子重新分布。
其中2个电子已经占有1个轨道，能量稍低，称孤对电子。
另外3个轨道形成3个N-H键。
孤对电子对其他3个轨道斥力较强，使3个键的夹角为107.3度。
同层6个电子，O元素，不等性杂化。
典型化合物甲烷H2O，进行化合时，6个电子重新分布。
其中4个电子已经占有2个轨道，能量稍低，称孤对电子。
另外2个轨道形成2个O-H键。
孤对电子对其他2个轨道斥力较强，使2个键的夹角为105度左右。
杂化轨道判断公式如下：（括号内为举例，以下均以CO2为例）k=m+n当k=2 sp杂化k=3 sp2杂化k=4 sp3杂化其中n值为ABn中的n，与中心原子结合的原子数（此时n是CO2中的2）(中心原子：按字面意思理解，就是分子形成是被当做中心的原子，CO2的中心原子为C)m=(e-nd)/2m：孤电子对数(指未成键电子）e：中心原子价电子数（价电子数就是最外层电子数，C碳的e=4）n：和上面的n是同一个值d：与中心原子结合的原子最多能接收的电子数（与中心原子结合的原子指O氧原子，最外层差2 个电子排满，此处d=2）于是，CO2的k=2+(4-2*2)/2=2故CO2是sp杂化必须是ABx型才弄用此判断方法，金刚石Sp3 正四面体石墨sp2 平面六边形需要记住SO32-，中心原子S提供6个电子，氧不提供，两个负电荷等于两个电子，所以电子数为8，即为4对，sp3杂化硫酸根，分析步骤同上，也是sp3碳酸根，C提供4个，氧不提供，加两个负电荷，6电子，3对，sp2杂化硝酸根，N提供5个，氧不提供，加一个负电荷，6电子，3对，sp2杂化中心原子杂化轨道类型一、根据分子的空间构型判断根据杂化轨道理论，中心原子轨道采取一定的杂化方式后，其空间构型和键角如下：杂化轨道类型杂化轨道空间构型键角sp 直线形180°sp2 平面三角形120°sp3 正四面体109．5°由此，可以根据分子的空间构型或键角来判断中心原子轨道的杂化方式。
例如一些常见的简单分子的结构都是熟悉的，C2H2、CO2为直线型分子，键角为180°，推断其C 原子的杂化轨道类型为sp；C2H4 、C6H6为平面型分子，键角为120°，推断其C 原子的杂化轨道类型为sp2；CH4、CCl4为正四面体，键角109．5°，推断其C 原子的杂化轨道类型为sp3。
还可以扩展到以共价键形成的晶体，如：已知金刚石中的碳原子、晶体硅和石英中的硅原子，都是以正四面体结构形成共价键的，所以也都是采用sp3 杂化；已知石墨的二维结构平面内，每个碳原子与其它三个碳原子结合，形成六元环层，键角为120°，由此判断石墨的碳原子采用sp2 杂化。
二、根据价层电子对互斥理论判断教材（苏教版）的“拓展视野”中介绍了价层电子对互斥理论，根据该理论能够比较容易而准确地判断ABm型共价分子或离子的空间构型和中心原子杂化轨道类型。
中心原子的价电子对数与价电子对的几何分布、中心原子杂化轨道类型的对应关系如下表（价电子对数＞4 的，高中阶段不作要求）。
中心原子价电子对数价电子对几何分布中心原子杂化类型2 直线形sp3 平面三角形sp24 正四面体sp3运用该理论的关键是能准确计算出中心原子的价电子对数，其计算方法是：1．价电子对数n ＝〔中心原子（A）的价电子数＋配位原子（B）提供的价电子数×m〕÷2。
2．对于主族元素，中心原子（A）的价电子数＝最外层电子数；配位原子中卤族原子、氢原子提供1 个价电子，氧族元素的原子按不提供电子计算；离子在计算价电子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数。
3．中心原子孤电子对数＝n（价电子对数）－m（配位原子B 数）。
4．杂化轨道由形成σ 键的电子对和孤电子对占据，因此分子或离子的空间构型为杂化轨道构型去掉孤电子对后剩余的形状。
例：指出下列分子或离子的中心原子的杂化轨道类型，并预测它们的空间构型：⑴BeCl2、H2O⑵SO3、NH3⑶NH4＋、PO43－解析：第⑴组都是AB2型分子BeCl2的价电子对数n＝（2＋1×2）÷2＝2，Be 采用sp 杂化，n－m＝2－2＝0，无孤对电子，故分子呈直线型；H2O 的价电子对数n＝（6＋1×2）÷2＝4，O 采用sp3 杂化，n－m＝4－2＝2，有2 对孤电子对，故分子呈折线型。
第⑵组都是AB3型分子SO3的价电子对数n＝（6＋0×3）÷2＝3，S 采用sp2 杂化，n－m＝3－3＝0，无孤对电子，故分子呈平面三角形；NH3的价电子对数n＝（5＋1×3）÷2＝4，N 采用sp3 杂化，n－m＝4－3＝1，有1 对孤对电子，故分子呈三角锥型。
第⑶组都是AB4型离子NH4＋的价电子对数n＝（5＋1×4－1）÷2＝4，N 采用sp3 杂化，n－m＝4－4＝0，无孤对电子，故分子呈正四面体；PO43－的价电子对数n＝（5＋0×4＋3）÷2＝4，P 采用sp3 杂化，n－m＝4－4＝0，无孤对电子，分子呈正四面体结构。
三、根据σ 键数和孤电子对数逆向判断根据价层电子对互斥理论，中心原子价电子对数＝σ 键数＋孤电子对数，如果已知σ 键数和孤电子对数，就可以逆向判断出中心原子价电子对数，从而判断出杂化方式。
例：指出乙酸分子中原子的杂化轨道类型以及它们周围原子的空间分布情况。
解析：高能熟练书写有机分子的结构式，根据结构式就很容易得知σ 键数和孤对电子数，从而判断出杂化方式。
1号C形成4个σ 键，无孤对电子，所以有4个价电子对，C原子为sp3杂化，其周围3个H和1个C呈正四面体分布；2号C形成3个σ键，无孤对电子，所以有3个价电子对，C原子为sp2杂化，其周围的C、O、O呈正三角形分布；3号O形成2个σ键，2个孤对电子，所以有4个价电子对，C原子为sp3杂化，其周围的C和H呈折线形分布。
拿COOH来看，C和一个O形成双键，因而C是sp2杂化，因此可只是平面三角形。
脱去一个氢离子后形成一个三中心三电子的离域体系。
孤电子对：CH2O 中心原子是C原子，和2个氢原子和一个氧原子一共生成了4根键，所以已经把8个电子都形成共价键了，所以没有孤对电子了。
SO2 1个孤电子对，当然看分子中的在VSEPR模型价电子对计算理论可得SO2中心S原子的价电子对数=6/2=3，而S 结合原子数为2，所以有一个孤电子对四、根据等电子原理判断教材的“资料卡”中介绍了等电子原理，即具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征，这里的结构特征包括中心原子的杂化轨道类型、分子的空间结构等。
因此，我们可以根据一些熟悉的分子的杂化轨道类型来判断与它互为等电子体的不熟悉的分子的杂化轨道类型。
例：指出N2O分子的空间构型和杂化轨道类型。
解析：教材中介绍的价层电子对互斥理论是比较浅显的，并没有介绍N作为配位原子应该如何计算价电子对数，在解决这样的题目时，可采用等电子原理巧解。
由于N2O与CO2互为等电子体，大家对于CO2的结构非常熟悉，直接根据直型，判断出sp杂化，当然也可以计算出CO2中的C原子的价电子对数n＝（4＋0×2）÷2＝2，判断为sp杂化，直线型，故N2O也应为sp杂化，直线型。