化学教学中的分子杂化轨道学习

潘育才

中图分类号：G632 文献标识码：B 文章编号：1002-7661（2016）08-261-01

高中化学中物质结构专题三中的分子轨道杂化形式是学生比较头痛的一个问题，现在针对这几年的教学中分子轨道杂化方式阐述如下：

一、引入分子杂化轨道理论的必要性：

由于分子轨道理论如甲烷CH4中碳原子的四个共用电子对处于相同位置，但如果从分子轨道来看我们可以看出四个共价键则应该是S-S所组成的σ键以及三个P-P形成的三个σ键，但如果这样看的话四个键则有一个不同，所以分子轨道理论不能有效的解释这种情况，因此为了解释甲烷的正四面体结构。说明碳原子四个键的等价性，鲍林在1928一1931年，提出了杂化轨道的理论。该理论的根据是电子运动不仅具有粒子性，同时还有波动性。而波又是可以叠加的。所以鲍林认为，碳原子和周围口个氢原子成键时，所使用的轨道不是原来的s轨道或p轨道，而是二者经混杂、叠加而成的“杂化轨道”，这种杂化轨道在能量和方向上的分配是对称均衡的。杂化轨道理论，很好地解释了甲烷的正四面体结构。那么向学生介绍这些之后我们自然而然的引入的分子杂化轨道理论。

二、分子杂化轨道理论介绍

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重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫做杂化轨道以CH4分子的形成为例。

基态C原子的外层电子构型为2s22px12py1。在与H原子结合时，2s上的一个电子被激发到2pz轨道上，C原子以激发态2s12px12py12pz1参与化学结合。当然，电子从2s激发到2p上需要能量，但由于可多生成二个共价键，放出更多的能量而得到补偿。

在成键之前，激发态C原子的四个单电子分占的轨道2s、2px、2py、2pz会互相“混杂”，线性组合成四个新的完全等价的杂化轨道。此杂化轨道由一个s轨道和三个p轨道杂化而成，故称为sp3杂化轨道。经杂化后的轨道一头大，一头小，其方向指向正四面体的四个顶角，能量不同于原来的原子轨道形成的四个sp3杂化轨道与四个H原子的1s原子轨道重叠，形成（sp3-s）σ键，生成CH4分子。

由于杂化轨道的电子云分布更为集中，杂化轨道的成键能力比未杂化的各原子轨道的成键能力强，故形成CH4分子后体系能量降低，分子的稳定性增强。

杂化类型轨道杂化一般发生在s轨道与p轨道之间，简称为sp型杂化

1、SP3杂化：如CH4，NH3，H2O 空间四面体（等性杂化为正四面体）

2、sp2杂化：如：BCl3、平面三角形（等性杂化为平面正三角形）

3、sp杂化：如：CO2、CS2直线型

三、杂化轨道计算：

方法一，电子计算法

杂化轨道数=（中心原子最外层电子数+配位原子的价电子数）/2

其中氢原子与卤素均算1，氧硫算0

如：H2O中心原子氧最外层6，氢算1：故杂化轨道数为（6+2）/2=4 所以为SP3杂化，形成轨道为SP3杂化轨道

NH3中心原子氮最外层5，氢算1：故杂化轨道数为（5+3）/2=4所以为SP3杂化，形成轨道为SP3杂化轨道

SO2中心原子硫最外层6， 氧算0：故杂化轨道数为（6+0）/2=3所以为sp2杂化形成轨道为sp2杂化轨道

CO2中心原子碳最外层4，氧算0：故杂化轨道数为（4+0）/2=2，

方法二，中心原子计算法

杂化轨道数=中心原子孤电子对数位+中心成键原子数

如：H2O中心原子氧的孤电子对数位为2成键原子数为2所以杂化轨道数为4所以为SP3杂化，形成轨道为SP3杂化轨道

NH3中心原子氮的孤电子对数位为1，成键原子数为3，所以杂化轨道数为4所以为SP3杂化，形成轨道为SP3杂化轨道

SO2中心原子硫孤电子对数位为1，成键原子数为2，所以为sp2杂化形成轨道为sp2杂化轨道

CO2中心原子碳孤电子对数位为0，成键原子数为2，所以为sp杂化形成轨道为sp杂化轨道

四、 杂化轨道模型与分子模型的区别

1、SP3杂化：如CH4，NH3，H2O 空间四面体（等性杂化为正四面体）

2、sp2杂化：如：BCl3、平面三角形（等性杂化为平面正三角形）

3、sp杂化：如：CO2、CS2直线型

电子杂化轨道模型是固定的。

但分子模型却要考虑实际原子数如：

同样是SP3杂化CH4四个轨道结合四个氢所以形成正四面体，但是NH3只有三个氢占用三个轨道一个没有原子，所以只能形成在角锥形。而H2O只有两个氢，因此有两个轨道没有原子，所以只能形成V形。再如SO3和SO2同样是sp2但是形成的分子模形却不一样，因为轨道模型都是平面三角形，但是SO3三个轨道有三个氧所以为平面三角形，但SO2中只两个氧占用两个轨道，另一个轨道为孤电子对，所以SO2为V形。