6.4.2 现代价键理论(二)—杂化轨道理论
杂化轨道理论解释
当原子之间有一对以上电子时，所对应的化学键称为重键。最常见的重键是由一个σ键和一个或数个p—pπ键或p—p大π键组成的。π键是成健原子的p轨道电子云“肩并肩”进行重叠而形成的共价键。一般来说，π健不能独立存在，总是和σ键一起形成双键或叁键。π键的特点是重叠的电子云分布在两核连线的两方，受原子核束缚力小，电子云重叠程度要比σ键小得多，所以π键不如σ键牢固。但是π键电子云受原子束缚力小，电子的能量较高，易活动，其化学性质较σ键活泼。π键绕键轴（两轴连线）旋转后会发生破裂。
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。当n和l都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E4s＜E3d，E5s＜E4d。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。
钠(Na)原子核外共有11个电子，按照电子排布顺序，最后一个电子应填充到第三电子层上，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s1。为了避免电子结构式书写过繁，也可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号来表示，例如钠原子的电子构型也可以表示为〔Ne〕3s1
最初泡利是在总结原子构造时提出一个原子中没有任何两个电子可以拥有完全相同的量子态。
一个由个费米子组成的量子系统波函数完全反对称：
有机化学结构与功能学习笔记第一部分
基础有机化学-----------------------------------------------------预备知识-----------------------------------------------------一. 原子结构1. 波尔理论对氢原子光谱的解释：氢原子在正常状态总是处于能量最低的基态，在受到光照射或放电等作用时，吸收能量，原子中的电子跳到能量较高的激发态。
但在激发态不稳定，回到低能量轨道时放出能量产生与能量对应的光，从而产生光谱。
hv E =∆。
2. 四个量子数：（1）主量子数n ：n 为不同的电子层层数。
（2）角量子数l ：同一电子层还可以分为不同的亚层，对应于n ，l =0~1-n 。
其中当0=l 时，为s 电子，1=l ，为p 电子，以此类推…（3）磁量子数m ：用来描述同一亚层原子轨道和电子云的方向。
它受到l 的影响，当0=l 时，0=m ；1=l 时，1-=m 、0、1+，即p 电子有3种空间取向，分别为x p 、y p 、z p ；当2=l 时，可有五种空间取向，即2z d 、xz d 、yz d 、xy d 、22y x d -。
（4）自旋量子数s m ：电子除绕核运转外，还有自旋运动。
电子自旋量子数只有2个取值，21+和21-，即电子有2个相反的自旋方向。
3. 原子轨道：我们常把电子层、电子亚层和空间取向都确定的运动状态称作原子轨道，即s 层有一个原子轨道，p 层有3个等等。
空间取向不同，并不影响电子的能量，因此同一亚层的几个原子轨道能量完全相同，这样的轨道称为等价轨道或简并轨道。
4. 原子轨道分布图描述的是解薛定谔方程得到的波函数ψ的值，函数值可以为正也可以为负。
形成共价键时要求同号重叠，即对成型匹配原则。
电子云角度分布图全为正。
5. 屏蔽效应：在多电子原子中，电子不但受到原子核的吸引，而且电子和电子之间也存在着排斥作用。
也就是说其余电子屏蔽了或削弱了原子核对该电子的吸引作用。
杂化轨道理论
杂化轨道理论杂化轨道理论基本介绍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，电子也是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，单个原子中，具有能量相近的两个电子亚层中，具有能量较低的电子亚层的一个或多个电子会激发而变为激发态，进入能量较高的电子亚层中去，即所谓的跃迁现象，从而新形成了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与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。
概述1931年,Linus Carl Pauling提出轨道杂化理论。
实验事实基础是许多分子的键角不等于原子轨道间夹角。
如氧原子与氢原子组成的水分子H－O－H的键角是104.5o，不等于氧的2py与2pz轨道间的夹角90o。
类似的，NH3分子中H－N－H的键角也不等于90o，实际测得107.3o。
实验测得甲烷分子CH4是四面体结构，H－C－H键角为109.5o。
要点⑴ 在形成分子（主要是化合物）时，同一原子中几个能量相近的不同类型的原子轨道 (一般为同一能级组的原子轨道)可以进行线性组合(杂化)，重新分配能量和确定空间方向，组成数目相等的新的一组原子轨道。
⑵杂化轨道成键能力大于原来的原子轨道。
因为杂化轨道的形状变成一头大一头小了,用大的一头与其他原子的轨道重叠,重叠部分显然会增大。
⑶ 形成的杂化轨道之间应尽可能地满足最小排斥原理（化学键间排斥力越小，体系越稳定），为满足最小排斥原理，杂化轨道之间的夹角应达到最大。
⑷ 分子的空间构型主要取决于分子中σ键形成的骨架，杂化轨道形成的键均为σ键，所以，杂化轨道的类型与分子的空间构型相关。
相关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线性组合成新的原子轨道，这个过程叫做原子轨道的杂化，产生的新轨道叫做杂化轨道。
杂化轨道理论
杂化轨道理论（hybrid orbital theory）杂化轨道理论（hybrid orbital theory)是1931年由鲍林(Pa uling L)等人在价键理论的基础上提出，它实质上仍属于现代价键理论，但是它在成键能力、分子的空间构型等方面丰富和发展了现代价键理论。
杂化轨道理论要点：1.在成键的过程中，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，组成数目相等的新原子轨道，这种轨道重新组合的方式称为杂化（hybridization),杂化后形成的新轨道称为杂化轨道（hybrid orbital)。
2.杂化轨道的角度函数在某个方向的值比杂化前的大得多，更有利于原子轨道间最大程度地重叠，因而杂化轨道比原来轨道的成键能力强（轨道是在杂化之后再成键）。
3.杂化轨道之间力图在空间取最大夹角分布，使相互间的排斥能最小，故形成的键较稳定。
不同类型的杂化轨道之间夹角不同，成键后所形成的分子就具有不同的空间构型。
杂化轨道的类型：按参加杂化的原子轨道种类，轨道杂化有sp和spd两种主要类型，分为sp,sp2,sp3,dsp2,sp3d,sp3d2,d2sp3,按杂化后形成的几个杂化轨道的能量是否相同，轨道的杂化可分为等性和不等性杂化。
于1931年，鲍林提出一个原子中的几个原子轨道经过再分配而组成的互相等同的轨道。
原子在化合成分子的过程中，根据原子的成键要求，在周围原子影响下，将原有的原子轨道进一步线性组合成新的原子轨道。
这种在一个原子中不同原子轨道的线性组合，称为原子轨道的杂化。
杂化后的原子轨道称为杂化轨道。
杂化时，轨道的数目不变，轨道在空间的分布方向和分布情况发生改变。
组合所得的杂化轨道一般均和其他原子形成较强的σ键或安排孤对电子，而不会以空的杂化轨道的形式存在。
在某个原子的几个杂化轨道中，全部由成单电子的轨道参与的杂化，称为等性杂化轨道；有孤对电子参与的杂化，称为不等性杂化轨道。
杂化轨道理论
乙烯的sp二杂化图解
苯环的结构
平面正六边形,离域大π键.
一.苯环中的碳均是以sp二杂化成夹角为1200三 个sp2杂化轨道.
2.苯环中六个碳之间形成六个σ键,每个碳与 氢形成1个σ键.
三.苯环中六个碳中未杂化的P轨道彼此形成一 个大π键.
四.形成大π键比一般的π键更稳定,因此苯环 体现特殊的稳定性
三、下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是 (B ) A．CO2与SO2 B．CH四与NH3 C．BeCl2与BF3 D．C2H2与
C2H4
（三）杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳未参 与成键的孤电子对.未参与杂化的P轨道可用于形成π （键四。）一个轨道不管有没有电子,只要符合杂化的条件 就可能参与杂化.
四、杂化轨道形成过程
（一）sp三杂化
2p 激发
2p 杂化
2s
2s
sp3
C原子sp3杂化轨道形成过程
sp三杂化轨道的形成过程
z
z
z
个顶点 ; 未杂化p形成π键. C—H键是s—sp二 σ键,
C—C键是sp2—sp2 σ键, 一个π键
分子中共有五个σ键,一个π键
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杂化轨道理论
当堂巩固
二、对SO2与CO2说法正确的是[ D ] A．都是直线形结构 B．中心原子都采取sp杂化轨道 C． S原子和C原子上都没有孤对电子 D． SO2为V形结构, CO2为直线形结构
杂化 类型
参与杂化的原子轨道
种类
数目
杂化 杂化轨 杂化轨道 轨道数 道夹角 空间构型
ns sp
np
1 1
二 一八 0°
直线型
ns sp2
np
一
三 一二 平面三角形
分子的立体构型之杂化轨道理论
杂化轨道理论为了更好地解释多原子分子的实际空间构型和性质，1931年鲍林和斯莱脱(Slater)在电子配对理论的基础上，提出了杂化轨道理论(hybrid orbital theory)，丰富和发展了现代价键理论。
1、杂化轨道理论的基本要点原子在形成分子时，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合，形成能量、形状和方向与原轨道不同的新的原子轨道。
这种原子轨道重新组合的过程称为原子轨道的杂化，所形成的新的原子轨道称为杂化轨道。
注意：①、只有在形成分子的过程中，中心原子能量相近的原子轨道才能进行杂化，孤立的原子不可能发生杂化。
②、只有能量相近的轨道才能互相杂化。
常见的有：ns、np 、nd；(n-1)d 、ns、np；③、杂化前后，总能量不变。
但杂化轨道在成键时更有利于轨道间的重叠，即杂化轨道的成键能力比未杂化的原子轨道的成键能力增强，形成的化学键的键能大。
这是由于杂化后轨道的形状发生了变化，电子云分布集中在某一方向上，成键时轨道重叠程度增大，成键能力增强。
④、杂化所形成的杂化轨道的数目等于参加杂化的原子轨道的数目，亦即杂化前后，原子轨道的总数不变。
⑤、杂化轨道的空间构型取决于中心原子的杂化类型。
不同类型的杂化，杂化轨道的空间取向不同，即一定数目和一定类型的原子轨道间杂化所得到的杂化轨道具有确定的空间几何构型，由此形成的共价键和共价分子相应地具有确定的几何构型。
☆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。
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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6.4.2 现代价键理论(二)—杂化轨道理论
1.杂化轨道理论的基本要点
(1) 杂化和杂化轨道
同一原子中能量相近、种类不同的某些原子轨道重新组合，形成一系列新轨道的过程称为杂化；
杂化过程所形成的新轨道叫做“杂化轨道”。
同层的ns、np及nd能级比较接近，易形成杂化轨道。
常见的杂化类型：s-p型杂化；s-p-d(d-s-p)型杂化
(2) 杂化过程遵循轨道守恒和能量守恒的原则。
轨道守恒：杂化前后轨道总数保持不变。
能量守恒：∑E(杂化轨道)= ∑E(原轨道)。
(3)杂化轨道成键能力更强
杂化轨道取向更合理，有利于成键，成键能力更强。
如：sp杂化轨道比纯的s或p轨道更有利于成键。
杂化轨道不同，分子的几何构型也不同。
2．杂化轨道的类型及杂化轨道理论的应用
(1) s-p型杂化
n s和n p轨道之间的杂化。
分sp、sp2和sp3杂化三种情况。
① sp杂化
形状一头大、一头小；直线型分布，夹角180°，用大头成键。
如BeCl2分子的形成过程及结构表示如下：
5。