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一、价层电子对互斥模型（VSEPR models）

把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。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：

另一类是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。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形，NH₃分子呈三角锥形。

 注意：

1、理论模型：分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)，由于相互排斥作用，而趋向于尽可能彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。

2、运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的空间构型，但要注意判断其价层电子对数，对ABn型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为：

3、在确定中心原子的价层电子对数时应注意如下规定：

①作为配体原子，卤素原子和氢原子提供一个电子，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，也当作1对电子处理，双键、叁键等多重键作为1对电子看待。

 4、价电子之间的斥力：

①电子对之间的夹角越小，排斥力越大；

②由于成键电子对受两个原子核的吸引，所以电子云比较紧缩，而孤对电子只受到中心原子的吸引，电子云比较“肥大”，对邻近电子对的斥力较大，所以电子对之间的斥力大小顺序如下：孤电子对－孤电子对＞孤电子对－成键电子＞成键电子－成键电子

③由于三键、双键比单键包含的电子数多，所以其斥力大小顺序为：三键＞双键＞单键。

5、价层电子对互斥模型说明的是价层电子对形成的σ键的共用电子对和孤对电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是形成σ键电子对的空间构型，不包括孤对电子。它包括两种类型：

①当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；

②当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。如：

  二、杂化轨道理论：

杂化的概念：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，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。一般情况下，我们所考虑的杂化是指s和p轨道之间的杂化。

根据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，存在sp³、sp²、sp三种杂化，sp³ 杂化轨道表示由一个s轨道与叁个p轨道杂化形成的，sp² 杂化轨道表示由一个s轨道与两个p轨道杂化形成的，sp杂化轨道表示由一个s轨道与一个p轨道杂化形成的。

 注意：

1、对于非过渡元素，由于ns和np能级接近，往往采取sp型杂化

2、杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原则，键与键间排斥力的大小既决定于键的方向，又决定于杂化轨道间的夹角。由于键角越大化学键之间的排斥力越小。杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相等，中心原子杂化类型相同时孤对电子对越多，键角越小，无孤对电子时，键角相同。三种杂化轨道的轨道形状，sp杂化夹角为180°的直线形杂化轨道，sp² 杂化轨道为120°的平面三角形，sp³杂化轨道为109°28′的正四面体构型；

3、杂化轨道与参与杂化的原子轨道数相同，但能量不同；

4、杂化轨道应尽量占据整个空间使它们之间的排斥力最小；

5、杂化轨道的类型与分子的空间构型有关

6、杂化类型的判断：

①公式：

或：n＝中心原子的孤对电子对数＋配位原子总数

②根据n值判断杂化类型：

n＝2时，sp杂化；n＝3时，sp²杂化；n＝4时，sp³杂化；

③当电荷数为正值时，公式中取“－”，当电荷数为负值时，公式中取“＋”；当配位原子为氧原子或硫原子时，成键电子数为0。

④杂化轨道所形成的化学键一般为单键，即为σ键。

7、用短线表示共用电子对，和小黑点表示孤对电子的式子称为路易斯电子式，它既标出了成键电子对数，又标出了孤对电子对数，更有利于对物质空间结构的判断。