第1个回答 2012-05-27
这个一般与价电子对互斥理论结合 一般的价电子对为2 3 4 5 6 分别为SP SP2 SP3 SP3D
SP3D2
杂化轨道理论一般只考虑中心原子的杂化情况和σ/π键成键情况，但未考虑到配体的空间位置对其的影响；但在配体较多、空间结构复杂的情况下，杂化轨道的可选择的轨道较多，需要考虑各种组合方式，解释能力较弱。
价电子对互斥理论，考虑到了了中心原子于周围配位原子/孤对电子之间的形态，但是是基于σ键电子对和孤对电子之间的相互排斥作用，未考虑到π键的形态和配位原子对中心原子的影响，对存在多重键的多中心结构无法很好地解释。
分子轨道理论将轨道组合的范围，从杂化轨道中的中心原子扩展到了整个分子，考虑到了中心原子与配体的能级相互作用；但是其计算量较大，得到的冗余信息较多（比如配体的轨道实际上是不会和中心原子的全满的内层轨道组合的）；而且基于原始原子轨道能级的排布，未考虑到中心原子事先通过轨道杂化、再组成分子轨道的可能性（或者说，需要把中心原子的轨道杂化和整个分子的轨道组合共同考虑才行）。
1 杂化轨道：
在形成分子的过程中，由于原子间的相互影响，若干类型不同而能量相近的原子轨道相互混杂，
重新组合成一组能量相等，成分相同的新轨道，这一过程称为杂化。经过杂化而形成的新轨道叫做杂化轨道，杂化轨道与其他原子轨道重叠时形成σ共价键。原子在形成分子的过程中，为了使所成化学键强度更大，更有利于体系能量的降低，总趋向于将原来的原子轨道进一步线性组合，以形成新的原子轨道。
价键理论的论证
价键理论对共价键的本质和特点做了有力的论证，但它把讨论的基础放在共用一对电子形成一个共价键上，在解释许多分子、原子的价键数目及分子空间结构时却遇到了困难。例如C原子的价电子是2s22p2，按电子排布规律，2个s电子是已配对的，只有2个p电子未成对，而许多含碳化合物中C都呈4价而不是2价，可以设想有1个s电子激发到p轨道去了。那么1个s轨道和3个p轨道都有不成对电子，可以形成4个共价键，但s和p的成键方向和能量应该是不同的。而实验证明：CH4分子中，4个 C-H共价键是完全等同的，键长为114pm，键角为109°28'。BCl3，BeCl2，PCl3等许多分子也都有类似的情况。为了解释这些矛盾，1928年鲍林（Pauling）提出了杂化轨道概念[1]，丰富和发展了的价键理论。他根据量子力学的观点提出：在同一个原子中，能量相近的不同类型的几个原子轨道在成键时，可以互相叠加重组，成为相同数目、能量相等的新轨道，这种新轨道叫杂化轨道。C原子中 1个2s电子激发到2p后，1个2s轨道和3个2p轨道重新组合成4个sp3杂化轨道，它们再和4个H原子形成4个相同的C-H键，C位于正四面体中心，4个H位于四个顶角。
相关种类
杂化轨道种类很多，如三氯化硼(BCl3)分子中B有sp2杂化轨道，即由1个s轨道和2个p轨道组合成3个sp2杂化轨道，在氯化铍(BeCl2)中有sp杂化轨道，在过渡金属化合物中还有d轨道参与的sp3d和 sp3d2杂化轨道等。以上几例都是阐明了共价单键的性质，至于乙烯和乙炔分子中的双键和三键的形成，又提出了σ键和π键的概念。如把两个成键原子核间联线叫键轴，把原子轨道沿键轴方向“头碰头”的方式重叠成键，称为σ键。把原子轨道沿键轴方向“肩并肩”的方式重叠，称为π键。例如在乙烯(CH2= CH2)分子中有碳碳双键(C=C)，碳原子的激发态中2px，2py和2s形成sp2杂化轨道，这3个轨道能量相等，位于同一平面并互成120℃夹角，另外一个pz轨道未参与杂化，位于与平面垂直的方向上。碳碳双键中的sp2杂化如下所示。
这3个sp2杂化轨道中有2个轨道分别与2个H原子形成σ单键，还有1个sp2轨道则与另一个 C的sp2轨道形成头对头的σ键，同时位于垂直方向的pz轨道则以肩并肩的方式形成了π键。也就是说碳碳双键是由一个σ键和一个π键组成，即双键中两个键是不等同的。π键原子轨道的重叠程度小于σ键，π键不稳定，容易断裂，所以含有双键的烯烃很容易发生加成反应，如乙烯(H2C=CH2)和氯 (Cl2)反应生成氯乙烯(Cl—CH2—CH2—Cl)。
乙炔分子(C2H2)中有碳碳叁键 (HC≡CH)，激发态的C原子中2s和2px轨道形成sp杂化轨道。这两个能量相等的sp杂化轨道在同一直线上，其中之一与H原子形成σ单键，另外一个 sp杂化轨道形成C原子之间的σ键，而未参与杂化的py与pz则垂直于x轴并互相垂直，它们以肩并肩的方式与另一个C的py，pz形成π键。即碳碳三键是由一个σ键和两个π键组成。这两个π键不同于σ键，轨道重叠也较少并不稳定，因而容易断开，所以含三键的炔烃也容易发生加成反应。
杂化轨道限于最外层电子，而在第一层的两个电子不参与反应，而在其他层上有许多的轨道，电子会从能量低的层“跃迁”到能量高的层，而原来能量低的层是因为电子的运动方向相反，而跃迁以后电子就只向一种方向运动，所以能量会高。并且反应以后组成的能量介于原来的S轨道和P轨道能量之间。
几种杂化轨道之后的分子空间形态
sp杂化：直线型
sp2杂化：平面三角形（等性杂化为平面正三角形）
sp3杂化：空间四面体（等性杂化为正四面体）
2 价电子对互斥理论
一个分子的中心原子究竟采取哪种类型的轨道杂化，直接可以预测整个分子的空间构型。 杂化轨道理论成功地解释了部分共价分子杂化与空间构型关系，但是，仅用杂化轨道理论预测有时是难以确定的。1940年美国的Sidgwick NV等人相继提出了价层电子对互斥理论（valence shell electron pair repulsion theory），简 称VSEPR法，该法适用于主族元素间形成的ABn型分子或离子。该理论认为，一个共价分子或离子中，中心原子A周围所配置的原子B（配位原子）的几何构型，主要决定于中心原子的价电子层中各电子对间的相互排斥作用。这些电子对在中心原子周围按尽可能互相远离的位置排布，以使彼此间的排斥能最小。所谓价层电子对，指的是形成σ键的电子对和孤对电子。孤对电子的存在，增加了电子对间的排斥力，影响了分子中的键角，会改变分子构型的基本类型。根据此理论，只要知道分子或离子中的中心原子上的价层电子对数，就能比较容易而准确地判断 ABn 型共价分子或离子的空间构型。
空间构型步骤
价层电子对理论预测分子空间构型步骤为：
1.确定中心原子中价层电子对数
中心原子的价层电子数和配体所提供的共用电子数的总和除以2，即为中心原子的价层电子对数。 规定：(1)作为配体，卤素原子和H 原子提供1个电子，氧族元素的原子不提供电子；(2)作为中心原子，卤素原子按提供7个电子计算，氧族元素的原子按提供6个电子计算；(3)对于复杂离子，在计算价层电子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数；(4)计算电子对数时，若剩余1个电子，亦当作 1对电子处理。(5) 双键、叁键等多重键作为1对电子看待。
2．判断分子的空间构型
根据中心原子的价层电子对数，从表9-4中找出相应的价层电子对构型后，再根据价层电子对中的孤对电子数，确定电子对的排布方式和分子的空间构型。
实例分析:试判断PCl5 离子的空间构型。
解：P离子的正电荷数为5，中心原子P有5个价电子，Cl原子各提供1个电子，所以P原子的价层电子对数为（5+5）/2 = 5，其排布方式为三角双锥。因价层电子对中无孤对电子，所以PCl5 为三角双锥构型。
实例分析：试判断H2O分子的空间构型。
解 ：O是H2O分子的中心原子，它有 6个价电子，与O化合的2个H原子各提供1个电子，所以O原子价层电子对数为（6+2）/2 = 4，其排布方式为 四面体，因价层电子对中有2对孤对电子，所以H2O分子的空间构型为V形。
表9-5 理想的价层电子对构型和分子构型
实例分析
判断HCHO分子和HCN分子的空间构型
解分子中有1个C=O双键，看作1对成键电子，2个C-H单键为2对成键电子，C原子的价层电子对数为3，且无孤对电子，所以HCHO分子的空间构型为平面三角形。
HCN分子的结构式为H—C≡N∶，含有1个C≡N叁键，看作1对成键电子，1个 C¬H单键为1对成键电子，故C原子的价层电子对数为2，且无孤对电子，所以HCN分子的空间构型为直线。
（一）价电子互斥理论分子的立体结构决定了分子许多重要的性质，例如分子中化学键的类型、分子的极性、分子之间的作用力大小、分子在晶体里的排列方式等等。分子的立体结构通常是指其σ键的分子骨架在空间的排布。1、价层电子对互斥模型（VSEPR模型）：价层电子对互斥模型（VSEPR模型）是一种可以用来预测分子立体结构的理论模型，总的原则是中心原子价电子层电子对（包括成键电子对和未成键的孤对电子对）的互相排斥作用，使分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种构型，即分子尽可能采取对称的空间构型。2、VSEPR模型的内容：VSEPR模型把分子分为两类：（1）中心原子上的价电子都用于形成共价键，即中心原子无孤对电子的，根据键的条数或者说ABn 型分子中n的个数，判断分子构型。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下：ABn 立体结构 范例 n=2 直线型 CO2 n=3 平面三角形 CH2O n=4 正四面体型 CH4 （2）中心原子上有孤对电子（未用于形成共价键的电子对）的分子，则将孤对电子也算作键数，同上推出包括孤对电子的分子构型，然后去掉孤对电子后看分子新构型。如H2O和NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥型。ABm型分子或离子中的价电子对数（孤对电子+形成共价键的电子对）的计算方法：（1）对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算，如：PCl5 中（2）O、S作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为6；（3）离子的价电子对数计算 如：NH4+ ： ； SO42－ ：3、VSEPR模型的应用：应用VSEPR理论判断下表中分子或离子的构型。（C原子孤对电子数一般为0）（1）VSEPR模型预测分子立体结构方法：首先确定中心原子的价层电子对数，然后确定中心原子的有无孤对电子数，再结合实际例子分析。（2）VSEPR模型是模型化方法的具体体现，它把原子数相同、价电子数相同的一类化学粒子的结构加以概括，体现了等电子原理的思想，例如五原子八电子的CH4、SiH4、NH4+，它们都是正四面体构型。 （二）杂化轨道理论价层电子对互斥模型只能解释化合物分子的空间构形，却无法解释许多深层次的问题，如无法解释甲烷中四个 C－－－H的键长、键能相同及H－C －H的键角为109 ° 28′。因为按照我们已经学过的价键理论，甲烷的4个C － H单键都应该是σ键，然而，碳原子的4个价层原子轨道是3个相互垂直的2p轨道和1个球形的2s轨道，用它们跟4个氢原子的1s原子轨道重叠，不可能得到四面体构型的甲烷分子。为了解决这一矛盾，鲍林提出了杂化轨道理论。1、杂化的概念：杂化是指原子在相互结合成键过程中,原来能量接近的原子轨道要重新混合,形成新的原子轨道。这种轨道重新组合的过程叫做杂化。所形成的新的轨道叫杂化轨道。2、杂化轨道的类型：（1）sp3 杂化：一个s轨道与三个p轨道杂化后，得四个sp3杂化轨道，每个杂化轨道的s成分为1/4，p成分为3/4，它们的空间取向是四面体结构，相互的键角θ=109º28′。CH4、CCl4、NH4+、CH3Cl、NH3、H2O等等都采取sp3杂化。 （2）sp2杂化：一个s轨道与两个p轨道杂化，得三个sp2杂化轨道，每个杂化轨道的s成分为1/3，p成分为2/3，三个杂化轨道在空间分布是在同一平面上，互成120º 。以sp2杂化轨道构建结构骨架的中心原子必有一个垂直于sp2骨架的未参与杂化的p轨道，如果这个轨道跟邻近原子上的平行p轨道重叠，并填入电子，就会形成π键。BCl3、CO32–、NO3–、H2C=O、SO3、烯烃>C=C<结构中的中心原子等等都采取sp2杂化。（3）sp杂化：一个s轨道与一个p轨道杂化后，得两个sp杂化轨道，每个杂化轨道的s成分为1/2，p成分为1/2，杂化轨道之间的夹角为180度。当中心原子取sp杂化轨道形成直线形的s骨架时，中心原子上有一对垂直于分子sp骨架的未参与杂化的p轨道。例如乙炔分子形成二个π键。CO2中的碳原子、H－C≡N中的碳原子、BeCl2分子中的铍原子、炔烃中的－C≡C－的s－骨架等等都是由sp杂化轨