分子杂化轨道理论

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1、分子杂化轨道理论2010-5-8化材学院化学（1）李向阳价键理论简明地阐明了共价键的形成过程和本质，成功解释了共价键的方向性和饱和性，但在解释一些分子的空间结构方面却遇到了困难。例如CH4分子的形成，按照价键理论，C原子只有两个未成对的电子，只能与两个H原子形成两个共价键，而且键角应该大约为90°。但这与实验事实不符，因为C与H可形成CH4分子，其空间构型为正四面体，∠HCH=109.5°。为了更好地解释多原子分子的实际空间构型和性质，1931年鲍林提出了杂化轨道理论（hybridorbitalt

2、heory），丰富和发展了现代价键理论。1953年，我国化学家唐敖庆等统一处理了s-p-d-f轨道杂化，提出了杂化轨道的一般方法，进一步丰富了杂化理论的内容1．杂化轨道理论的基本要点杂化轨道理论从电子具有波动性、波可以叠加的观点出发，认为一个原子和其他原子形成分子时，中心原子所用的原子轨道（即波函数）不是原来纯粹的s轨道或p轨道，而是若干不同类型、能量相近的原子轨道经叠加混杂、重新分配轨道的能量和调整空间伸展方向，组成了同等数目的能量完全相同的新的原子轨道——杂化轨道(hybridorbital)

3、，以满足化学结合的需要。这一过程称为原子轨道的杂化（hybridization）。下面以CH4分子的形成为例加以说明。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。图1.sp3杂化轨道示意图在成键之前，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

4、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（图1.6）。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。杂化轨道成键时，同样要满足原子轨道最大重叠原理。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。激发杂化↑↑sp3杂化轨道4个电子

5、能量相等↑↑↑↓2s↑↑2p基态C原子2s↑↑2p↑↑1个2s电子激发到2p轨道4个电子能量相等与4个H原子的1s电子结合↑↓↑↓↑↓↑↓sp3-s重叠成键CH4分子形成的整个杂化过程可示意如下在CH4分子中，四个sp3杂化轨道指向正四面体的四个顶点，故四个H原子的1s轨道在正四面体的四个顶点方向与四个杂化轨道重叠最大，这决定了CH4的空间构型为正四面体，四个C-H键间的夹角为109.5°（图1.7）。由以上讨论可归纳得到杂化轨道理论的基本要点为：⑴同一个原子中能量相近的原子轨道之间可以通过叠加混

6、杂，形成成键能力更强的一组新的原子轨道，即杂化轨道。⑵原子轨道杂化时，原已成对的电子可以激发到空轨道中而成单个电子，其激发所需的能量可以由成键时放出的能量得到补偿。⑶n个原子轨道杂化后只能得到n个能量相等、空间取向不同的杂化轨道。必须注意，孤立原子轨道本身不会杂化形成杂化轨道。只有当原子相互结合形成分子需要满足原子轨道的最大重叠时，才会使原子内原来的轨道发生杂化以获得更强的成键能力。2．杂化轨道的类型根据参与杂化的原子轨道的种类和数目的不同，可将杂化轨道分成以下几类。sp杂化轨道示意图⑴sp杂化能

7、量相近的一个ns轨道和一个np轨道杂化，可形成二个等价的sp杂化轨道。每个sp杂化轨道含的ns轨道和的np轨道的成份，轨道呈一头大、一头小，两sp杂化轨道之间的夹角为180°（图1.8）。分子呈直线型构型。例如气态BeCl2分子的形成。基态Be原子的外层电子构型为2s2，无未成对电子，似乎不能再形成共价键，但Be的一个2s电子可以激发进入2p轨道，取sp杂化形成二个等价的sp杂化轨道，分别与Cl的3p轨道沿键轴方向重叠，生成二个(sp-p)σ键。故BeCl2分子呈直线型。此外CO2分子、Ag(NH

8、3)2+离子以及周期表ⅡB族Zn、Cd、Hg元素的某些共价化合物，如ZnCl2、HgCl2等，其中心原子也是采取sp杂化的方式与相邻原子结合的。⑵sp2杂化图1.7CH4分子的空间结构激发杂化sp杂化轨道2个电子能量相等↑↑2s↑2p↑1个2s电子激发到2p轨道4个电子能量相等与2个Cl原子的3p电子结合↑↓↑↓sp-p重叠成键↑↓2s2p基态Be原子2p2p此外CO2分子、Ag(NH3)2+离子以及周期表ⅡB族Zn、Cd、Hg元素的某些共价化合物，如ZnCl2、HgCl2等，其中