什么是杂化轨道理论？

　　我们知道一般的共价键的形成方式，是两个原子的未成对电子以自旋相反的方式相互配对，比如说氢气，氮气这种，形成共价单键等等。我们也知道特殊的共价键，叫做＂配位键＂的形成方式，它成键的两个电子均由同一个原子所提供，比如一氧化碳。所以，大部分情况下解决问题是完全足够的。
　　但是也有难以解释的，比如甲烷CH4，它是什么情况？
　　根据原子轨道论，C的外层电子排布为1s2 2s2 2px1 2py1。按照之前所学，其外部有两个未成对电子，应该形成的是CH2，那么甲烷到底是怎么出现的？
　　所以这里首先要补充的是：在形成共价键时，单电子也可以由对电子分开而得到。就是原来C中2s轨道上的一个电子跃迁到空的2pz轨道上去了,这一过程称为激发。
　　这样就有了四个单电子，甲烷也就可以形成了。但是，电子不可能凭空跑到2pz轨道上去，我们讲得不是一个神话故事，否则前面讲的价键理论不全都乱套了。因为假如电子就是可以随便跑的，那在判断一个键形成的时候，就会有多种结果，这是不行的。
　　所以，电子可以跑，一定是有能量的，问题的关键就是能量从何而来？
　　其解释就是形成共价键的过程中是会释放能量的，所以形成四个键所释放的能量比两个键大，就是多出来的这股能量补偿了电子移动所消耗的能量。
　　到这里，问题是否已经完全解决了？
　　依旧没有，否则就没有杂化轨道论的出现了。需要注意到的的甲烷分子是一个正四面体的结构。
　　在学习完价键理论以后，实际上我们可以对分子的形状进行大致的推导。首先2s轨道形状是一个球，2px，2py，2pz这三个轨道相互垂直。这样四个轨道与氢原子所形成的化学键怎么会是一样的?毕竟一个轨道是球形，另外三个轨道则是纺锤型对称分布。同时形成的甲烷分子又怎么会是一个正四面体?
　　这就需要用到杂化轨道理论来进行解释。甲烷的碳原子在形成化学键的时候，价电子层的四条原子轨道并不维持原来的状态，而是发生杂化，得到四条同等的轨道。就是把这四条轨道混合，再均分，或者说重新组合形成了四条一样的新轨道。
　　具体而言，就是从原来的2s轨道和三条2p轨道，变成了四条sp3杂化轨道。从中我们也可以学到其命名方式，一条s和3条p杂化就叫sp3杂化。
　　杂化轨道理论的注意点如下：
　　1.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，且其形成的杂化轨道形状和能量完全相同，但在空间中分布不同，就形成了正四面体。
　　2.只有能量相近的轨道才能发生杂化。换句话说，如果轨道是处于不同的能层当中是无法发生杂化的。
　　3.实际在成键过程中，激发和杂化是同时发生的。
　　4.杂化轨道在与其他原子轨道重叠形成化学建设，同样要满足原子轨道最大重叠原理。因为只有这样形成的化学键才更加稳定。比如在甲烷分子中以正四面体的方式进行重叠，重叠度最大。
　　杂化轨道有s-p型杂化，sp2杂化，sp3杂化等等。对于s-p型杂化轨道，s轨道和p轨道各占1/2。对于sp2杂化，s占1/3，p占2/3，别的可以类推。
　　就轨道拥有的能量而言，sp杂化轨道其能量要低于p，高于s，其中s的占比越高，则轨道的能量也就越高。
　　如果是sp杂化，其空间分布呈直线型分布，互成180 。
　　同样可以推得，sp2杂化是三个轨道，呈三等分的结构，指向同一个顶点，夹角为120
　　sp3杂化就是正四面体，不再多做解释。
　　其它的还有s-p-d型杂化，更为复杂。通过杂化轨道的形状，我们可以推导获得分子的构型。