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1概念

雜化,是原子形成分子過程中的理論解釋,具體有sp(如BeCl2)、sp2(如BF3)、sp3(如CH4)、sp3d(如PCl5)、sp3d2(如SF6) 雜化等等.
軌道雜化理論是指的原子軌道雜化理論.我們知道原子的核外電子是排布在不同能級的原子軌道上面的,比如S軌道P軌道等等,原子在形成分子時,為了增強成鍵能力(使成鍵之後能量最低則最穩定),同一原子中能量相近的不同類型的原子軌道重新組合,形成能量、形狀和方向與原軌道不同的新的原子軌道(這種軌道的能量都比沒有雜化以前的能量要低)。比如sp雜化、sp2雜化等等,這種原子軌道重新組合的過程稱為原子軌道的雜化,所形成的新的原子軌道稱為雜化軌道。形成雜化軌道之後再與其他的原子結合使得整個的分子能量降低,達到穩定的狀態。
價層電子互斥理論主要是用來解釋一些分子的空間結構的理論,在考慮一個分子(多原子)的空間結構的時候除了考慮它的組成原子之間的大小排列等關係外,還要考慮到中心原子的孤電子對,它對其它原子有排斥的作用,從而使得分子或是原子團具有不同的空間結構。如平面型、三角錐形等等。
至於分子軌道理論要點有以下三點:第一,原子形成分子后,電子就不再局限於個別原子的原子軌道,而是從屬於整個分子的分子軌道。所以分子軌道強調分子的整體性,換句話說在形成分子之後我們考慮它們時就不能一個原子一個原子來孤立考慮,電子也要在其形成的分子軌道中來考慮,不能再用什麼原子外層電子排布希么的來看了。第二,分子軌道中電子的分佈也和原子中的電子分佈一樣,遵循泡利不相容原理(最多一個分子軌道兩個電子)、能量最低原理(按照排布之後能量要最低,以後你讀大學會學到反鍵軌道知識等等,那時你就知道為什麼要能量最低了)和洪特規則(一個軌道的電子要自旋相反,這和軌道的自旋量子數有關,以後《結構化學》中會學到)。在分子軌道中電子可以配對,也可以不配對(分子形成之後會有自旋的單電子存在,它們是不配對的,所有會有順磁和反磁的分子)。第三,分子軌道可以近似地通過原子軌道的線性組合而得到比如s軌道和s軌道組成σ分子軌道。分子軌道的數目等於組合前各原子軌道數目之和。

2要點

雜化軌道理論的要點:
在成鍵過程中,由於原子間的相互影響,同一原子中幾個能量相近的不同類型的原子軌道(即波函數),可以進行線性組合,重新分配能量和確定空間方向,組成數目相等的新的原子軌道,這種軌道重新組合的過程稱為雜化(hybridization),雜化后形成的新軌道稱為 雜化軌道(hybrid orbital)。
雜化的類型:
等性雜化:全部由成單電子的軌道參與的雜化叫做等性雜化。
不等性雜化:有孤對電子軌道參與的雜化叫做不等性雜化。
雜化軌道的類型取決於原子所具有的價層軌道的種類和數目以及成鍵數目等。常見的有:
sp雜化:sp雜化是指由原子的一個ns和一個np軌道雜化形成兩個sp雜化軌道,每個sp雜化軌道各含有1/2s成分和1/2p成分,兩個軌道的伸展方向恰好相反,互成180度夾角,形成σ鍵。直線型。
sp2雜化:原子以一個ns和兩個np軌道雜化,形成三個能量相同sp2雜化軌道,每個雜化軌道各含1/3s成分和2/3p成分。三個雜化軌道間的夾角為120度。
sp3雜化:由一個ns和三個np軌道雜化形成四個能量等同的sp3雜化軌道。每個sp3軌道都含有1/4s成分和3/4p成分。構型為正四面體。
sp3d雜化:由一個ns、三個np軌道和一個nd軌道雜化形成五個能量等同的sp3d雜化軌道。每個sp3d軌道都含有1/5個s、3/5個p和1/5個d成分。構型為三角雙錐。
sp3d2雜化:由一個ns、三個np軌道和二個nd軌道雜化形成六個能量等同的sp3d2雜化軌道。每個sp3d2軌道都含有1/6個s、1/2個p和1/3個d成分。構型為八面體。
雜化類型的判斷方式
公式如下:(括弧內為舉例,以下均以H2S為例)
k=m+n
當k=2 sp雜化
k=3 sp2雜化
k=4 sp3雜化
k=5 sp3d雜化
k=6 sp3d2雜化
其中n值為ABn中的n,與中心原子結合的原子數(此時n是H2S中的2)(中心原子:按字面意思理解,就是分子形成是被當做中心的原子,H2S的中心原子為S)
m=(e-nd)/2
m:孤電子對數(指未成鍵電子)
e:中心原子價電子數(價電子數就是最外層電子數,S的e=6)
n:和上面的n是同一個值
d:與中心原子結合的原子最多能接收的電子數(與中心原子結合的原子指H原子,最外層差1 個電子排滿,此處d=1)
於是,H2S的k=m+n=2+(6-2*1)/2=4 故H2S是sp3雜化
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