互斥理论杂化轨道理论.ppt
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价层电子对互斥理论（VSEPR） 现代化学的重要基础之一是分子的立体结构单写出路易斯结构式是不能得知分子的立体结构的现代实验手段可以测定一个具体的分子或离子的立体结构例如，我们可以根据分子或离子的振动光谱（红外光谱或拉曼光谱）来确定分子或离子的振动模式，进而确定分子的立体结构：也可以通过X—衍射、电子衍射、中子衍射等技术测定结构例如，实验测出，SO3分子是呈平面结构的，O—S—O的夹角等于120º，而 SO32－离子却是呈三角锥体，硫是锥顶，三个氧原子是三个锥角，象一架撑开的照相用的三角架 又例如SO2的三个原子不在一条直线上，而CO2却是直线分子等等早在1940年，Sidgwick和Powell就在总结测定结果的基础上提出了一种简单的理论，用以预测简单分子或离子的立体结构这种理论后经Giliespie和Nyholm在50年代加以发展，并称之为VSEPR（Valence Shell Electron Pair Repulsion），即价层电子对互斥理论对于我们经常遇到的分子或离子，用这一理论来预言其结构，是简单有效的作为一种不需要任何计算的简单模型，它应当说是很有价值的也正是由于其简单性，有时会出现例外。
当球面上有若干个点电荷，它们在球面上分布必须相互保持最大距离使的排斥能最小，常见的情况有：当有两个点电荷时，它们分布在球直径两个端点上：空间分布为直线型1、球面点电荷模型 (价层电子对互斥理论的基础) 价层电子对数目：价层电子对数目：2 2，，3 3，，4 4当球面有三个点电荷时，它们在空间的分布为平面正三角形： 当球面有四个点电荷时，它们在空间的分布为正四面体 电子对数目：电子对数目：5 5，，6 6 当球面有五个点电荷时，它们在空间的分布为三角双锥 当球面有六个点电荷时，它们在空间的分布为正八面体 1°中心原子价层电子的总数和对数（1） 中心原子价层电子总数等于中心 原子A的价电子数加上配体 B 在成键过程中提供的电子数 如 CCl 4 4 + 1 4 = 8 VSEPR模型要点（２) 规定，氧族元素做中心时: 价电子数为 6, 如H2O， H2S；做配体时:提供电子数为 0（零）, 如在 CO2中；（３)处理离子体系时, 要加减离子价数（４)总数除以 2 ，得电子对数：总数为奇数时，对数进 1，例如：ＮＯ２总数为 5，对数为 2.5 ，算做3对。
Ø A与X之间通过双键或叁键结合，可视为一电子对如(CN)2分子 Ø 价层电子对相互排斥作用大小决定于电子对之间的夹角和电子对的成键情况，电子对间夹角越小排斥力越大 Ø 电子对间的斥力顺序： LP-LP > LP-BP > BP-BP； 叁键 > 双键 > 单键２．电子对和电子对空间构型的关系３．分子的几何构型与电子对构型的关系电子对数 配体数 孤电子对数 电子对构型 分子构型( m ) ( n ) ( m － n )3 2 1三角形 “ V ” 字形 ABB••••A••••4 3 1正四面体 三角锥 AB BB••A••••••••4 2 2正四面体 “ V ” 字形 A••••••••ABB•• ••例： 价电子数 价电子对数PH4+CCl4NO2ICl2-OF2AsO43-444354O = 6+2=8As = 5+3 = 8P = 5 + 4 - 1=8C = 4+4=8N = 5+2×0=5I = 7+2+1=10(4) 配位原子按相应的几何构型排布在中心原子周围，每1对电子连结1个配位原子，剩下未结合的电子便是孤对电子。
孤对电子的位置会影响分子的空间构型H2O ： V形SF2 ： V形 ClF3 ： T形分子结构SF4 ： 变形四面体XeF4 ：平面正方形，上下各一对孤对电子IF5 ： 四方锥I 3- ： 直线形 XeF2 ：直线型原则: 孤对-孤对的排斥力 >孤对-成键电子对的排斥力 > 成键 - 成键电子对的排斥力 在包括有多重键的分子中,多重键作单键处理, 多重键对成键电子对的排斥力大小次序为：叁键 > 双键 > 单键 ® 中心原子相同时,配体电负性变大,键角变小由于对成键电子对吸引力较大，使共用电子对 离中心原子较远,占据空间角度较小)NF3小于 NH3 SCl2 大于 SF2 配位原子相同时,随中心原子电负性变小,键角减小 NH3 > PH3 OH2 > SH2 孤对电子的位置与斥力大小l（１）角度小，电子对距离近，斥力大；l（２）角度相同时：孤对——孤对的斥力>孤对 －成键的斥力>成键电对－成键电对的斥力要避 免的是斥力大的情况在90°的方向上l如ＳＦ４，5对电子，４个配体，１对孤对电子 ，有２种位置选择，如何分布？。
如ＣlＦ３，５对电子，三对配体，２对孤对电子，有 三种可能的结构，如何？l 90 °的分布 : 甲 乙 丙孤对－孤对 0 0 1孤对－成键 6 4 3成键－成键 0 2 2故乙种稳定，称 “T”字型IF5 XeF4分析XeF2和I 3-的空间构型缺陷：价层电子对互斥理论，可 以用来判断分子和离子的几何构型 但是这一理论说明不了分子和离子的 几何构型的形成原因§5-2-3 杂化轨道理论（价键理论（二）） CH4 形成的过程：电子激发2p 2s2p 2sAlCl 3 键角 120°， NH4+ 键角 109°28 ′在成键过程中，轨道之间的夹角是怎样形成的 ？4个化学键完全相同？，也不应指向正四面体的四个顶点？ CH4 是正四面体结构 ？ 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，形成一组新的原 子轨道这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨 道叫做杂化轨道形成 CH4 分子时，中心碳原子的 2s 和 2px 、2py、2pz 等四条原子轨道发生杂化，形成一组 （四条）新的杂化轨道，即 4 条sp3 杂化轨道， 这些 sp3 杂化轨道不同于 s 轨道，也不同于 p 轨道。
杂化轨道有自己的波函数、能量、形状和 空间取向一．理论要点 １．杂化概念２．杂化轨道的数目,形状, 成分和能量杂化过程中形成的杂化轨道的数目，等于参加杂化的轨道的数目CH4 中参加杂化的有 2s 、2px、2py、2pz 共 4 条原子轨道，形成的杂化轨道也是 4 条，4 条完全相同的 sp3 杂化轨道参与杂化的轨道的类型、数目不一样，得到的杂化的轨道所含的成分、形状和能量也不同说明：a.杂化轨道数目＝参与杂化的 原子轨道数目b.轨道能量相近（２s和２p） ，可以杂化；能量相差较大（ １s和2p），不能杂化c.杂化轨道有方向：为使杂化 轨道间斥力最小，各杂化轨道 采取空间对称的方式尽可能远 离成键+ = +s 轨道 p 轨道 sp 杂化轨道 p 的成份大时，轨道分布向某方向集中，s 无 方向性故 sp2 比 sp 集中，在成键时重叠程度较 大，键较强，体系能量低，这就是杂化过程的能 量因素。
ps sp3 sp2 sp E ３．杂化轨道的种类 a ) 按参加杂化的轨道分类s － p 型 sp 杂化、sp2 杂化和 sp3 杂化 ； s － p － d 型 sp3 d 杂化、 sp3 d2 杂化等 不等性杂化：如 O 的 sp3 杂化4 条 sp3 杂化轨道能量不相等b ) 按杂化轨道能量是否一致分类等性杂化： 如 C 的 sp3 杂化4 条 sp3 杂化轨道能量一致判断是否等性杂化，要看各条杂化轨道的能量是否 相等，不看未参加杂化的轨道的能量sp2 杂化 3 条杂化轨道指向正三角形的 三个顶点 交角 120°又如 C 的 sp2 杂化 形成 3 个能量相等的 sp2 杂化轨道，属于 ４．杂化轨道在空间的几何分布（重点） sp 杂化 两条杂化轨道呈 直线形分布 互成 180°角等性杂化 sp2杂化轨道1个s轨道和2个p轨道杂化，杂化后得到平面三角形分布的3个轨道.sp2杂化轨道 sp2杂化(H2C=CH2)以sp2杂化轨道构建-轨道的中心原 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，就会形成键。
如，乙烯H2C=CH2sp3 杂化 4 条杂化轨道 正四面体 交角 109°28′二．用杂化轨道理论解释构型 1°sp 杂化BeCl2 分子直线形，用杂化轨道理论分析其成键情 况，说明直线形构型的原因Be sp 杂化2s 2 2p0 sp3d 杂化 5 条 三角双锥三种交角 90°120°和 180°sp3d2 杂化 6条 正八面体两种交角 90°和 180°乙炔分子直线形 两点结论 ： 1 ) 分子构型由 σ 键确定；2 ) π 键在σ 键基础上形成C 中未杂化的 py 与另 一 C 中未杂化的 py 成 π 键 ，沿纸面方向；而 pz 与 pz 沿与纸面垂直方向成π键 Cpy pz sp 杂化， sp－1s ， sp － p 均为 σ 键 分子为直线形 二氧化碳分子 直线形 O C OC 与 O之间 sp－2 px 成σ键 ，决定了 O－C－O 为直线形。
C sp 杂化py pz C 中未杂化的 py 与左边 O 的py 沿纸面方向成π键； C 中未杂 化的 pz 与右边 O 的 pz 沿垂直于 纸面的方向成 π 键故 CO2 分子 中有双键如右图所示2 ° sp2 杂化BF3 平面三角形构型B sp2杂化在F原子与硼原子之间形成了3个等价的σ键： 乙烯 HCH 键角为 120 °C sp2 杂化 C － C sp2－ sp2 ，C－H sp2－s ， 均为 键 HCH 键角为 120°，未杂化的 p 轨道之 间成 π 键，故。
