杂化轨道理论要点

离子键没有饱和性和方向性；
离子型化合物常以晶体形式存在，没有独立的分子 。
1.3 形成离子键的条件
两种原子间电负性相差较大，一般要相差1.7以上。
4
1.4 离子的特征
1. 离子的电荷
主族元素生成的离子：稀有气体结构 ( p 轨道全充满 )
过渡元素：它们生成的离子的d 轨道一般都处 于半充满状态。

的空间构型
O 在 ClO3 中，Cl 有7个价电子， 不提供电 子，再加上得到的1个电子，价层电子总数为 8 个，价层电子对为4对。Cl的价层电子对的排布 为四面体，四面体的 3 个顶角被3个O占据，余 下的一个顶角被孤对电子占据，因此 ClO3 为三 角锥形。
52
（三） PCl5 的空间构型
含有 1/3 s 轨道和 2/3 p 轨道的成分
每两个轨道间的夹角为120°，呈平面三角形
29
30
BF3分子的形成：
实验测得，三个共价键，平面三角形分子（键角120°）。 B原子：1s22s22p1
F
120°
B
F F
规律：第ⅢA族元素与第 ⅦA族元素所形成的MX3型 共价化合物，中心原子采取 sp2杂化。如BBr3。
在 PCl5 中，P 有5个价电子，5 个Cl分别提 供1个电子，中心原子共有5对价层电子对，价 层电子对的空间排布方式为三角双锥，由于中 心原子的价层电子对全部是成键电子对，因此 PCl5 的空间构型为三角双锥形。 利用价层电子对互斥理论，可以预测大 多 数主族元素的原子所形成的共价化合物分子或 离子的空间构型。
分子结构
1
分子: 保持物质化学性质的最小微粒， 参加化学反应的基本单元
原子为什么能聚集在一起形成分子或晶体？
H2O， NaCl， Fe， C（金刚石）
化学键：分子或晶体中相邻原子之间的强烈 相互作用力。
化学键分类：离子键、共价键 (配位键)、
金属键。
2
§ 1 离子键
6.1.1 离子键的形成
Na (3s ) Na (2 s 2 p )
43
44
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、 ⅡB
ns2
sp等性
直线形
180°
BeCl2、HgCl2
ⅢA
ns2np1
sp2等性
平面三角形
120°
BF3、BBr3
ⅣA
ns2np2
sp3等性
(正)四面体
109°28′ CCl4、SiHCl3 ＜109°28′ NH3、PH3 ＜109°28′ H2O、H2S
实验测得，三角锥形分子， 键角107°
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N原子：2s22p3
有3个单电子，可形成3个共价键，
孤对电子
2p 2s 杂化
孤电子对占据的杂化轨道，不参与成键，电子云密集在中 心原子周围，s轨道成分相对增大，其余3个杂化轨道p成分相对 增大。
产生不等性杂化的原因：参与杂化的原子轨 道中电子数目多于轨道数目，出现孤电子对。
分子或离子的空间构型。
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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。
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（二） ClO3
（s区）
（s、p区）
③ 18电子构型：Zn2+、Hg2+、Ga3+、Cu+（ds区、p区） ④ 18+2电子构型： Pb2+、Sn2+ ⑤ 9～17电子构型：Fe2+、Cr3+、Cu2+ （p区） （d区）
6
3. 离子的半径
正、负离子间静电吸引力 和排斥力达平衡时，正、负离 子间保持着一定的平衡距离为 正、负离子半径之和（核间距）
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(3) sp3杂化 —— CH4分子的形成
sp3杂化：1个s 轨道与3个p 轨道进行的杂化,
形成4个sp3 杂化轨道。
每个sp3杂化轨道的形状也为一头大，一头小， 含有 1/4 s 轨道和 3/4 p 轨道的成分 每两个轨道间的夹角为109.5°， 空间构型为正四面体型
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• sp3杂化轨道
杂化轨道 每个轨道的成分 轨道间夹角( 键角)
sp
sp2 sp3
1/2 s，1/2 p
1/3 s，2/3 p 1/4 s，3/4p
180°
120° 109°28′
（p ）
p
90°
随p 轨 道成分 的增大， 夹角向 90°靠 拢。
不等性杂化：参与杂化的各原子轨道进行成分上的 不均匀混合。
37
NH3 分子
H2
1s—1s
HCl 1s—3px
14
H2
1s
HF
H
F
2p
F2
2p
F
F
2p
电子云重叠示意图
15
4. 共价键的类型
a: σ键
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
两原子轨道沿键轴方向进行同号重叠所形成的键。
头对头
16
s—s
●
●
px — s
●
●
px — px
●
●
轨道重叠
电子云分布
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BeCl2分子结构
px
Cl
sp
px
Cl
Cl
Be
Cl
规律：第ⅡA族、ⅡB族元素与第ⅦA族元素所形成的MX2 型共价化合物，中心原子采取sp杂化。如BeBr2、HgCl2。
28
(2)
sp2 杂化 —— BF3分子的形成
形成3个sp2 杂化轨道。
每个sp2杂化轨道的形状也为一头大，一头小，
sp2杂化：1个s 轨道与2个p 轨道进行的杂化,
π键
沿键轴方向平行重叠
键轴上方和下方， 键轴处为零 小 较小 活泼
★ 两原子间若只形成一个共价键，一定是σ 键； ★ 两原子间若形成多个共价键，其中一个是σ 键，其余为键。 如N2、CH2＝CH2、CH≡CH；
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例：
H2 Cl2 HCl N2 2s22p3 1s1 3s23p5 1s—1s 3px—3px 1s— 3px 2px—2px 1个σ 键 1个σ 键 1个σ 键 1个σ 键
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(1)
BeCl2分子的形成
两个共价键，直线形分子（键角180°）
实验测得:
Cl—Be—Cl
Cl
Be
180°
Cl
Be原子：1s22s2
没有单个电子，
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一个s 和一个 p 轨道杂化
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sp 轨道杂化过程示意图
+
每个sp杂化轨道的形状为 一头大，一头小， 含有1/2 s 轨道和1/2 p 轨道的成分 两个轨道间的夹角为180°，呈直线型
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（3）根据中心原子的价层电子对的排布方式，
把配位原子排布在中心原子周围，每一对电子连
接一个配位原子，未结合配位原子的电子对就是
孤对电子。若中心原子的价电子对全部是源自文库键电
子对，则分子或离子的空间构型与中心原子的价 层电子对的排布方式相同；若价层电子对中有孤 对电子，应根据成键电子对、孤对电子之间的静 电斥力的大小，选择静电斥力最小的结构，即为
Fe3+ : 3d 64s2 3d 5, Mn2+ : 3 d 54s2 3d 5
5
2. 离子的电子层结构（主要指离子的外层电子构型）
简单的负离子：8电子结构 (如;F－,Cl－,O2－等) 简单正离子: 有多种构型，如下所列：
① 2电子构型：Li+、Be2+
② 8电子构型： Na+、Mg2+、Al3+
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
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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： （1）确定中心原子的价层电子对数： 价层电子对数＝（中心原子的价电子数＋ 配位原子提供的电子数)/2 （2）根据中心原子的价层电子对数，找出相 应的电子对排布，这种排布方式可使电子对之间 静电斥力最小。
45
ⅤA
ns2np3
sp3不等性
三角锥形
ⅥA
ns2np4
sp3不等性
V字形
四 价层电子对互斥理论
一、价层电子对互斥理论的基本要点
二、价层电子对互斥理论的应用实例
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一、价层电子对互斥理论的基本要点
价层电子对互斥理论的基本要点： （1）分子或离子的空间构型取决于中心原
子的价层电子对数。中心原子的价层电子对是
共价键：靠共用电子对形成的化学键
9
10
2. 价键理论基本要点
(1) 两原子中自旋方向相反的未成对电子可以相互 配对形成共价键。
(2) 发生相互重叠的两个原子轨道的正、负号要相同
——对称性匹配原则。 (3) 相互重叠的两个原子轨道要尽可能沿着能发生最 大重叠的方向进行重叠 ——最大重叠原则。
11
3. 共价键的特征
三个共价键
2py—2py
2pz—2pz
1个 键
1个 键
N2分子中的3个共价键为什么不全是σ键呢？
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5. 配位键
配位键：由一个原子提供空轨道，另一个原子提
供孤对电子所形成的化学键。 用箭头“→”表示。
如：CO
C原子：2s22px12py12pz0 O原子：2s22px12py12pz2
21
39
40
41
H2O 分子：
实验测得，V字形分子，键角104°29′
O原子：2s22p4 有2个 单电子，可形成2个共价键， 键角应当是90°，Why?
42
H2O 分子
2p 2s
O原子：2s22p4
2 对孤对电子 杂化
O原子成键前先进行了SP3不等性杂化，其中的两条杂化轨 道由成对电子占据，其余两条P成分更多，键角更靠近90°， 实测：104°29′
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b:π 键
两原子轨道沿键轴方向在键轴两侧平行同号重叠所形成的键
z
肩并肩
● ●
p z— p z
x
py— py
●
●
x
轨道重叠
电子云分布
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σ键和π 键的特征比较
键类型
原子轨道重叠方式
原子轨道重叠部位 原子轨道重叠程度 键的强度 化学活泼性
σ键
沿键轴方向相对重叠
两原子核之间， 在键轴处 大 较大 不活泼
指σ 键电子对和未参与成键的孤对电子。
（2）中心原子的价层电子对之间尽可能远
离，以使斥力最小，并由此决定了分子的空间 构型。
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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：
rr+
d=r++r-
d=r++r离子的特征影响化合物的性质
7
电负性相差不大的非金属元素之间是如何形成化学键的？
同种元素之间为什么能形成化学键？
四种共价键理论：价键理论、 杂化轨道理论、 分子轨道理论、
价层电子对互斥理论。
8
§ 2 共价键
2.1 价键理论
1. 共价键的形成
（电子配对理论、VB理论）
配位键形成条件：
一方有空轨道，另一方有孤对电子。
配位键与共价键的区别与联系：两者的形成过程不同，但 配位键一旦形成，其结果与共价键没有区别。是一种特殊的 共价键。 配位键广泛存在于配位化合物及一些无机含氧酸根中：
22
2.2 杂化轨道理论
1. 杂化轨道概念
形成分子时，同一原子中的若干不同类型、能量相近的 原子轨道混合起来，从新分配能量和调整空间方向组成数目 相同、能量相等的新的原子轨道， 这种混合平均化的过程称为原子轨道的“杂化”
A: 饱和性
几个未成对电子只能和几个自旋方向相反的 单电子配对成键。
H(1s1)
Cl(3s23p5)
H—Cl N≡N
N(2s22px12py12pz1) H2 NH3
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B: 方向性
两个电子配对，就是两个原子轨道发生重叠。重叠的
结果是电子云密度在两核之间增大。
13
重叠越大，形成的键越牢固
——共价键具有方向性。
33
CH4分子的形成：
实验测得，四个共价键，正四面体形分子（键角109°28′）
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C原子：1s22s22p2
只有2个单电子
规律：第ⅣA族元素与第ⅠA族、ⅦA族元素所形成的MX4 型共价化合物，中心原子采取sp3杂化。如CCl4、SiF4、 CHCl3。
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3. 等性杂化与不等性杂化
等性杂化：参与杂化的各原子轨道进行成分的均匀混合。
杂化轨道：杂化后所形成的若干新原子轨道。 sp型杂化 ： 同一原子的1个s 轨道与p 轨道进行的杂化。
有：
sp
sp2
sp3
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2.杂化轨道理论的要点
(1) 发生轨道杂化的原子一定是中心原子； (2) 参加杂化的各原子轨道能量要相近（同一能级组或 相近能级组的轨道）； (3) 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；但杂化轨道在成键时更 有利于轨道间的重叠； (4) 杂化轨道在空间构型上都具有一定的对称性 （以减小化学键之间的排斥力）。
1 2 6
e

Cl (3s 3 p ) Cl (3s 3 p )
2 5 2 6
e
Na Cl NaCl
-

离子键：靠正、负离子之间的静电引力所形成的
化学键。
离子型化合物：由离子键所形成的化合物，如NaCl、 CaO、 KCl、Na2SO4等 3
1.2 离子键的特点
离子键的本质是静电引力；