基本介紹
- 中文名：電子雜化
- 對象：共價鍵的本質
- 特點：在共用一對電
- 對應：2個p電子未成對
概念,核外電子雜化軌道與成對電子關係,雜化軌道,碳碳雙鍵中的sp2雜化,
概念
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，原子形成分子後，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什麼的來看了。第二，分子軌道中電子的分布也和原子中的電子分布一樣，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，大學會學到反鍵軌道知識等等，那時就知道為什麼要能量最低)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，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。
核外電子雜化軌道與成對電子關係
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，可以構想有1個s電子激發到p軌道去了。那么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。。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。在sp3雜化軌道中，s軌道占整個雜化軌道的 1/4 ，p軌道占整個雜化軌道的 3/4。
雜化軌道
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pz軌道未參與雜化，位於與平面垂直的方向上。
