中学杂化轨道理论学习要点

何传忠

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）=3

SO2-3：3+12（6+2-3×2）=4

NH+4：4+12（5-1-4×1）=4

H2SO4： 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。现将高中学生需掌握或了解的相关知识罗列如下：

（1）中心原子的价层电子对数为2——sp杂化

价层电子对所成键的键角为180°，分子通常呈直线型。

常见物质：C2H2、CO2、CS2、HCN等。

（2）中心原子的价层电子对数为3——sp2杂化

①若三个杂化轨道都成相同的键，三对价层电子对所成键的夹角则为120°，分子（或离子）呈平面正三角形。

常见物质：SO3、BF3、CO2-3、NO-3等。

②三个杂化轨道中若只有2个轨道参与成键，还有一孤电子对所成的键有较大斥力，分子（或离子）中所成两键之间的夹角不等于120°，分子为“∨”形。

常见物质：SO2、NO-2等。

③三个杂化轨道都参与成键，但所成的键有的不一样，由于相互间的斥力不等，故分子（或离子）中键的夹角也不一定等于120°。

常见物质：HCHO、HNO3等。

（3）中心原子的价层电子对数为4——sp3杂化

①若4个杂化轨道均参与成键且成相同的键，键之间的夹角则为109°28′，分子的构型为正四面体。

常见物质：CH4、CCl4、NH+4等。

②若4个杂化轨道均参与成键，但所成键不同或部分不同，键的夹角则不是109°28′，分子的构型则为不规则四面体。

常见物质：CH2Cl2、CHCl3、CCl2F2等。

③若4个杂化轨道只部分参与成键，其键角与分子构型取决于成键数目、键型和孤电子对的影响。

如：H2O中O的价层电子对数为2+12(6-2)=4，其轨道为sp3杂化，其中O周围存在2对孤电子对，分子形状为“∨”，其键角为105°；NH3中N的价层电子对数为 3+12(5-3) = 4，其轨道为sp3杂化；N周围存在1对孤电子对，NH3的分子形状为三角锥形，其键角为107°。

※（4）价层电子对数为5——sp3d杂化 （了解即可，下同）

分子构型为三角双锥。常见物质：PCl5等。

※（5）价层电子对数为6——sp3d2杂化

若6个杂化轨道均参与成键，分子构型为八面体。常见物质：SF6、AlF3-6等。

………

4.常见物质中中心原子价层电子对数的计算与其轨道杂化方式盘点

物质价层电子对数杂化方式分子构型

CO2CS2HCN2+12（4-2×2）=2 sp 直线型

SO3CO2-3、NO-3CH+3BF33+12（6-3×2）=3sp2平面正三角形

H2CO3HCHO3+12（4-2-2×1）=3sp2平面三角形

NO-2SO2O3 2+12（5+1-2×2）=3sp2 “∨”形

CH4NH+4ClO-4SO2-4PO3-4 4+12（5-1-4×1）=4 sp3正四面体

NH3PCl3H3O+SO2-3ClO-3CH-33+12（5-3×1）=4sp3三角锥形

H2OH2SHClO 2+12（6-2×1）=4sp3 “∨”形

说明：

1.具备物质结构的基本常识确定中心原子的杂化方式是不困难的，且氢原子不会是中心原子；

2.分子中有些非中心原子的杂化方式也可依此法推断，在此不一一赘述。

5.有机物中碳原子杂化方式的简单判断方法

（1）如果碳原子周围只有单键，该碳原子的轨道杂化方式则为sp3。

如烷烃和环烷烃中的碳原子均为sp3杂化。

（2）只要碳原子周围有双键（碳-碳双键或碳-氧双键），双键两端碳原子的轨道杂化方式即为sp2杂化。

如烯烃中双键两端的碳原子和羰基中的碳原子均为 sp2杂化。

（3）只要碳原子周围有三键（碳-碳三键或碳-氮三键），三键两端碳原子的轨道杂化方式即为sp杂化。

如炔烃中三键两端的碳原子和R-CN中的碳原子均为sp杂化。

（4）若分子中存在多种基团或化学键，其中碳原子就可能存在多种杂化方式。

如：CH3-CO-CH3中，两端甲基上的碳原子为sp3杂化，羰基上的碳原子为sp2杂化。

(收稿日期：2013-11-25)

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）=3

SO2-3：3+12（6+2-3×2）=4

NH+4：4+12（5-1-4×1）=4

H2SO4： 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。现将高中学生需掌握或了解的相关知识罗列如下：

（1）中心原子的价层电子对数为2——sp杂化

价层电子对所成键的键角为180°，分子通常呈直线型。

常见物质：C2H2、CO2、CS2、HCN等。

（2）中心原子的价层电子对数为3——sp2杂化

①若三个杂化轨道都成相同的键，三对价层电子对所成键的夹角则为120°，分子（或离子）呈平面正三角形。

常见物质：SO3、BF3、CO2-3、NO-3等。

②三个杂化轨道中若只有2个轨道参与成键，还有一孤电子对所成的键有较大斥力，分子（或离子）中所成两键之间的夹角不等于120°，分子为“∨”形。

常见物质：SO2、NO-2等。

③三个杂化轨道都参与成键，但所成的键有的不一样，由于相互间的斥力不等，故分子（或离子）中键的夹角也不一定等于120°。

常见物质：HCHO、HNO3等。

（3）中心原子的价层电子对数为4——sp3杂化

①若4个杂化轨道均参与成键且成相同的键，键之间的夹角则为109°28′，分子的构型为正四面体。

常见物质：CH4、CCl4、NH+4等。

②若4个杂化轨道均参与成键，但所成键不同或部分不同，键的夹角则不是109°28′，分子的构型则为不规则四面体。

常见物质：CH2Cl2、CHCl3、CCl2F2等。

③若4个杂化轨道只部分参与成键，其键角与分子构型取决于成键数目、键型和孤电子对的影响。

如：H2O中O的价层电子对数为2+12(6-2)=4，其轨道为sp3杂化，其中O周围存在2对孤电子对，分子形状为“∨”，其键角为105°；NH3中N的价层电子对数为 3+12(5-3) = 4，其轨道为sp3杂化；N周围存在1对孤电子对，NH3的分子形状为三角锥形，其键角为107°。

※（4）价层电子对数为5——sp3d杂化 （了解即可，下同）

分子构型为三角双锥。常见物质：PCl5等。

※（5）价层电子对数为6——sp3d2杂化

若6个杂化轨道均参与成键，分子构型为八面体。常见物质：SF6、AlF3-6等。

………

4.常见物质中中心原子价层电子对数的计算与其轨道杂化方式盘点

物质价层电子对数杂化方式分子构型

CO2CS2HCN2+12（4-2×2）=2 sp 直线型

SO3CO2-3、NO-3CH+3BF33+12（6-3×2）=3sp2平面正三角形

H2CO3HCHO3+12（4-2-2×1）=3sp2平面三角形

NO-2SO2O3 2+12（5+1-2×2）=3sp2 “∨”形

CH4NH+4ClO-4SO2-4PO3-4 4+12（5-1-4×1）=4 sp3正四面体

NH3PCl3H3O+SO2-3ClO-3CH-33+12（5-3×1）=4sp3三角锥形

H2OH2SHClO 2+12（6-2×1）=4sp3 “∨”形

说明：

1.具备物质结构的基本常识确定中心原子的杂化方式是不困难的，且氢原子不会是中心原子；

2.分子中有些非中心原子的杂化方式也可依此法推断，在此不一一赘述。

5.有机物中碳原子杂化方式的简单判断方法

（1）如果碳原子周围只有单键，该碳原子的轨道杂化方式则为sp3。

如烷烃和环烷烃中的碳原子均为sp3杂化。

（2）只要碳原子周围有双键（碳-碳双键或碳-氧双键），双键两端碳原子的轨道杂化方式即为sp2杂化。

如烯烃中双键两端的碳原子和羰基中的碳原子均为 sp2杂化。

（3）只要碳原子周围有三键（碳-碳三键或碳-氮三键），三键两端碳原子的轨道杂化方式即为sp杂化。

如炔烃中三键两端的碳原子和R-CN中的碳原子均为sp杂化。

（4）若分子中存在多种基团或化学键，其中碳原子就可能存在多种杂化方式。

如：CH3-CO-CH3中，两端甲基上的碳原子为sp3杂化，羰基上的碳原子为sp2杂化。

(收稿日期：2013-11-25)

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）=3

SO2-3：3+12（6+2-3×2）=4

NH+4：4+12（5-1-4×1）=4

H2SO4： 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。现将高中学生需掌握或了解的相关知识罗列如下：

（1）中心原子的价层电子对数为2——sp杂化

价层电子对所成键的键角为180°，分子通常呈直线型。

常见物质：C2H2、CO2、CS2、HCN等。

（2）中心原子的价层电子对数为3——sp2杂化

①若三个杂化轨道都成相同的键，三对价层电子对所成键的夹角则为120°，分子（或离子）呈平面正三角形。

常见物质：SO3、BF3、CO2-3、NO-3等。

②三个杂化轨道中若只有2个轨道参与成键，还有一孤电子对所成的键有较大斥力，分子（或离子）中所成两键之间的夹角不等于120°，分子为“∨”形。

常见物质：SO2、NO-2等。

③三个杂化轨道都参与成键，但所成的键有的不一样，由于相互间的斥力不等，故分子（或离子）中键的夹角也不一定等于120°。

常见物质：HCHO、HNO3等。

（3）中心原子的价层电子对数为4——sp3杂化

①若4个杂化轨道均参与成键且成相同的键，键之间的夹角则为109°28′，分子的构型为正四面体。

常见物质：CH4、CCl4、NH+4等。

②若4个杂化轨道均参与成键，但所成键不同或部分不同，键的夹角则不是109°28′，分子的构型则为不规则四面体。

常见物质：CH2Cl2、CHCl3、CCl2F2等。

③若4个杂化轨道只部分参与成键，其键角与分子构型取决于成键数目、键型和孤电子对的影响。

如：H2O中O的价层电子对数为2+12(6-2)=4，其轨道为sp3杂化，其中O周围存在2对孤电子对，分子形状为“∨”，其键角为105°；NH3中N的价层电子对数为 3+12(5-3) = 4，其轨道为sp3杂化；N周围存在1对孤电子对，NH3的分子形状为三角锥形，其键角为107°。

※（4）价层电子对数为5——sp3d杂化 （了解即可，下同）

分子构型为三角双锥。常见物质：PCl5等。

※（5）价层电子对数为6——sp3d2杂化

若6个杂化轨道均参与成键，分子构型为八面体。常见物质：SF6、AlF3-6等。

………

4.常见物质中中心原子价层电子对数的计算与其轨道杂化方式盘点

物质价层电子对数杂化方式分子构型

CO2CS2HCN2+12（4-2×2）=2 sp 直线型

SO3CO2-3、NO-3CH+3BF33+12（6-3×2）=3sp2平面正三角形

H2CO3HCHO3+12（4-2-2×1）=3sp2平面三角形

NO-2SO2O3 2+12（5+1-2×2）=3sp2 “∨”形

CH4NH+4ClO-4SO2-4PO3-4 4+12（5-1-4×1）=4 sp3正四面体

NH3PCl3H3O+SO2-3ClO-3CH-33+12（5-3×1）=4sp3三角锥形

H2OH2SHClO 2+12（6-2×1）=4sp3 “∨”形

说明：

1.具备物质结构的基本常识确定中心原子的杂化方式是不困难的，且氢原子不会是中心原子；

2.分子中有些非中心原子的杂化方式也可依此法推断，在此不一一赘述。

5.有机物中碳原子杂化方式的简单判断方法

（1）如果碳原子周围只有单键，该碳原子的轨道杂化方式则为sp3。

如烷烃和环烷烃中的碳原子均为sp3杂化。

（2）只要碳原子周围有双键（碳-碳双键或碳-氧双键），双键两端碳原子的轨道杂化方式即为sp2杂化。

如烯烃中双键两端的碳原子和羰基中的碳原子均为 sp2杂化。

（3）只要碳原子周围有三键（碳-碳三键或碳-氮三键），三键两端碳原子的轨道杂化方式即为sp杂化。

如炔烃中三键两端的碳原子和R-CN中的碳原子均为sp杂化。

（4）若分子中存在多种基团或化学键，其中碳原子就可能存在多种杂化方式。

如：CH3-CO-CH3中，两端甲基上的碳原子为sp3杂化，羰基上的碳原子为sp2杂化。

(收稿日期：2013-11-25)