二氧化碳杂化轨道怎么算，乙烯原子杂化轨道怎么算出来的

碳的价电子有4个 氧族不做中心原子时看成0（4+0）/2=2 即有两个杂化轨道，故此，是SP杂化

中心原子碳与两个氧原子分别形成一个sigma键，且无孤对电子，因为这个原因需两个杂化轨道（pi键不需杂化），因为这个原因是sp杂化。需的杂化轨道数＝sigma键数+ 孤对电子数需2个杂化轨道 就是 sp需3个是 sp2需4个是sp3需5个是sp3d需6个是sp3d2

按照VSEPR理论，二氧化碳中，中心原子碳（IVA族）有4个电子，配原子氧（VIA族）计0个电子。故此，价层电子对数是(4+2*0)/2=2对，故此，是线性结构，中心原子是sp杂化。

SP2

先计算碳原子的价层电子对，针对任意一个碳原子来说。

½(4－2×1－1×2)+3=3

“2×1”表示另外有两个电子被一个碳原子接收。

“1×2”表示有一个电子被一个氢原子接收，并且有两个氢原子

其实就是常说的说，任意一个碳原子唯有三对价层电子对，并且无孤对电子。

故此，乙烯中碳原子轨道杂化形式为sp²杂化

乙烯含有两个碳原子和四个氢原子，就碳原子来说，涉及其外层的四条轨道，这当中S轨道和两条P轨道SP2杂化后形成在同一平面内的三条SP2轨道，剩下的那条P轨道垂直于此平面；而氢原子就唯有一条S轨道

sp2杂化轨道的电子云形状与sp3杂化轨道相似.但sp2 杂化轨道是3个,它们处在同一平面上,并指向正三角形的3个顶点,夹角为120°.这个的视角是由量子化学推测预计出来的. 在乙烯分子中,因为碳原子的3个sp2杂化轨道跟不一样的原子(C或H)成键.因为这个原因,键角就不完全相等,按照实验测定,乙烯分子的H—C—H键角是116°,而 2个C-C-H键角是122°. 乙烯分子中,构成π键的电子就称为π电子,π键的电子云呈块状,分布在σ键对称轴所在平面的上下,上面说的平面为π键的对称面.

杂化轨道理论（Hybrid Orbital Theory）是1931年由鲍林（Pauling L）等人在价键理论的基础上提出，它本质性仍属于现代价键理论，但是，它在成键能力、分子的空间构型等方面丰富和发展了现代价键理论。

杂化轨道理论是一种价键理论。价键理论对共价键的实质和特点做了有力的论证，但它把讨论的基础放在共用一对电子形成一个共价键上，在解释不少分子、原子的价键数目及分子空间结构时却碰见了困难。

比如C原子的价电子是2s22p2，按电子排布规律，2个s电子是已配对的，唯有2个p电子未成对，而不少含碳化合物中C都呈4价而不是2价，可以设想有1个s电子激发到p轨道去了。

那末1个s轨道和3个p轨道都拥有不成对电子，可以形成4个共价键，但s和p的成键方向和能量肯定是不一样的

杂化轨道按照配位原子和孤（对）电子总数判断，双键也算一个。

配位原子和孤（对）电子的总数决定杂化形式：2=线型，sp；3=三角（或v型）sp2；4=四面体（或三角锥）sp3；5=三角双锥（三角形）sp3d；6=8面体（或正方形）sp3d2；。

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考虑一部分实例子：H2O，氧原子连两个氢原子，2对孤对电子，4个电子轨道，sp3，肯定是四面体，不过孤对电子看不见，故此，是v型；NH3，3个氢原子，一对孤对电子，也该是四面体，还是看不见电子，三角锥；CO2，2个c=o，配位数2，直线型，sp；PCl5（气体），5配位，sp3d；甲醛（对碳），2个CH，一个C=O，还是3配位，三角形，sp2.乙炔，1个ch，一个C三键C，2配位，sp