(讲义)第2章 第2节 基础课时7 杂化轨道理论简介-【提分教练】2023-2024学年新教材高中化学选择性必修2(人教版2019)

基础课时7　杂化轨道理论简介 1．知道杂化轨道理论的基本内容。 2．能根据杂化轨道理论确定简单分子的空间结构。 1．用杂化轨道理论解释甲烷分子的形成 在形成CH4分子时，碳原子的一个2s轨道和三个2p轨道发生混杂，形成4个能量相等的sp3杂化轨道。4个sp3杂化轨道分别与4个H原子的1s轨道重叠形成4个C—Hσ键，所以4个C—H是等同的。 2．杂化轨道的形成及其特点 3．杂化轨道类型及其空间结构 (1)sp3杂化轨道 含义：sp3杂化轨道是由1个s轨道和3个p轨道杂化形成的。 夹角：sp3杂化轨道间的夹角是109°28′，空间结构为正四面体形(如下图所示)。 (2)sp2杂化轨道 含义：sp2杂化轨道是由1个s轨道和2个p轨道杂化而成的。 夹角：sp2杂化轨道间的夹角是120°，呈平面三角形(如下图所示)。 (3)sp杂化轨道 含义：sp杂化轨道是由1个s轨道和1个p轨道杂化而成的。 夹角：sp杂化轨道间的夹角是180°，呈直线形(如下图所示)。 微点拨：sp、sp2两种杂化形式中还有未参与杂化的p轨道，垂直于杂化轨道可用于形成π键，而杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。 (4)VSEPR模型与中心原子的杂化轨道类型 杂化轨道类型 VSEPR模型 典型分子 空间结构 sp CO2 直线形 sp2 SO2 V形 sp3 H2O V形 sp2 SO3 平面三角形 sp3 NH3 三角锥形 sp3 CH4 正四面体形 微点拨：杂化轨道只用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对。因此，杂化轨道数＝σ键数＋孤电子对数＝中心原子价层电子对数。故要具体分析ABn型分子中中心原子杂化类型，中心原子价层电子对数是重要依据。 　(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)杂化轨道与参与杂化的原子轨道的数目相同，但能量不同。 (√) (2)杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同。 (√) (3)凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其空间结构都是正四面体形。 (×) (4)凡AB3型的共价化合物，其中心原子A均采用sp3杂化轨道成键。 (×) 　下列关于杂化轨道的叙述不正确的是(　　) A．分子的中心原子通过sp3杂化轨道成键时，该分子不一定为正四面体形 B．杂化轨道可用于形成σ键、π键或用于容纳未参与成键的孤电子对 C．杂化前后原子轨道数目不变，但轨道的形状发生了变化 D．sp3、sp2、sp杂化轨道间的夹角分别为109°28′、120°、180° B　[分子的中心原子通过sp3杂化轨道成键时，该分子不一定为正四面体形，可能是三角锥形或V形，如NH3是三角锥形、H2O是V形，故A正确；杂化轨道用来形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对，不能用于形成π键，未参与杂化的轨道可用来形成π键，故B错误；杂化前后原子轨道数目不变，但杂化后轨道形状发生变化，故C正确；sp3、sp2、sp杂化轨道间的夹角分别为109°28′、120°、180°，故D正确。] 杂化轨道理论要点及中心原子的杂化轨道类型的判断 用价层电子对互斥模型只能解释分子的空间结构，却无法解释许多深层次的问题，如无法解释甲烷分子中四个C—H的键长、键能相同及H—C—H的键角为109°28′。按照我们已经学过的价键理论，甲烷分子的4个C—H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，不可能得到正四面体形的甲烷分子。为了解决这一矛盾，鲍林提出了杂化轨道理论。 [问题1]　写出碳原子的价电子排布式，这些价电子的能量是否相同或相近？有几个成单电子？ 提示：2s22p2，这些价电子的能量不完全相同，2s电子与2p电子的能量不同，但相近，有2个成单电子。 [问题2]　碳原子的2s轨道电子能进入2p轨道吗？ 提示：能。2s轨道的电子激发后可以进入2p轨道。 1．杂化轨道理论要点 (1)只有能量相近的原子轨道才能杂化。 (2)杂化轨道数目和参与杂化的原子轨道数目相等，杂化轨道能量相同。 (3)杂化改变原有轨道的形状和伸展方向，使原子形成的共价键更牢固。 (4)杂化轨道为使相互间的排斥力最小，故在空间取最大夹角分布，不同的杂化轨道伸展方向不同。 (5)杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对。 (6)未参与杂化的p轨道可用于形成π键。 2．中心原子杂化轨道类型的判断 (1)利用价层电子对互斥模型、杂化轨道理论判断分子构型的思路： 价层电子对杂化轨道数杂化类型杂化轨道构型。 (2)根据杂化轨道之间的夹角判断：若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则中心原子发生s