化学分子杂化轨道及构型-参考模板
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。
杂化轨道理论完整ppt课件
•杂化轨道理论基本概念•s-p 杂化轨道•p-d 杂化轨道•d-f 杂化轨道•杂化轨道理论与分子构型关系•杂化轨道理论在化学领域应用•总结与展望目录01杂化轨道理论基本概念原子轨道与杂化轨道原子轨道杂化轨道sp 杂化sp2杂化sp3杂化030201杂化类型及特点杂化轨道形成过程激发原子中能量相近的不同类型原子轨道在成键过程中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。
杂化重新组合后的原子轨道称为杂化原子轨道，简称杂化轨道。
成键杂化后的原子轨道能量相等、成分相同，仅空间方位不同。
杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理。
02s-p杂化轨道s-p杂化原理及类型s-p杂化原理s-p杂化类型根据参与杂化的s和p轨道数目不同，可分为sp、sp²、sp³等类型。
s-p杂化实例分析乙烯分子中的C=C双键炔烃分子中的C≡C三键s-p杂化性质总结s-p杂化轨道具有方向性和饱和性01s-p杂化影响分子构型和性质02s-p杂化与化学键稳定性0303p-d杂化轨道p-d杂化原理及类型p-d杂化原理p-d杂化类型p-d杂化实例分析实例一PCl5分子。
磷原子中的3个p轨道和1个d轨道发生杂化，形成5个sp3d杂化轨道，分别与5个氯原子形成共价键。
这种杂化解释了PCl5分子的三角双锥构型。
实例二SF6分子。
硫原子中的3个p轨道和2个d轨道发生杂化，形成6个sp3d2杂化轨道，分别与6个氟原子形成共价键。
这种杂化解释了SF6分子的八面体构型。
化学键性质p-d 杂化轨道中的电子分布和键合情况决定了分子的化学键性质，如键长、键角、键能等。
这些性质与分子的稳定性和反应性密切相关。
几何构型p-d 杂化轨道形成的分子具有特定的几何构型，如三角双锥、八面体等，这些构型与参与杂化的轨道数目和类型密切相关。
光学性质p-d 杂化轨道对分子的光学性质也有影响，如吸收光谱、发射光谱等。
这些性质与分子中的电子跃迁和能级结构有关。
东油大一基础化学杂化轨道及电池书写规则
sp 杂化
分子空间构型：直线型键角:180度
常见分子：BeCl2、HgCl2、HC HC≡
≡CH 、CO2图示为BeCl2的杂化轨道表达式sp2杂化
分子空间构型：平面三角型键角：120度
常见分子：BF3、NO3+、BCl3、BX3,AlCl3,H2C=CH2
图示为BeF3的杂化轨道表达式sp3杂化
分子空间构型：正四面体型
键角：109°2828’
’常见分子：CCl4、SO42-、SiH4、CH4,CX4,C(金刚石),SiC
图示为CH4的杂化轨道表达式
二、电池符号的书写规则：
1、按着负极在左，正极在右的原则，依各化学物质的接触次序排列各物质。
2、以“︱”表示两相间界面，“||||””表示盐桥，“（﹣）、（﹢）”表示正负极。
3、溶液注明浓度、气体注明分压。
4.、两种离子之间要用“，”隔开；
5、如果电极反应中无固体金属单质，用一惰性电极材料（Pt 或石墨）
6、有g 纯、l 纯、s 纯挨惰性电极写一、杂化轨道表达式。
杂化轨道理论解释部分分子的结构
1.BF3分子的结构：硼原子的电子层结构为1s22s22p x1，当硼与氟反应时，硼原子的一个2s电子激发到一个空的2P轨道中，使硼原子的电子层结构变为1s22s22p x12p y1。
硼原子的2s轨道和两个2p轨道杂化组合成sp2杂化轨道，硼原子的三个sp2杂化轨道分别与三个F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杂化轨道在同一平面上，而且夹角为120°，所以BF3分子具有平面三角形结构。
2.气态的BeCl2分子的结构：Be原子的电子结构1s22s2，从表面上看Be原子似乎不能形成共价键，但是在激发状态下，Be的一个2s 电子可以进入2p轨道，经过杂化形成2个sp杂化轨道，与氯原子中的3p轨道重叠形成两个sp-pσ键。
由于杂化轨道间的夹角为180°，所以形成的BeCl2分子的空间结构是直线型。
BeCl2分子杂化态3.乙烯、乙炔分子的结构：乙烯分子中碳原子的原子轨道采用SP2杂化。
形成乙烯分子时，两个碳原子各用一个sp2杂化轨道上的电子相互配对，形成一个σ键;每个碳原子的另外两个sp2杂化轨道上的电子分别与两个氢原子的1s轨道的电子配对形成共价键;每个碳原子的一个未参与杂化的2P轨道（均含有一个未成对电子）能够以“肩并肩”的方式重叠，该轨道上的电子配对形成一个π键。
三个sp2杂化轨道的对称轴在同一平面上,对称轴夹角为1200，这样，在乙烯分子中的碳原子间，存在一个σ键和一个π键。
类似地，乙炔分子中的碳原子采取sp1杂化，两个sp杂化轨道的对称轴在同一直线上，夹角为180o，两个碳原子间存在一个σ键和两个π键。
注意：杂化轨道只能形成σ键，不能形成π键。
例1.有关甲醛分子的说法正确的是()A.C原子采取sp杂化B.甲醛分子为三角锥形结构C.C原子采取sp2杂化D.甲醛分子为平面三角形结构4.氨分子的结构：在形成氨分子时，氮原子中的原子轨道也发生了sp3杂化，生成四个SP3杂化轨道，但所生成的四个sp3杂化轨道中，只有三个轨道各含有一个未成对电子，可分别与一个氢原子的1s电子形成一个σ键，另一个sp3杂化轨道中已有两个电子，属于孤对电子，不能再与氢原子形成σ键了。
杂化轨道类型对照表
杂化轨道类型对照表杂化轨道是描述原子中电子运动的一种模型，它是由原子轨道的线性组合形成的新的轨道。
杂化轨道类型主要包括sp杂化、sp2杂化、sp3杂化和sp3d杂化等。
下面我将对这些杂化轨道类型进行详细的描述和对照：1. sp杂化，sp杂化是s轨道和p轨道的线性组合。
在sp杂化中，s轨道和p轨道按一定比例混合形成两个新的杂化轨道，这种类型的杂化轨道常见于碳的三键化合物，如烯烃和炔烃。
sp杂化的轨道角度为180度。
2. sp2杂化，sp2杂化是s轨道和两个p轨道的线性组合。
在sp2杂化中，s轨道和两个p轨道按一定比例混合形成三个新的杂化轨道，这种类型的杂化轨道常见于碳的双键化合物，如烯烃。
sp2杂化的轨道角度为120度。
3. sp3杂化，sp3杂化是s轨道和三个p轨道的线性组合。
在sp3杂化中，s轨道和三个p轨道按一定比例混合形成四个新的杂化轨道，这种类型的杂化轨道常见于碳的单键化合物，如烷烃。
sp3杂化的轨道角度为109.5度。
4. sp3d杂化，sp3d杂化是s轨道、三个p轨道和一个d轨道的线性组合。
在sp3d杂化中，s轨道、三个p轨道和一个d轨道按一定比例混合形成五个新的杂化轨道，这种类型的杂化轨道常见于五价的磷、硫等元素的化合物。
总的来说，杂化轨道类型对照表如下：sp杂化，s和p轨道线性组合，形成两个杂化轨道，角度为180度。
sp2杂化，s和两个p轨道线性组合，形成三个杂化轨道，角度为120度。
sp3杂化，s和三个p轨道线性组合，形成四个杂化轨道，角度为109.5度。
sp3d杂化，s、三个p轨道和一个d轨道线性组合，形成五个杂化轨道。
这些杂化轨道类型在化学键的形成和分子几何构型中起着重要作用，对于理解分子的性质和反应机理具有重要意义。
希望以上信息能够对你有所帮助。
高中化学 常见杂化方式分子的构型与杂化类型的关系
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。
分子的构型与杂化类型的关系：杂化轨道理论的基本要点及类型什么叫杂化？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。
杂化轨道类型及分子空间立体构型
杂化轨道类型及分子空间立体构型查缺补漏小专题1一、杂化轨道类型与分子构型分子结构与极性1.中心原子的杂化轨道类型与分子的空间构型杂化参与杂化的原子轨道分子构型示例轨道类型SP 一个S轨道,一个P轨道直线形CH三CHCO2BeCL2SP2一个S轨道,两个P轨道平面三角形CH2=CH2BF3\BCL3\CH2OSP3一个S轨道三个P轨道正四面体CH4\CCL4\NH4+三角锥形NH3V形H2S\H2O判断杂化轨道类型的一般方法:(1)看中心原子有没有形成双键或叁键.如果全为单键,则是SP3杂化,如果有一个双键,是SP2杂化,如果有2个双键或一个叁键,是SP杂化.(2)没有填充电子的空轨道,一般不参与杂化,1对孤电子对占据1个杂化轨道.价层电子对互斥理论几种分子或离子的立体构型:分子或离子中心原子的孤电子对数分子或离子的价层电子对数杂化轨道类型键角分子或离子的立体构型名称CO20 2 SP 180 直线形SO21 3 SP2120 V形BF3 0 3 SP2120 平面三角形CO3 2-0 3 SP2120 平面三角形CH 4 0 4 SP3109.28 正四面体形NH 4+ 0 4 SP3109.28 正四面体NH 3 1 4 SP3107 三角锥形H2O2 4 SP3105 V形另:CH3+.中心原子的价层电子对数与分子立体构型有密切的关系.对ABm型化合物,中心原子A的价层电子对数n的计算方法:n=[A的价电子数+m(8-B的价电子数)]/2;主族元素来说,价电子数等于原子的最外层电子数,计算当B为H时将式中的8改成2.高考题中考查方式:1.CO2与SO2分子的立体结构分别是和。
2.在碳酸二甲酯分子中，碳原子采用的杂化方式有，O-C-O的键角约。
3.P的氢化物的分子构型为 .其中原子采取杂化.4. 用价层电子互斥理论推断SnBr2分子中Sn-Br键的键角120°(填大于或小于或等于),石墨晶体中,每个碳原子通过杂化与周围碳原子成键.5.丙烯腈(H2C=CH-CH三N)分子中碳原子轨道杂化类型是.6.SiF4和SO32-的中心原子杂化类型是,ClO3-的空间构型为 .7.甲醛分子的空间构型是C原子的轨道杂化类型是1mol甲醛分子中§键的数目为 .Welcome To Download !!!欢迎您的下载，资料仅供参考！。
杂化轨道详细解说模板
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。
配位化学-空间结构
2.1 配位化合物的几何构型
4.1.1 低配位配合物
二配位配合物
二配位配合物的中心金属离子大都具有d0和d10的电子结构, 这类配合物的典型例子是[Ag (NH3)2]＋、[CuCl2 ] ＋、[Au(CN)2 ] － 等。
所有这些配合物都是直线形的, 即配体－金属－配体键角为
180°。
作为粗略的近似, 可以把这种键合描述为配位体的σ轨道和金 属原子的sp杂化轨道重叠的结果。不过, 在某种程度上过渡金属
空间构型
正四面体
平面正方形
三角双锥形 四方锥形 正八面体
正八面体
五角双锥 面心三棱柱 正十二面体 反四方棱柱
例
[BF4]Ni(CO)4 [Pt(NH3)2Cl2] [PtCl4]2Fe(CO)5 [Ni(P(C2H5)3)2Br3] [Co(NH3)6]3+
[CoF6]3-
[ZrF7]3[TaF7]2[Mo(CN)8]4[TaF8]3-
道
子轨道
力
4
Sp3 S、Px、Py、 2.000
d3s
Pz
4
dsp2 dx2-y2、s、Px、 2.694
d2p2
Py
5
dsp3
5
d2sp2
6
d2sp3 dx2-y2、dz2、s、 2.932
Px、Py、Pz
6
sp3d2 s、Px、Py、
Pz 、dxy、
7
d3sp3
7
d4sp2
8
d4sp3
8
d5p3
七配位化合物一般具有三种结构方式：五角双锥，如UO2F5 ； 单帽八面体，第七个配体加在八面体的一个三角面上，七配位 配合物的结构.如 NbOF6 ；以及单帽三角棱柱体，第七 个配体加在三角棱柱的矩形柱面上，如。
杂化轨道
⒋杂化轨道理论的基本要点 ⑴轨道的杂化和杂化轨道的概念。 ⑵有几条原子轨道参与杂化就形成几条杂化轨道。 ⑶杂化轨道分为等性杂化与不等性杂化轨道。 ⑷杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理。 不同类型杂化轨道的成键能力大小顺序如下：sp<sp2<sp3<dsp2<sp3d<sp3d2 ⑸杂化轨道成键满足化学键之间的最小排斥原理。
CH4 ,NH3 ,H2O分子构型图 分子构型图
⑷确定排斥力最小的分子的稳定结构。
例1：判断CH4、NO2、PO43-、PCl5的构型 ⑴ CCl4 C：2s22p2 Cl：3px1(3p5) 中心原子电子对数: (4+4×1)/2=4 电子对分布的几何构型：四面体 分子构型：四面体
⑵ NO2
N：2s22p3
⑶sp3杂化 由1个ns轨道和3个np轨道组合而成。特点是每个sp3杂化轨道都含有1/4s和3/4p的成 分，空间夹角为109°28‘，空间构型为四面体形，例如CH4分子的结构。
⑷spd杂化 ①sp3d杂化
PCl5分子中中心磷原子采取sp3d杂化：
可以表示为： 磷原子基态 磷原子激发态 磷原子sp3d杂化态 3s23px132-3杂化轨道理论 C原子的价电子层结构：2s22px12py1。
⒈杂化与杂化轨道的概念 同一原子中不同类型的能量相近的原子轨道在成键时，互相混合，重新组合成 一组新的原子轨道的过程叫做轨道的杂化。所形成的一组新轨道叫做杂化轨道。 CH4分子形成过程示意：
可以表示为：
碳原子基态 碳原子激发态 碳原子sp3杂化态 2s22px12py12pz0 → 2s12px12py12pz1 →
②sp3d2杂化 SF6分子中中心s原子采取sp3d2杂化。
可以表示为： 硫原子基态 硫原子激发态 硫原子sp3d2杂化态 3s23px13py13pz13d03d0 → 3s13px13py13pz13d13d1 → ⒊等性杂化与不等性杂化 参与杂化的n个原子轨道各贡献1/n的成分组成的杂化轨道称为等性杂化轨道。
杂化轨道类型及分子空间立体构型
杂化轨道类型及分子空间立体构型查缺补漏小专题1一、杂化轨道类型与分子构型分子结构与极性1.中心原子的杂化轨道类型与分子的空间构型参与杂化的原子轨道分子构型示例杂化轨道类型SP 一个S轨道,一个P轨道直线形CH三CHCO2BeCL2SP2一个S轨道,两个P轨道平面三角形CH2=CH2BF3\BCL3\CH2OSP3一个S轨道三个P轨道正四面体CH4\CCL4\NH4+三角锥形NH3V形H2S\H2O判断杂化轨道类型的一般方法:(1)看中心原子有没有形成双键或叁键.如果全为单键,则是SP3杂化,如果有一个双键,是SP2杂化,如果有2个双键或一个叁键,是SP杂化.(2)没有填充电子的空轨道,一般不参与杂化,1对孤电子对占据1个杂化轨道.价层电子对互斥理论几种分子或离子的立体构型:分子或离子中心原子的孤电子对数分子或离子的价层电子对数杂化轨道类型键角分子或离子的立体构型名称CO2 0 2 SP 180 直线形SO2 1 3 SP2120 V形BF3 0 3 SP2120 平面三角形CO32-0 3 SP2120 平面三角形CH4 0 4 SP3109.28 正四面体形NH4 + 0 4 SP3109.28 正四面体NH3 1 4 SP3107 三角锥形H2O 2 4 SP3105 V形另:CH3+.中心原子的价层电子对数与分子立体构型有密切的关系.对ABm型化合物,中心原子A的价层电子对数n的计算方法:n=[A的价电子数+m(8-B的价电子数)]/2;主族元素来说,价电子数等于原子的最外层电子数,计算当B为H时将式中的8改成2.高考题中考查方式:1.CO2与SO2分子的立体结构分别是和。
2.在碳酸二甲酯分子中，碳原子采用的杂化方式有，O-C-O的键角约。
3.P的氢化物的分子构型为 .其中原子采取杂化.4. 用价层电子互斥理论推断SnBr2分子中Sn-Br键的键角 120°(填大于或小于或等于),石墨晶体中,每个碳原子通过杂化与周围碳原子成键.5.丙烯腈(H2C=CH-CH三N)分子中碳原子轨道杂化类型是.6.SiF4和SO32-的中心原子杂化类型是 ,ClO3-的空间构型为 .7.甲醛分子的空间构型是C原子的轨道杂化类型是1mol甲醛分子中§键的数目为 .。
高中化学二轮复习--分子的立体构型(二)
二轮复习--分子的立体构型（二）三、杂化轨道理论1．杂化与杂化轨道2．杂化轨道类型及分子立体构型杂化类型sp sp2sp3参与杂化的原子轨道及数目1个s轨道和1个p轨道1个s轨道和2个p轨道1个s轨道和3个p轨道杂化轨道的数目__2____3____4__杂化轨道间的夹角__180°____120°__109°28′立体构型名称直线形平面三角形正四面体形实例CO2、C2H2BF3、CH2O CH4、CCl43.杂化轨道与共价键类型杂化轨道只能用于形成σ键或用来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。
分子的立体构型与杂化类型的关系(1)当杂化轨道全部用于形成σ键时杂化类sp型轨道一个n s和一个n p 组成轨道180°夹角杂化轨道示意图实例BeCl2分子结构示意图分子的直线形立体构型(2)当杂化轨道中有未参与成键的孤电子对时由于孤电子对参与互相排斥，会使分子的构型与杂化轨道的形状有所区别。
如水分子中氧原子的sp3杂化轨道有2个是由孤电子对占据的，其分子不呈正四面体构型，而呈V形，氨分子中氮原子的sp3杂化轨道有1个由孤电子对占据，氨分子不呈正四面体构型，而呈三角锥形。
四、配合物理论1．配位键(1)概念：孤电子对由一个原子单方面提供而另一个原子接受孤电子对形成的共价键，即“电子对给予——接受键”，是一类特殊的共价键。
(2)表示：配位键可以用A→B来表示，其中A是提供孤电子对的原子，B是接受孤电子对的原子。
例如：(3)实例：如在四水合铜离子中，铜离子与水分子之间的化学键是由水分子提供孤电子对给铜离子，铜离子接受水分子的孤电子对形成的。
2．配合物(1)定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物，简称配合物。
实验操作实验现象有关离子方滴加氨水后，试管中首先出现蓝色沉淀，氨水过量后沉淀逐渐溶解，滴加乙醇后析出深蓝色晶体Cu2＋＋2NH3·Cu(OH)2↓＋Cu(OH)2＋4N ===[Cu(NH32OH－＋4H [Cu(NH3)4]2＋＋H2O乙== [Cu(NH3)4]S溶液颜色变成红色Fe3＋＋3S ===Fe(SC1．配合物的组成和形成条件(1)配合物的组成一般中心原子(或离子)的配位数为2、4、6。
杂化理论和分子空间构型PPT课件
练习1、根据等电子原理，判断下列各组
分子属于等电子体的A是（ ）
A、H2O、H2S C、CO、CO2
B、HF、NH3 D、NO2、SO2
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练习2、在短周期元素组成的物质中，与NO2－互 为等电子体的分子有： O3 、SO2 。
H
He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
1个三键，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。 注意：杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳孤对 电子，不会用于形成π键。反之π键的形成不需杂 化轨道 2、根据价层电子对互斥模型判断
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层 构型 键 对 类型 价层电子对
电
电电
的排布方式
子
子子
对
对对
数
数数
直线 2 形 2 0 AB2
分子空间 构型
直线形
实例 BeCl2
3
平面 三角
3
0
AB3
形
2 1 AB2
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平面三角形 角形
BF3 PbCl2
价 几何 成键 孤对 分 中心原子价层 分子空间 实 例
层 构型 电子 电子 子 电方子式对的排布 构型
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3个原子
各原子最外层电 子数之和为18
感谢观看！
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二、确定分子空间构型的简易方法： 1、价层电子对互斥理论（VSEPR法）
共价分子的几何外形取决于分子价层 电子对数目和类型。分子的价电子对 （包括成键电子对和孤电子对）由于相 互排斥作用,而趋向尽可能远离以减小斥 力而采取对称的空间构型。
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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:1s22s22p4NH3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
sp 杂化sp2 杂化sp3 杂化杂化轨道夹角180º120º109.5º
杂化轨道空间取向直线平面三角形正四面体
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CO2H2O NH3CH2O 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
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——AB m，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(AB m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。
AB m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
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