高中結構化學如何辨別軌道雜化類型

① 高中化學-選修5《結構化學》雜化軌道類型判斷公式

看中心原子是否有孤電子對，再看�0�5鍵的個數，就可以判斷了。H2O有二對孤電子對，二個�0�5鍵，所以是SP3雜化

② 怎麼判斷一個化學式的軌道雜化

這個一般與價電子對互斥理論結合 一般的價電子對為2 3 4 5 6 分別為SP SP2 SP3 SP3D
SP3D2

雜化軌道理論一般只考慮中心原子的雜化情況和σ/π鍵成鍵情況，但未考慮到配體的空間位置對其的影響；但在配體較多、空間結構復雜的情況下，雜化軌道的可選擇的軌道較多，需要考慮各種組合方式，解釋能力較弱。

價電子對互斥理論，考慮到了了中心原子於周圍配位原子/孤對電子之間的形態，但是是基於σ鍵電子對和孤對電子之間的相互排斥作用，未考慮到π鍵的形態和配位原子對中心原子的影響，對存在多重鍵的多中心結構無法很好地解釋。

分子軌道理論將軌道組合的范圍，從雜化軌道中的中心原子擴展到了整個分子，考慮到了中心原子與配體的能級相互作用；但是其計算量較大，得到的冗餘信息較多（比如配體的軌道實際上是不會和中心原子的全滿的內層軌道組合的）；而且基於原始原子軌道能級的排布，未考慮到中心原子事先通過軌道雜化、再組成分子軌道的可能性（或者說，需要把中心原子的軌道雜化和整個分子的軌道組合共同考慮才行）。

1 雜化軌道：

在形成分子的過程中，由於原子間的相互影響，若干類型不同而能量相近的原子軌道相互混雜，

重新組合成一組能量相等，成分相同的新軌道，這一過程稱為雜化。經過雜化而形成的新軌道叫做雜化軌道，雜化軌道與其他原子軌道重疊時形成σ共價鍵。原子在形成分子的過程中，為了使所成化學鍵強度更大，更有利於體系能量的降低，總趨向於將原來的原子軌道進一步線性組合，以形成新的原子軌道。

價鍵理論的論證
價鍵理論對共價鍵的本質和特點做了有力的論證，但它把討論的基礎放在共用一對電子形成一個共價鍵上，在解釋許多分子、原子的價鍵數目及分子空間結構時卻遇到了困難。例如C原子的價電子是2s22p2，按電子排布規律，2個s電子是已配對的，只有2個p電子未成對，而許多含碳化合物中C都呈4價而不是2價，可以設想有1個s電子激發到p軌道去了。那麼1個s軌道和3個p軌道都有不成對電子，可以形成4個共價鍵，但s和p的成鍵方向和能量應該是不同的。而實驗證明：CH4分子中，4個 C-H共價鍵是完全等同的，鍵長為114pm，鍵角為109°28'。BCl3，BeCl2，PCl3等許多分子也都有類似的情況。為了解釋這些矛盾，1928年鮑林（Pauling）提出了雜化軌道概念[1]，豐富和發展了的價鍵理論。他根據量子力學的觀點提出：在同一個原子中，能量相近的不同類型的幾個原子軌道在成鍵時，可以互相疊加重組，成為相同數目、能量相等的新軌道，這種新軌道叫雜化軌道。C原子中 1個2s電子激發到2p後，1個2s軌道和3個2p軌道重新組合成4個sp3雜化軌道，它們再和4個H原子形成4個相同的C-H鍵，C位於正四面體中心，4個H位於四個頂角。

相關種類
雜化軌道種類很多，如三氯化硼(BCl3)分子中B有sp2雜化軌道，即由1個s軌道和2個p軌道組合成3個sp2雜化軌道，在氯化鈹(BeCl2)中有sp雜化軌道，在過渡金屬化合物中還有d軌道參與的sp3d和 sp3d2雜化軌道等。以上幾例都是闡明了共價單鍵的性質，至於乙烯和乙炔分子中的雙鍵和三鍵的形成，又提出了σ鍵和π鍵的概念。如把兩個成鍵原子核間聯線叫鍵軸，把原子軌道沿鍵軸方向「頭碰頭」的方式重疊成鍵，稱為σ鍵。把原子軌道沿鍵軸方向「肩並肩」的方式重疊，稱為π鍵。例如在乙烯(CH2= CH2)分子中有碳碳雙鍵(C=C)，碳原子的激發態中2px，2py和2s形成sp2雜化軌道，這3個軌道能量相等，位於同一平面並互成120℃夾角，另外一個pz軌道未參與雜化，位於與平面垂直的方向上。碳碳雙鍵中的sp2雜化如下所示。
這3個sp2雜化軌道中有2個軌道分別與2個H原子形成σ單鍵，還有1個sp2軌道則與另一個 C的sp2軌道形成頭對頭的σ鍵，同時位於垂直方向的pz軌道則以肩並肩的方式形成了π鍵。也就是說碳碳雙鍵是由一個σ鍵和一個π鍵組成，即雙鍵中兩個鍵是不等同的。π鍵原子軌道的重疊程度小於σ鍵，π鍵不穩定，容易斷裂，所以含有雙鍵的烯烴很容易發生加成反應，如乙烯(H2C=CH2)和氯 (Cl2)反應生成氯乙烯(Cl—CH2—CH2—Cl)。
乙炔分子(C2H2)中有碳碳叄鍵 (HC≡CH)，激發態的C原子中2s和2px軌道形成sp雜化軌道。這兩個能量相等的sp雜化軌道在同一直線上，其中之一與H原子形成σ單鍵，另外一個 sp雜化軌道形成C原子之間的σ鍵，而未參與雜化的py與pz則垂直於x軸並互相垂直，它們以肩並肩的方式與另一個C的py，pz形成π鍵。即碳碳三鍵是由一個σ鍵和兩個π鍵組成。這兩個π鍵不同於σ鍵，軌道重疊也較少並不穩定，因而容易斷開，所以含三鍵的炔烴也容易發生加成反應。
雜化軌道限於最外層電子，而在第一層的兩個電子不參與反應，而在其他層上有許多的軌道，電子會從能量低的層「躍遷」到能量高的層，而原來能量低的層是因為電子的運動方向相反，而躍遷以後電子就只向一種方向運動，所以能量會高。並且反應以後組成的能量介於原來的S軌道和P軌道能量之間。

幾種雜化軌道之後的分子空間形態
sp雜化：直線型
sp2雜化：平面三角形（等性雜化為平面正三角形）
sp3雜化：空間四面體（等性雜化為正四面體）

2 價電子對互斥理論

一個分子的中心原子究竟採取哪種類型的軌道雜化，直接可以預測整個分子的空間構型。 雜化軌道理論成功地解釋了部分共價分子雜化與空間構型關系，但是，僅用雜化軌道理論預測有時是難以確定的。1940年美國的Sidgwick NV等人相繼提出了價層電子對互斥理論（valence shell electron pair repulsion theory），簡 稱VSEPR法，該法適用於主族元素間形成的ABn型分子或離子。該理論認為，一個共價分子或離子中，中心原子A周圍所配置的原子B（配位原子）的幾何構型，主要決定於中心原子的價電子層中各電子對間的相互排斥作用。這些電子對在中心原子周圍按盡可能互相遠離的位置排布，以使彼此間的排斥能最小。所謂價層電子對，指的是形成σ鍵的電子對和孤對電子。孤對電子的存在，增加了電子對間的排斥力，影響了分子中的鍵角，會改變分子構型的基本類型。根據此理論，只要知道分子或離子中的中心原子上的價層電子對數，就能比較容易而准確地判斷 ABn 型共價分子或離子的空間構型。

空間構型步驟
價層電子對理論預測分子空間構型步驟為：
1.確定中心原子中價層電子對數
中心原子的價層電子數和配體所提供的共用電子數的總和除以2，即為中心原子的價層電子對數。 規定：(1)作為配體，鹵素原子和H 原子提供1個電子，氧族元素的原子不提供電子；(2)作為中心原子，鹵素原子按提供7個電子計算，氧族元素的原子按提供6個電子計算；(3)對於復雜離子，在計算價層電子對數時，還應加上負離子的電荷數或減去正離子的電荷數；(4)計算電子對數時，若剩餘1個電子，亦當作 1對電子處理。(5) 雙鍵、叄鍵等多重鍵作為1對電子看待。
2．判斷分子的空間構型
根據中心原子的價層電子對數，從表9-4中找出相應的價層電子對構型後，再根據價層電子對中的孤對電子數，確定電子對的排布方式和分子的空間構型。
實例分析:試判斷PCl5 離子的空間構型。
解：P離子的正電荷數為5，中心原子P有5個價電子，Cl原子各提供1個電子，所以P原子的價層電子對數為（5+5）/2 = 5，其排布方式為三角雙錐。因價層電子對中無孤對電子，所以PCl5 為三角雙錐構型。
實例分析：試判斷H2O分子的空間構型。
解 ：O是H2O分子的中心原子，它有 6個價電子，與O化合的2個H原子各提供1個電子，所以O原子價層電子對數為（6+2）/2 = 4，其排布方式為 四面體，因價層電子對中有2對孤對電子，所以H2O分子的空間構型為V形。
表9-5 理想的價層電子對構型和分子構型

實例分析
判斷HCHO分子和HCN分子的空間構型
解分子中有1個C=O雙鍵，看作1對成鍵電子，2個C-H單鍵為2對成鍵電子，C原子的價層電子對數為3，且無孤對電子，所以HCHO分子的空間構型為平面三角形。
HCN分子的結構式為H—C≡N∶，含有1個C≡N叄鍵，看作1對成鍵電子，1個 C¬H單鍵為1對成鍵電子，故C原子的價層電子對數為2，且無孤對電子，所以HCN分子的空間構型為直線。
（一）價電子互斥理論分子的立體結構決定了分子許多重要的性質，例如分子中化學鍵的類型、分子的極性、分子之間的作用力大小、分子在晶體里的排列方式等等。分子的立體結構通常是指其σ鍵的分子骨架在空間的排布。1、價層電子對互斥模型（VSEPR模型）：價層電子對互斥模型（VSEPR模型）是一種可以用來預測分子立體結構的理論模型，總的原則是中心原子價電子層電子對（包括成鍵電子對和未成鍵的孤對電子對）的互相排斥作用，使分子的幾何構型總是採取電子對相互排斥最小的那種構型，即分子盡可能採取對稱的空間構型。2、VSEPR模型的內容：VSEPR模型把分子分為兩類：（1）中心原子上的價電子都用於形成共價鍵，即中心原子無孤對電子的，根據鍵的條數或者說ABn 型分子中n的個數，判斷分子構型。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它們的立體結構可用中心原子周圍的原子數來預測，概括如下：ABn 立體結構 範例 n=2 直線型 CO2 n=3 平面三角形 CH2O n=4 正四面體型 CH4 （2）中心原子上有孤對電子（未用於形成共價鍵的電子對）的分子，則將孤對電子也算作鍵數，同上推出包括孤對電子的分子構型，然後去掉孤對電子後看分子新構型。如H2O和NH3中心原子上的孤對電子也要佔據中心原子周圍的空間，並參與互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角錐型。ABm型分子或離子中的價電子對數（孤對電子+形成共價鍵的電子對）的計算方法：（1）對於主族元素，中心原子價電子數=最外層電子數，配位原子按提供的價電子數計算，如：PCl5 中（2）O、S作為配位原子時按不提供價電子計算，作中心原子時價電子數為6；（3）離子的價電子對數計算 如：NH4+ ： ； SO42－ ：3、VSEPR模型的應用：應用VSEPR理論判斷下表中分子或離子的構型。（C原子孤對電子數一般為0）（1）VSEPR模型預測分子立體結構方法：首先確定中心原子的價層電子對數，然後確定中心原子的有無孤對電子數，再結合實際例子分析。（2）VSEPR模型是模型化方法的具體體現，它把原子數相同、價電子數相同的一類化學粒子的結構加以概括，體現了等電子原理的思想，例如五原子八電子的CH4、SiH4、NH4+，它們都是正四面體構型。 （二）雜化軌道理論價層電子對互斥模型只能解釋化合物分子的空間構形，卻無法解釋許多深層次的問題，如無法解釋甲烷中四個 C－－－H的鍵長、鍵能相同及H－C －H的鍵角為109 ° 28′。因為按照我們已經學過的價鍵理論，甲烷的4個C － H單鍵都應該是σ鍵，然而，碳原子的4個價層原子軌道是3個相互垂直的2p軌道和1個球形的2s軌道，用它們跟4個氫原子的1s原子軌道重疊，不可能得到四面體構型的甲烷分子。為了解決這一矛盾，鮑林提出了雜化軌道理論。1、雜化的概念：雜化是指原子在相互結合成鍵過程中,原來能量接近的原子軌道要重新混合,形成新的原子軌道。這種軌道重新組合的過程叫做雜化。所形成的新的軌道叫雜化軌道。2、雜化軌道的類型：（1）sp3 雜化：一個s軌道與三個p軌道雜化後，得四個sp3雜化軌道，每個雜化軌道的s成分為1/4，p成分為3/4，它們的空間取向是四面體結構，相互的鍵角θ=109º28′。CH4、CCl4、NH4+、CH3Cl、NH3、H2O等等都採取sp3雜化。 （2）sp2雜化：一個s軌道與兩個p軌道雜化，得三個sp2雜化軌道，每個雜化軌道的s成分為1/3，p成分為2/3，三個雜化軌道在空間分布是在同一平面上，互成120º 。以sp2雜化軌道構建結構骨架的中心原子必有一個垂直於sp2骨架的未參與雜化的p軌道，如果這個軌道跟鄰近原子上的平行p軌道重疊，並填入電子，就會形成π鍵。BCl3、CO32–、NO3–、H2C=O、SO3、烯烴>C=C<結構中的中心原子等等都採取sp2雜化。（3）sp雜化：一個s軌道與一個p軌道雜化後，得兩個sp雜化軌道，每個雜化軌道的s成分為1/2，p成分為1/2，雜化軌道之間的夾角為180度。當中心原子取sp雜化軌道形成直線形的s骨架時，中心原子上有一對垂直於分子sp骨架的未參與雜化的p軌道。例如乙炔分子形成二個π鍵。CO2中的碳原子、H－C≡N中的碳原子、BeCl2分子中的鈹原子、炔烴中的－C≡C－的s－骨架等等都是由sp雜化軌

③ 高中化學物質結構 怎麼看雜化軌道類型

有3種方法：
1.看Q鍵+孤對電子=多少；如果等於2為SP雜化；依次類推；
2.看分子空間構型；如果是平面三角形，中心原子是SP2雜化；如果是正四面體和三角錐形，是SP3雜化，如果是V形就要看情況分析。
3.價電子互斥理論，（中心原子價電子數+與其成鍵原子提供的電子數）/2=多少，適用於ABm型的粒子，O。S作為非中心原子時，其電子不算。如果等於2，中心原子為Sp雜化。
在高中這3種方法應該夠用。如果還有需要可以再問。

④ 高中雜化軌道類型用公式判斷 有兩個

判斷雜化不止兩個方法，有以下幾種，樓主可以借鑒：
第一，數中心原子周圍的σ鍵，兩個是sp，三個是sp2，四個是sp3，因為雜化軌道不能形成π鍵。但是要提防有孤對電子的分子，例如氨，三個σ鍵，卻是sp3雜化。
第二，看鍵角。sp180，sp2 120，sp3 109.5。最接近哪個鍵角，就是哪種雜化，例如NO2的鍵角是132，判斷為sp2雜化。
第三，分子構型。直線型為sp，三角形或平面型（V型）為sp2，四面體（三角錐、V型）為sp3，括弧里是考慮到不等性雜化的情況。
第四，就是樓主自己的方法，價層電子對互斥理論，總結如上！

⑤ 高中化學中如何判斷雜化形式

如果中心原子全部用於成鍵（即飽和）則看連有幾個原子，設原子個數為n，則為sp（n-1）雜化，如：CH4分子C已飽和，它連有4個H原子為sp3雜化。若中心原子還有孤對電子則孤對電子當成一個原子，如：H2O中O原子仍有2對孤對電子相當於又連有兩個原子，為sp3雜化。

原理

雜化後的原子軌道稱為雜化軌道。雜化時，軌道的數目不變，軌道在空間的分布方向和分布情況發生改變。組合所得的雜化軌道一般均和其他原子形成較強的σ鍵或安排孤對電子，而不會以空的雜化軌道的形式存在。

一個原子中的幾個原子軌道經過再分配而組成的互相等同的軌道。原子在化合成分子的過程中，根據原子的成鍵要求，在周圍原子影響下，將原有的原子軌道進一步線性組合成新的原子軌道。這種在一個原子中不同原子軌道的線性組合，稱為原子軌道的雜化。

⑥ 如何判斷軌道雜化類型和軌道數目（不要復制）如何判斷

對於ABn型號分子,先算中心原子A周圍的電子對數,電子對數=(A的最外層電子數 +B的化合價的絕對值 *n )/2 (B是O,S,就不算電子）、電子對數=2,A原子 採取 sp雜化 2個雜化軌道 電子對數=3,A原子 採取 sp2雜化,3個 電子對數=4,A原子 採取 sp3雜化,4個CO2 電子對數= 4 /2=2 sp 雜化CH4 電子對= (4+1*4）/2=4 sp3雜化,BF3 (3+1*3)/2=3 sp2BeCl2 (2+2*1）/2=2 sp烴不屬於ABn型 ,不能用直接用上述方法判斷C2H4 這個 分子中含有C=C,C採取sp2雜化C6H6凱庫勒式中也含有C=C,C採取sp2雜化

⑦ 如何判斷雜化類型高中化學

一個原子中的幾個原子軌道經過再分配而組成的互相等同的軌道。原子在化合成分子的過程中，根據原子的成鍵要求，在周圍原子影響下，將原有的原子軌道進一步線性組合成新的原子軌道。這種在一個原子中不同原子軌道的線性組合，稱為原子軌道的雜化。雜化後的原子軌道稱為雜化軌道。雜化時，軌道的數目不變，軌道在空間的分布方向和分布情況發生改變。組合所得的雜化軌道一般均和其他原子形成較強的σ鍵或安排孤對電子，而不會以空的雜化軌道的形式存在。在某個原子的幾個雜化軌道中，全部由成單電子的軌道參與的雜化，稱為等性雜化軌道；有孤對電子參與的雜化，稱為不等性雜化軌道。
雜化軌道具有和s，p等原子軌道相同的性質，必須滿足正交，歸一性。
價鍵理論對共價鍵的本質和特點做了有力的論證，但它把討論的基礎放在共用一對電子形成一個共價鍵上，在解釋許多分子、原子的價鍵數目及分子空間結構時卻遇到了困難。例如C原子的價電子是2s22p2，按電子排布規律，2個s電子是已配對的，只有2個p電子未成對，而許多含碳化合物中C都呈4價而不是2價，可以設想有1個s電子激發到p軌道去了。那麼1個s軌道和3個p軌道都有不成對電子，可以形成4個共價鍵，但s和p的成鍵方向和能量應該是不同的。而實驗證明：CH4分子中，4個C-H共價鍵是完全等同的，鍵長為114pm，鍵角為109.5°。BCl3，BeCl2，PCl3等許多分子也都有類似的情況。為了解釋這些矛盾，1928年Pauling提出了雜化軌道概念，豐富和發展了的價鍵理論。他根據量子力學的觀點提出：在同一個原子中，能量相近的不同類型的幾個原子軌道在成鍵時，可以互相疊加重組，成為相同數目、能量相等的新軌道，這種新軌道叫雜化軌道。C原子中1個2s電子激發到2p後，1個2s軌道和3個2p軌道重新組合成4個sp3雜化軌道，它們再和4個H原子形成4個相同的C-H鍵，C位於正四面體中心，4個H位於四個頂角。
雜化軌道種類很多，如三氯化硼(BCl3)分子中B有sp2雜化軌道，即由1個s軌道和2個p軌道組合成3個sp2雜化軌道，在氯化鈹(BeCl2)中有sp雜化軌道，在過渡金屬化合物中還有d軌道參與的sp3d和sp3d2雜化軌道等。以上幾例都是闡明了共價單鍵的性質，至於乙烯和乙炔分子中的雙鍵和三鍵的形成，又提出了σ鍵和π鍵的概念。如把兩個成鍵原子核間聯線叫鍵軸，把原子軌道沿鍵軸方向「頭碰頭」的方式重疊成鍵，稱為σ鍵。把原子軌道沿鍵軸方向「肩並肩」的方式重疊，稱為π鍵。例如在乙烯( )分子中有碳碳雙鍵(C=C)，碳原子的激發態中2px，2py和2s形成sp2雜化軌道，這3個軌道能量相等，位於同一平面並互成120℃夾角，另外一個2pz軌道未參與雜化，位於與平面垂直的方向上。碳碳雙鍵中的sp2雜化如下所示。
這3個sp2雜化軌道中有2個軌道分別與2個H原子形成σ單鍵，還有1個sp2軌道則與另一個C的sp2軌道形成頭對頭的σ鍵，同時位於垂直方向的pz軌道則以肩並肩的方式形成了π鍵。也就是說碳碳雙鍵是由一個σ鍵和一個π鍵組成，即雙鍵中兩個鍵是不等同的。π鍵原子軌道的重疊程度小於σ鍵，π鍵不穩定，容易斷裂，所以含有雙鍵的烯烴很容易發生加成反應，如乙烯(H2C=CH2)和氯(Cl2)反應生成氯乙烯(Cl—CH2—CH2—Cl)。
乙炔分子(C2H2)中有碳碳三鍵(HC≡CH)，激發態的C原子中2s和2px軌道形成sp雜化軌道。這兩個能量相等的sp雜化軌道在同一直線上，其中之一與H原子形成σ單鍵，另外一個sp雜化軌道形成C原子之間的σ鍵，而未參與雜化的py與pz則垂直於x軸並互相垂直，它們以肩並肩的方式與另一個C的py，pz形成π鍵。即碳碳三鍵是由一個σ鍵和兩個π鍵組成。這兩個π鍵不同於σ鍵，軌道重疊也較少並不穩定，因而容易斷開，所以含三鍵的炔烴也容易發生加成反應。
VSEPR(價電子層互斥模型)
通過成鍵電子對數與孤電子對數可判斷中心原子雜化模型，成鍵電子對數：ABn中n的值；孤電子對數：（A價電子數-A成鍵電子數）/2。
價電子對總數即兩者之和，如價電子對總數為2時為sp雜化（直線形），為3時為sp2雜化（平面三角形），為4時為sp3雜化（四面體），5——sp3d（三角雙錐），6——sp3d2（八面體）。而成鍵電子對數與孤電子對數的不同使得分子的幾何構型不同。

⑧ 怎樣判斷雜化軌道類型

首先，你應該掌握一般簡單分子的幾何構型，如：甲烷為正四面體，氨氣為三角錐型，三氟化硼為平面三角形，甲基正四面體，等等。可以根據分子或基團的幾何構型來判斷中心原子的雜化方式。正四面體型或三角錐形為SP3雜化，平面三角形為sp2雜化，直線型為sp雜化（關於雜化原理可以在大學任何一本無機化學書上找到，這是最基礎的理論）。至於某種雜化方式為什麼有其特定的空間構型，這是因為各軌道中電子互斥，為降低分子或基團的整體熱力學能，各軌道間就形成了一種特定的空間關系，這樣就決定了分子或基團的空間構型。也就可以逆向的從空間構型來判斷雜化方式了。
其次，可以看中心原子上不飽和鍵的情況，一個雙鍵表示中心原子有一個pai鍵，即中心原子有一個p軌道（p軌道表示該軌道未參加雜化，參加雜化後的軌道用sp、sp2或sp3表示，具體看鍵的類型），可以判定該中心原子採用的是sp2雜化；若有一個三鍵則表示中心原子有兩條p軌道，判定為sp雜化（如乙炔），如果沒有不飽和鍵，則為sp3雜化。
不過要提醒你的是，上述方法適用於第二周期元素，當原子有d、f軌道時雜化較復雜，討論也較少，掌握上述方法就基本可以了。不知你對回答是否滿意

⑨ 高中化學里邊如何判斷中心原子雜化軌道類型

一般是看中心原子周圍的西格瑪鍵數目，然後採用s、p、d軌道進行雜化。