高中化学 杂化轨道理论的基本要点
杂化轨道理论高中
杂化轨道理论高中 WTD standardization office【WTD 5AB- WTDK 08- WTD 2C】高中杂化轨道理论(图解）一、原子轨道角度分布图二、共价键理论和分子结构价键法（VB法）价键理论一：１、要点：⑴、共价键的形成条件：①、先决条件：原子具有未成对电子；②、配对电子参与成键的原子轨道要满足对称匹配、能量相近以及最大重叠的原则；③、两原子具有成单的自旋相反的电子配对，服从保里不相容原理。
⑵、共价键的本质：是由于原子相互接近时轨道重叠，原子间通过共用自旋相反的电子使能量降低而成键。
⑶、共价键的特征：①、饱和性，一个原子有几个未成对电子（包括激发后形成的未成对电子），便和几个自旋相反的电子配对成键；而未成对电子数是有限的，故形成化学键的数目是有限的。
②、根据原子轨道最大重叠原理，原子轨道沿其角度分布最大值方向重叠，即共价键具有一定的方向性。
⑷、共价键的类型：单键、双键和叁键。
①、σ键和π键。
ⅰ、σ键：沿键轴方向重叠，呈圆柱形对称，称为σ轨道，生成的键称为σ键σ是希腊字母，相当于英文的s，是对称Symmetry[`simitri]这个字的第一个字母）。
σ键形成的方式：ⅱ、π键：两个p轨道彼此平行地重叠起来，轨道的对称面是通过键轴的平面，这个对称面就叫节面，这样的轨道称为π轨道，生成的键称为π键（π相当于英文的p，是平行parallel[`p?r?lel]的第一个字母）。
π键的形成过程：，σ键和π键的比较σ键（共价键中都存在σ键）π键（只存在不饱和共价键中）重 叠 方 式（成建方向） 沿两电子云（原子轨道）的键轴方向以“头碰头”的方式遵循原子轨道最大程度重叠原理进行重叠 两互相平行的电子云（原子轨道）以“肩并肩”的方式遵循原子轨道最大程度重叠原理进行重叠重叠程度重叠程度较大重叠程度较小电子云形状 共价键电子云（重叠部分）呈轴对称共价键电子云（重叠部分）呈镜像对称牢 固 程 度强度较大，键能大，较牢固，不易断裂强度较小，键能较小，不很牢固，易断裂化学活泼性不活泼，比π键稳定活泼，易发生化学反应类 型 s-s 、s-p 、、p-p 、s- SP 杂化轨道、s- SP 2杂化轨道、s- SP 3杂化轨道、杂化轨道间p －p π键，、p －p 大π键是否能旋转可绕键轴旋转不可旋转，存在 的规律共价单键是σ键，共价双键有一个σ键，有一个π键；共价叁键有一个σ键，有两个π键。
高中新教材人教版化学课件+选择性必修2+第二章第2节+第3课时 杂化轨道理论简介
ABn 型 分子 AB2
AB3 AB4
中心原子的价 层电子对数
中心原子的孤 中心原子结 杂化轨
电子对数
合的原子数 道类型
示例
2
0
2
sp
BeCl2、CO2
3
1
2
sp2
SO2
4
2
2
sp3
H2O、H2S
3
0
3
sp2
BF3、SO3、
CH2O
4
1
3
sp3
NH3、PCl3
4
0
4
sp3
CH4、CCl4
方法2:根据杂化轨道的空间分布判断。 (1)若杂化轨道在空间的分布呈正四面体形,则分子的中心原子发生sp3杂 化。 (2)若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形,则分子的中心原子发生sp2杂 化。 (3)若杂化轨道在空间的分布呈直线形,则分子的中心原子发生sp杂化。 方法3:根据杂化轨道之间的夹角判断。 若杂化轨道之间的夹角为109°28',则分子的中心原子发生sp3杂化;若杂化 轨道之间的夹角为120°,则分子的中心原子发生sp2杂化;若杂化轨道之间 的夹角为180°,则分子的中心原子发生sp杂化。
3.你能用杂化轨道理论解释NH3的空间结构吗? 提示:NH3分子中N原子的价层电子排布式为2s22p3。1个2s轨道和3个2p轨 道经杂化后形成4个sp3杂化轨道,其中3个杂化轨道中各有1个未成对电子, 分别与H原子的1s轨道重叠形成共价键;另1个杂化轨道中是成对电子,不 与H原子形成共价键,sp3杂化轨道为正四面体形,但由于孤电子对的排斥作 用,使3个N—H的键角变小,成为三角锥形的空间结构。
误;CO32-中碳原子价层电子对数=3+12×(4+2-3×2)=3,不含孤电子对,采取 sp2 杂 化,空间结构为平面三角形,C 项错误;乙炔(CH≡CH)分子中每个碳原子均形 成 2 个 σ 键和 2 个 π 键,价层电子对数是 2,为 sp 杂化,空间结构为直线形,D 项正确。
杂化轨道理论(重点高中)
高中杂化轨道理论(图解）一、原子轨道角度分布图二、共价键理论和分子结构价键法（VB法）价键理论一：１、要点：⑴、共价键的形成条件：①、先决条件：原子具有未成对电子；②、配对电子参与成键的原子轨道要满足对称匹配、能量相近以及最大重叠的原则；③、两原子具有成单的自旋相反的电子配对，服从保里不相容原理。
⑵、共价键的本质：是由于原子相互接近时轨道重叠，原子间通过共用自旋相反的电子使能量降低而成键。
⑶、共价键的特征：①、饱和性，一个原子有几个未成对电子（包括激发后形成的未成对电子），便和几个自旋相反的电子配对成键；而未成对电子数是有限的，故形成化学键的数目是有限的。
②、根据原子轨道最大重叠原理，原子轨道沿其角度分布最大值方向重叠，即共价键具有一定的方向性。
⑷、共价键的类型：单键、双键和叁键。
①、σ键和π键。
ⅰ、σ键：沿键轴方向重叠，呈圆柱形对称，称为σ轨道，生成的键称为σ键σ是希腊字母，相当于英文的s，是对称Symmetry[`simitri]这个字的第一个字母）。
σ键形成的方式：ⅱ、π键：两个p轨道彼此平行地重叠起来，轨道的对称面是通过键轴的平面，这个对称面就叫节面，这样的轨道称为π轨道，生成的键称为π键（π相当于英文的p，是平行parallel[`p?r?lel]的第一个字母）。
π键的形成过程：，σ键和π键的比较 σ键 （共价键中都存在σ键） π键 （只存在不饱和共价键中）重叠方式（成建方向）沿两电子云（原子轨道）的键轴方向以“头碰头”的方式遵循原子轨道最大程度重叠原理进行重叠 两互相平行的电子云（原子轨道）以“肩并肩”的方式遵循原子轨道最大程度重叠原理进行重叠 重叠程度重叠程度较大 重叠程度较小电子云形状 共价键电子云（重叠部分）呈轴对称 共价键电子云（重叠部分）呈镜像对称 牢固程度 强度较大，键能大，较牢固，不易断裂强度较小，键能较小，不很牢固，易断裂 化学活泼性不活泼，比π键稳定 活泼，易发生化学反应 类型 s-s 、s-p 、、p-p 、s-SP 杂化轨道、s-SP 2杂化轨道、s-SP 3杂化轨道、杂化轨道间p －p π键，、p －p 大π键 是否能旋转 可绕键轴旋转 不可旋转，存在的规律 共价单键是σ键，共价双键有一个σ键，有一个π键；共价叁键有一个σ键，有两个π键。
高一化学《杂化轨道理论》知识要点精华—精品文档
高一化学《杂化轨道理论》知识要点精华1.杂化轨道理论（1）杂化轨道理论要点为了解释分子或离子的立体结构，鲍林以量子力学为基础提出了杂化轨道理论。
我们不妨先以甲烷为例说明杂化轨道理论的出发点：甲烷分子实测的和VSEPR模型预测的立体结构都是正四面体。
若认为CH4里的中心原子碳的4个价电子层原子轨道——2s和2 px，2py，2pz分别跟4个氢原子的1s原子轨道重叠形成σ键，无法解释甲烷的4个C—H 键是等同的，因为碳原子的3个2p轨道是相互垂直，而2s轨道是球形的。
鲍林假设，甲烷的中心原子——碳原子——在形成化学键时，4个价电子层原子轨道并不维持原来的形状，而是发生所谓“杂化”，得到4个等同的轨道，总称sp3杂化轨道。
除sp3杂化，还有两种由s轨道和p轨道杂化的类型，一种是1个s轨道和2个p轨道杂化，杂化后得到平面三角形分布的3个轨道，总称sp2杂化轨道；另一种是1个s轨道和1个p轨道杂化，杂化后得到呈直线分布的2个轨道，总称sp杂化轨道。
图2-6画出了sp3、sp2和sp三种杂化轨道在空间的排布。
在该图最右边画出了未参与sp2杂化和sp杂化的剩余p轨道与杂化轨道的空间关系——未参与sp2杂化的1个p轨道垂直于杂化轨道形成的平面；未参与sp杂化的2个p轨道与sp杂化轨道形成的直线呈正交关系（即相互垂直）。
注意：杂化轨道总是用于构建分子的σ轨道，未参与杂化的p轨道才能用于构建π键，在学习杂化轨道理论时既要掌握杂化轨道的空间分布，也要掌握未杂化的p轨道与杂化轨道的空间关系，否则难以全面掌握分子的化学键结构。
讨论分子中的中心原子的杂化轨道类型的基础是预先知道它的立体结构。
如果没有实验数据，可以借助VSEPR模型对分子的立体结构作出预言。
这是我们为什么在讨论杂化轨道理论之前先讨论VSEPR的原因。
特别要注意的是，如果分子的中心原子上有采取σ轨道的孤对电子存在，确定中心原子的杂化轨道类型必须考虑包括孤对电子在内的整个分子的σ轨道骨架，不应单从分子的σ键骨架空间构型来确定。
高中化学 选择性必修2 第二章 第二节 第3课时 杂化轨道理论
二、杂化轨道类型与分子空间结构的关系
1.杂化轨道的类型
(1)sp3杂化轨道——正四面体形
sp3杂化轨道是由 1个 ns轨道和
3个 np轨道杂化而成，每个sp3
杂化轨道都含有
1 4s
和
3 4p
的成
分，sp3杂化轨道间的夹角为
109°28′ ，空间结构为正四面
体形。如右图所示。
(2)sp2杂化轨道——平面三角形 sp2杂化轨道是由 1个 ns轨道和 2个 np轨道杂化而成的，每个sp2杂化轨道
4.下列有关甲醛(HCHO)分子的说法正确的是
①C原子采取sp杂化 ②甲醛分子为三角锥形结构
③C原子采取sp2杂化 ④甲醛分子为平面三角形结构
A.①②
√C.③④
B.②③ D.①④
5.在BrCH==CHBr分子中，C—Br采用的成键轨道是
A.sp-p
√C.sp2-p
B.sp2-s D.sp3-p
12 含有 3s 和 3p成分，sp2杂化轨道间的夹角都是120°，呈平面三角形，如 下图所示。
(3)sp杂化——直线形
sp杂化轨道是由 1个 ns轨道和 1个 np轨道杂化而成的，每个sp杂化轨道含
有
1 2s
和12p
的成分，sp杂化轨道间的夹角为180°，呈直线形，如下图所示。
2.杂化轨道类型与分子空间结构的关系 (1)当杂化轨道全部用于形成σ键时，分子或离子的空间结构与杂化轨道 的空间结构相同。
中心原子 中心原子孤 ABn型分子 杂化类型 电子对数 空间结构
实例
AB2
sp2
1
_V_形__
SO2
AB3 sp3
AB2或(B2A)
1
_三__角__锥__形__ NH3、PCl3、NF3、
苏教版高中化学选修3分子构型与物质的性质杂化轨道理论与分子空间构型
第1课时杂化轨道理论与分子空间构型[核心素养发展目标] 1.了解杂化轨道理论，能从微观角度理解中心原子的杂化轨道类型对分子空间构型的影响。
2.通过对杂化轨道理论的学习，掌握中心原子杂化轨道类型的判断方法，建立分子空间构型分析的思维模型。
一、杂化轨道及其理论要点1．试解释CH4分子为什么具有正四面体的空间构型？(1)杂化轨道的形成碳原子2s轨道上的1个电子进入2p空轨道，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，可表示为(2)共价键的形成碳原子的4个sp3杂化轨道分别与4个H原子的1s轨道重叠形成4个相同的σ键。
(3)CH4分子的空间构型甲烷分子中的4个C—H键是等同的，C—H键之间的夹角——键角是109.5°，形成正四面体型分子。
2．轨道杂化与杂化轨道(1) 轨道的杂化：在外界条件影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合形成一组新轨道的过程叫做原子轨道的杂化。
(2)杂化轨道：重新组合后的新的原子轨道，叫做杂化原子轨道，简称杂化轨道。
(3)轨道杂化的过程：激发→杂化→轨道重叠。
3．杂化轨道的类型杂化类型sp sp2sp3参与杂化的原子轨道及数目n s 1 1 1 n p 1 2 3杂化轨道数目 2 3 4杂化轨道理论的要点(1)原子形成分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。
发生轨道杂化的原子一定是中心原子。
(2)原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的。
(3)只有能量相近的轨道才能杂化(如2s、2p)。
(4)杂化前后原子轨道数目不变(参加杂化的轨道数目等于形成的杂化轨道数目)，且杂化轨道的能量相同。
(5)杂化轨道成键时要满足化学键间最小排斥原理，使轨道在空间取得最大夹角分布。
故杂化后轨道的伸展方向、形状发生改变，但杂化轨道的形状完全相同。
例1下列关于杂化轨道的说法错误的是( )A．所有原子轨道都参与杂化形成杂化轨道B．同一原子中能量相近的原子轨道参与杂化C．杂化轨道能量集中，有利于牢固成键D．杂化轨道中不一定有一个电子答案 A解析参与杂化的原子轨道，其能量不能相差太大，如1s轨道与2s、2p轨道能量相差太大，不能形成杂化轨道，即只有能量相近的原子轨道才能参与杂化，故A项错误，B项正确；杂化轨道的电子云一头大一头小，成键时利用大的一头，可使电子云重叠程度更大，形成牢固的化学键，故C项正确；并不是所有的杂化轨道中都会有电子，也可以是空轨道，也可以有一对孤电子对(如NH3)，故D项正确。
高中杂化轨道理论(图解)
高中杂化轨道理论(图解）一、原子轨道角度分布图二、共价键理论和分子结构价键法（VB法）价键理论一：１、要点：⑴、共价键的形成条件：①、先决条件：原子具有未成对电子；②、配对电子参与成键的原子轨道要满足对称匹配、能量相近以及最大重叠的原则；③、两原子具有成单的自旋相反的电子配对，服从保里不相容原理。
⑵、共价键的本质：是由于原子相互接近时轨道重叠，原子间通过共用自旋相反的电子使能量降低而成键。
⑶、共价键的特征：①、饱和性，一个原子有几个未成对电子（包括激发后形成的未成对电子），便和几个自旋相反的电子配对成键；而未成对电子数是有限的，故形成化学键的数目是有限的。
②、根据原子轨道最大重叠原理，原子轨道沿其角度分布最大值方向重叠，即共价键具有一定的方向性。
⑷、共价键的类型：单键、双键和叁键。
①、σ键和π键。
ⅰ、σ键：沿键轴方向重叠，呈圆柱形对称，称为σ轨道，生成的键称为σ键σ是希腊字母，相当于英文的s，是对称Symmetry[`simitri]这个字的第一个字母）。
σ键形成的方式：ⅱ、π键：两个p 轨道彼此平行地重叠起来，轨道的对称面是通过键轴的平面，这个对称面就叫节面，这样的轨道称为π轨道，生成的键称为π键（π相当于英文的p ，是平行parallel[`p ?r ?lel]的第一个字母）。
π键的形成过程：，σ键和π键的比较 σ键（共价键中都存在σ键） π键 （只存在不饱和共价键中）重叠方式 （成建方向）沿两电子云（原子轨道）的键轴方向以“头碰头”的方式遵循原子轨道最大程度重叠原理进行重叠两互相平行的电子云（原子轨道）以“肩并肩”的方式遵循原子轨道最大程度重叠原理进行重叠 重叠程度重叠程度较大 重叠程度较小 电子云形状共价键电子云（重叠部分）呈轴对称 共价键电子云（重叠部分）呈镜像对称 牢固程度强度较大，键能大，较牢固，不易断裂 强度较小，键能较小，不很牢固，易断裂 化学活泼性不活泼，比π键稳定 活泼，易发生化学反应健 型项 目类型s-s、s-p、、p-p、s-SP杂化轨道、s-SP2杂化轨道、s-SP3杂化轨道、杂化轨道间p－pπ键，、p－p大π键是否能旋转可绕键轴旋转不可旋转，存在的规律共价单键是σ键，共价双键有一个σ键，有一个π键；共价叁键有一个σ键，有两个π键。
高中化学选修三(人教)第二章第二节--杂化轨道
知识目标第一章分子结构与性质第二节分子的立体结构：(第二课时)能力目标1.认识杂化轨道理论的要点2.进一步了解有机化合物中碳的成键特征3.能根据杂化轨道理论判断简单分子或离子的构型过程重点杂化轨道理论的要点难点杂化轨道理论教学过程备注[复习]共价键类型：σ、π键，价层电子对互斥模型。
[质疑] 我们已经知道，甲烷分子呈正四面体形结构，它的4个C--H键的键长相同，H—C--H的键角为109～28°。
按照我们已经学过的价键理论，甲烷的4个C--H单键都应该是π键，然而，碳原子的4个价层原子轨道是3个相互垂直的2p轨道和1个球形的2s轨道，用它们跟4个氢原子的ls原子轨道重叠，不可能得到四面体构型的甲烷分子。
为什么？［讲］碳原子具有四个完全相同的轨道与四个氢原子的电子云重叠成键。
［引入］碳原子的价电子构型2s22p2，是由一个2s轨道和三个2p轨道组成的，为什么有这四个相同的轨道呢？为了解释这个构型Pauling提出了杂化轨道理论。
[板书]三、杂化轨道理论简介1、杂化的概念：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，产生的新轨道叫杂化轨道。
[讲]杂化轨道理论是一种价键理论，是鲍林为了解释分子的立体结构提出的。
为了解决甲烷分子四面体构型，鲍林提出了杂化轨道理论，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，却得到4个相同的轨道，夹角109°28′，称为sp3杂化轨道，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。
当碳原子跟4个氢原子结合时，碳原子以4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的ls轨道重叠，形成4个C--Hσ键，因此呈正四面体的分子构型。
［投影］［讲］杂化轨道理论认为：在形成分子时，通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。
但应注意，原子轨道的杂化，只有在形成分子的过程中才会发生，而孤立的原子是不可能发生杂化的。
杂化轨道理论要点
重叠越大，形成的键越牢固 ——共价键具有方向性。
H2 1s—1s
HCl 1s—3px
H2
1s
HF
H
F
2p
F2
2p
F
F
2p
电子云重叠示意图
4. 共价键的类型
根据轨道重叠的方向方式及重叠 部分的对称性划分为不同的类型
a: σ键 两原子轨道沿键轴方向进行同号重叠所形成的键。
静电斥力最小的价层电子对的排布方式
价层电子对数
2
3
4
5
6
电子对排布方式 直线形 平面三角形 四面体 三角锥 八面体
（3）价层电子对之间的斥力与价层电子对的类
型有关，价层电子对之间静电斥力大小顺序为：
孤对电子-孤对电子 > 孤对电子-成键电子对 > 成键电子对-成键电子对
利用价层电子对互斥理论预测分子或离子的 空间构型的步骤如下：
二、价层电子对互斥理论的应用实例
（一） CH4 的空间构型
在CH4 中，C 有4个电子，4个H 提供4个 电 子，C 的价层电子总数为8个，价层电子对为4 对 。C 的价层电子对的排布为正四面体，由于 价层电子对全部是成键电子对，因此 CH4 的空 间构型为正四面体。
（二）
C
lO
3
的空间构型
在C
杂化轨道情况一览表
中心原子 外层电子构型 杂化类型 分子几何形状 键角
举例ⅡA、ຫໍສະໝຸດ ⅡBns2sp等性
直线形
180° BeCl2、HgCl2
ⅢA
ns2np1
sp2等性
平面三角形 120° BF3、BBr3
有机化学基础知识点整理碳原子的杂化与轨道理论
有机化学基础知识点整理碳原子的杂化与轨道理论有机化学基础知识点整理碳原子的杂化与轨道理论在有机化学中，碳原子是最基本的元素之一。
了解碳原子的杂化与轨道理论对于理解有机化合物的性质和反应机理至关重要。
本文将对碳原子的杂化与轨道理论进行整理和总结。
1. 碳的电子结构碳原子的电子结构为1s²2s²2p²。
其中，1s²表示1s轨道上有2个电子，2s²表示2s轨道上有2个电子，2p²表示2p轨道上有2个电子。
2. 杂化理论为了解释碳原子形成四个等价化学键的能力，瓦尔登最早提出了杂化理论。
该理论认为，碳原子的3个2p轨道和1个2s轨道混合形成4个等价的sp³杂化轨道。
3. sp³杂化轨道sp³杂化轨道是由1个2s轨道和3个2p轨道线性组合而成。
这使得碳原子能够与其他原子形成四个等价键，构建出大量的有机化合物。
4. 共价键的形成碳原子通过共价键与其他原子结合。
共价键是由两个轨道上的电子的重叠形成的，其中一个电子来自于碳原子的sp³杂化轨道，另一个电子来自与碳原子连接的原子。
5. σ-键与π-键共价键可以分为σ-键和π-键。
σ-键由两个轴向重叠的杂化轨道形成，是最强的化学键。
π-键由两个平行的杂化轨道上的电子的侧向重叠形成，通常比σ-键弱一些。
6. 碳的杂化和化学性质碳原子通过杂化形成的sp³杂化轨道赋予碳原子良好的空间取向性，使其能够形成多种化学键和多样化的化合物。
碳原子的杂化方式直接决定了有机化合物的结构和性质。
7. 举例说明a. 甲烷（CH₄）是一种最简单的有机化合物，由一个碳原子和四个氢原子组成。
碳原子的sp³杂化轨道形成四个σ-键，使得甲烷分子呈现出三维立体结构。
b. 乙烯（C₂H₄）是一种含有π-键的有机化合物。
碳原子的sp²杂化使得碳原子形成了三个σ-键和一个π-键，乙烯分子具有平面结构。
弄懂杂化轨道理论就全靠它了，一定要收藏！
弄懂杂化轨道理论就全靠它了，一定要收藏！在化学学习中公认的难点就是杂化轨道理论，这个理论对于空间结构能力不强的学生来说简直就是天书，今天化学姐就好好给大家解释一下分子杂化轨道理论，一定要仔细看哦~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CH4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CH4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（hybridorbitaltheory），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(hybridorbital)，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CH4分子的形成为例加以说明。
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。
图1.6 sp3杂化轨道示意图在成键之前，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。
中学杂化轨道理论学习要点
中学杂化轨道理论学习要点作者：何传忠来源：《中学化学》2014年第04期1.杂化轨道的基本知识（1）原子中的价电子处于一种相对的平衡状态，不可能发生原子轨道杂化。
但原子在形成分子的过程中，原有价电子的平衡被破坏，在寻找新的平衡时就需要进行轨道杂化，以达到减小成键阻力、增强成键能力的目的。
所以，中心原子的轨道杂化是成键过程中受周围原子的作用而发生的，故多原子分子在形成时几乎都要发生轨道杂化。
（2）没有电子占据的原子轨道是不可能发生杂化的，除非在成键过程中有其他轨道的电子填入该轨道中；参与杂化的原子轨道（价电子轨道）的能量相近。
（3）参与了杂化的轨道在形成分子时未必都能成键。
对参与了杂化而又没有参与成键的轨道上的电子称为孤电子对；有杂化轨道参与的成键为σ键，没有杂化轨道参与的成键往往为π键；π键相对于σ键的键能较小，π键的形成能影响相邻轨道的杂化程度。
（4）中心原子上的孤电子对分布在中心原子未成键的杂化轨道上，成键的电子分布在杂化轨道与配位原子的原子轨道（或杂化轨道）重叠形成的成键轨道上。
（5）分子的构型与中心原子的轨道杂化类型直接相关。
中心原子的杂化类型通常可根据其周围价层电子对数的多少来判断。
成键电子对之间、孤电子对与成键电子对之间、孤电子对之间都存在着斥力，且上述三类斥力依次增强，这些斥力间的平衡就决定了分子的构型。
又由于只有坚固的σ键才能撑得起分子的“骨架”，所以分子的最终形状取决于σ键的多少和孤电子对的影响。
2.价层电子对数的确定方法价层电子对数的求法没有绝对的数学公式，目前流行的一些经验式求法，笔者觉得高中化学教材人教版选修3第二章介绍的方法，其适应性相对较好。
中心原子的价层电子对数=σ键电子对数（m）+孤电子对数（n）σ键电子对数（m）=中心原子周围的配位原子（或原子团）的数目孤电子对数（n）=12(a-mb)其中：a为中心原子的价电子数，b为每个配位原子（或原子团）能接受的电子数例下列物质中中心原子的价层电子对数分别为：SO3：3+12（6-3×2）=3SO2-3：3+12（6+2-3×2）=4NH+4：4+12（5-1-4×1）=4H2SO4： 4+12（6-2×2-2×1）=4（其中有2个-OH）3.中心原子的轨道杂化类型与分子空间构型的确定根据价层电子对互斥理论，价层电子对之间将尽可能远离，以达到相互间斥力最小，构型最稳定的效果。
2-3杂化轨道理论讲解
Cl：3px1(3p5) (5+ 5×1)=5
电子对分布的几何构型：三角双锥
若有孤电子对，有可能有几种可能结构时，确定稳定结构的步骤是：
⑴绘出几种可能的构型图； ⑵选出电子对之间的最小夹角，分析对比图中的各种排斥作用的种类和数目； ⑶将排斥力最小的结构确定为稳定结构。 例：推出ClF3 的空间构型 提供的价电子数 Cl： 3s23p5 F：2px1(2p5) ①电子对数=（7+3×1）/2=5
②电子空间排布构型为三角双锥
③分子构型可能有三种： ④90°夹角为最小夹角。 比较 90°孤电子对-孤电子对(LP-LP) 90°孤电子对-成键电子对(LP-BP) 90°成键电子对-成键电子对(BP-BP) A 0 6 0 B 1 3 2 C 0 4 2
√
⒊ 小结 ⑴比较价层电子对互斥理论和杂化轨道理论，可见它们的结果很相符。 但价层电子对互斥理论只是一种定性的理论，它可以帮助我们很快确定 分子的空间结构。杂化轨道理论则还可以进一步说明化学键的形成原理， 并可以计算键的相对稳定性。
2-4 价层电子对互斥理论简介(Valence Shell-Electron Pair Repulsion model, VSEPR)
⒈基本要点 ⑴排斥力最小的分子几何结构最稳定。 ⑵相邻价电子对之间斥力大小由电子对之间的夹角和电子对的成键情况决定。 夹角越小斥力越大； 不同类型的电子对之间斥力： LP-LP>LP-BP>BP-BP. LP—孤电子对（Lone Pair electron） BP —成键电子对(Bond Pair electron) 叁键>双键>单键. ⑶分子的几何构型主要决定于中心原子的价层电子对的数目和类型(LP或BP). ⑷当分子中有双键、叁键等重键时，可将双键的两对电子和叁键的三对电子看作为 一个单键的一对电子来处理。
22人教版高中化学新教材选择性必修2--课时2 杂化轨道理论简介
利用价层电子对互斥模型、杂化轨道理论判断分子的空间结构的思路：
1.根据杂化轨道的空间结构判断
（1）若杂化轨道在空间的分布为正四面体或三角锥形，则分子的中心原子
发生 sp3 杂化。
（2）若杂化轨道在空间的分布为平面三角形，则分子的中心原子发生 sp2
杂化。
（3）若杂化轨道在空间的分布为直线形，则分子的中心原子发生 sp 杂化。
甲烷呈正四面体形，它的4个 C— H 的键
能、键长相同， H— C— H 的键角为 109∘ 28′ ，按
照我们已经学过的价键理论，甲烷的4个 C— H 都
应该是 键，然而，碳原子的4个价层原子轨道是3
σ
个相互垂直的 2 p 轨道和1个球形的 2 s 轨道，用它
们跟4个氢原子的 1 s 原子轨道重叠，不可能得到
2.根据杂化轨道之间的夹角判断
若杂化轨道之间的夹角为 109∘ 28′ ，则分子的中心原子发生 sp3 杂化；
若杂化轨道之间的夹角为 120∘ ，则分子的中心原子发生 sp2 杂化；若杂化
轨道之间的夹角为 180∘ ，则分子的中心原子发生 sp 杂化。
1. 下列分子中中心原子的杂化方式和分子的空间结构均正确的是( D )
4 中硫原子的价层
电子对数为4，孤电子对数为0，采取 sp3 杂化，为正四面体形； H3 O+ 中氧
1
2
原子的价层电子对数 = 3 + × (6 − 1 − 1 × 3) = 4 ，所以中心原子的原子轨
道为 sp3 杂化，该离子中含有一个孤电子对，所以其空间结构为三角锥形；
1
2
BF3 分子中硼原子价层电子对数 = 3 + × (3 − 1 × 3) = 3 ，杂化轨道数为3，
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杂化轨道理论的基本要点
1．只有能量相近的原子轨道才能进行杂化，同时只有在形成分子的过程中才会发生，而孤立的原子是不可能发生杂化的。
在形成分子时，通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。
2．杂化轨道的成键能力比原来未杂化的轨道的成键能力强，形成的化学键的键能大。
因为杂化后原子轨道的形状发生变化，电子云分布集中在某一方向上，比未杂化的s、p、d轨道的电子云分布更为集中，重叠程度增大，成键能力增强。
3．杂化轨道的数目等于参加杂化的原子轨道的总数。
4．杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理。
键与键间排斥力的大小决定于键的方向，即决定于杂化轨道间的夹角。
故杂化轨道的类型与分子的空间构型有关。
杂化轨道理论是鲍林为了解释分子的立体结构提出的。
中心原子杂化轨道、孤电子对数及与之相连的原子数间的关系是：杂化轨道数=孤电子对数+与之相连的原子数。
杂化前后轨道总数比变，杂化轨道用来形成σ键或容纳孤对电子，未杂化的轨道与杂化轨道所在平面垂直，可用来形成π键。
常见杂化方式
(1)sp杂化：直线型如：CO2、CS2
(2)sp2杂化：平面三角形（等性杂化为平面正三角形）如：
BCl3C2H4
不等性杂化为V字型如：H2O H2S OF2
(3)sp3杂化：空间四面体（等性杂化为正四面体）如：CH4、CCl4
不等性杂化为三角锥如：NH3PCl3H3O+
sp3d杂化：三角双锥
sp3d2杂化：八面体（等性杂化为正八面体）
杂化轨道理论认为：原子在形成分子时，由于原子间相互作用的影响，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，这种重新组合的过程称为杂化hybridation），所形成的新的原子轨道称为杂化轨道（hybrid orbit）。
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。
由于分子的空间几何构型是以σ键为骨架，故杂化轨道的构型就决定了其分子的几何构型。
一.杂化轨道理论的基本要点
(1)概念：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
s，p s，p s，p
②sp2杂化轨道：是一个原子的1个ns轨道和2个np轨道之间进行杂化，形成3个等价的sp2杂化轨道。
3个sp2杂化轨道互成120°，sp2杂化形成平面正三角形分子。
例如BCl3的成键过程，b原子的杂化。
③sp3杂化轨道：是一个原子的1个s轨道和3个p轨道之间进行杂化，形成4个等价的sp3杂化轨道。
4个sp3杂化轨道互成109.5°，sp3杂化形成正四面体结构分子。
例如CH4的成键过程，C原子的杂化。
特殊：BeCl2是共价化合物，在气态为双聚分子(BeCl2)2(在773~873K下)，温度再高时，二聚体解离为单体BeCl2，在1273K完全离解。
固态BeCl2具有无限长链结构。
在BeCl2(g)中Be为sp杂化，直线型。
在双聚体(BeCl2)2(g)中Be为sp2杂化。
在固态BeCl2中Be为sp3杂化。