軌道雜化理論價(jià)鍵理論在解釋分子中各原子分布情況時(shí),萊納斯·鮑林（L.Pauling）提出了軌道雜化理論.理論要點(diǎn)有·中心原子能量相近的不同軌道在外界的影響下會(huì)發(fā)生雜化,形成新的軌道,稱雜化原子軌道,簡(jiǎn)稱雜化軌道；·雜化軌道在角度分布上,比單純的原子軌道更為集中,因而重疊程度也更大,更加利于成鍵；·參加雜化的原子軌道數(shù)目與形成的雜化軌道數(shù)目相等,不同類型的雜化軌道,其空間取向不同.雜化類型雜化軌道夾角 空間取向 sp^1 180 直線型 sp^2 120 平面正三角形 sp^3 109.28 正四面體 sp^3d(dsp^3) 90 120三角雙錐 sp^3d^2(d^2sp^3) 90正八面體
注：此為雜化軌道的空間取向,不是化合物的結(jié)構(gòu),在化合物中,這些軌道可能被孤對(duì)電子填充,例如,N原子進(jìn)行sp^2雜化形成的NO2分子中,有一對(duì)孤對(duì)電子,那么NO2的空間結(jié)構(gòu)是折線形（正三角形的一個(gè)頂點(diǎn)是孤對(duì)電子,電子是“看不見”的）.價(jià)層電子對(duì)互斥理論（VSEPR theory）價(jià)層電子對(duì)互斥理論是一個(gè)用來預(yù)測(cè)單個(gè)共價(jià)分子形態(tài)的化學(xué)模型.理論通過計(jì)算中心原子的價(jià)層電子數(shù)和配位數(shù)來預(yù)測(cè)分子的幾何構(gòu)型,其理論要點(diǎn)有·共價(jià)分子中,中心原子周圍電子對(duì)排布的幾何形狀,主要決定于中心原子的價(jià)電子層中的電子對(duì)數(shù)（包括成鍵電子對(duì)和孤對(duì)電子）.這些電子的位置傾向于分離的盡可能遠(yuǎn)一些,使彼此受到的排斥力最小[15]；·電子層中電子對(duì)相互排斥作用的大小,取決于電子對(duì)間的相互角度和電子對(duì)的成鍵情況.相距角度小,排斥力大.成鍵電子對(duì)因受兩個(gè)原子吸引,電子云較為緊縮,對(duì)其相鄰電子對(duì)的斥力小于僅受一個(gè)原子核吸引的孤對(duì)電子對(duì)其相鄰電子對(duì)的斥力.即,電子對(duì)間斥力大小順序?yàn)椋汗聦?duì)電子-孤對(duì)電子>孤對(duì)電子-成鍵電子對(duì)>成鍵電子對(duì)-成鍵電子對(duì)；·分子中的雙鍵、三鍵當(dāng)作單鍵處理；推測(cè)分子構(gòu)形設(shè)中心原子為A,其余n個(gè)配位原子均用B表示,m對(duì)孤對(duì)電子用E表示,則該物質(zhì)克表示為ABnEm.令z=n+m,B和E都用Y表示,則該物質(zhì)可表示為AYz,這里的Y就表示中心原子的價(jià)電子層中的電子對(duì),z就表示中心原子的價(jià)電子層中的電子對(duì)數(shù).我們可根據(jù)如下公式推測(cè)分子構(gòu)型：n由化學(xué)式即可看出 m=1/2（中心原子價(jià)電子數(shù)-配位原子提供的電子總數(shù)±離子電荷數(shù)） z=n+m
z結(jié)構(gòu)形式 2 直線型 3平面三角形4四面體5三角雙錐6八面體注：更詳細(xì)的表參見wikipedia,VSEPR theory（擴(kuò)展閱讀）舉例：推測(cè)CO3 2- 的分子構(gòu)型n=3m=1/2(4-2*3+2)=0z=3+0=3故 CO3 2- 的分子構(gòu)型為平面三角形分子軌道理論分子軌道理論是比價(jià)鍵理論更精確的方法,其理論要點(diǎn)有·分子中的電子不屬于某個(gè)原子軌道,而屬于整個(gè)分子；·分子軌道由原子軌道線性組合而成,分子軌道數(shù)目等于組成分子軌道的原子軌道數(shù)目,其中些軌道能量降低,成為“成鍵軌道”另一些能量升高,成為“反鍵軌道”,還有一些能量不變,稱“非鍵軌道”；[15]·原子軌道在線性組合時(shí),遵守“對(duì)稱性匹配原則”、“能量相近原則”、“最大重疊原則”；[15]·電子在分子軌道中排布時(shí),遵守“能量最低原理”、“泡利不相容原理”、“洪特規(guī)則”.