要點
甲烷的雜化2.雜化軌道的角度函式在某個方向的值比雜化前的大得多，更有利於原子軌道間最大程度地重疊，因而雜化軌道比原來軌道的成鍵能力強（軌道是在雜化之後再成鍵）。
3.雜化軌道之間力圖在空間取最大夾角分布，使相互間的排斥能最小，故形成的鍵較穩定。不同類型的雜化軌道之間夾角不同，成鍵後所形成的分子就具有不同的空間構型。
類型簡介
理論基礎
雜化軌道sp,sp2,sp3,dsp2,sp3d,sp3d2,d2sp3,按雜化後形成的幾個雜化軌道的能量是否相同，軌道的雜化可分為等性和不等性雜化。
於1931年，鮑林提出
一個原子中的幾個原子軌道經過再分配而組成的互相等同的軌道。原子在化合成分子的過程中，根據原子的成鍵要求，在周圍原子影響下，將原有的原子軌道進一步線性組合成新的原子軌道。這種在一個原子中不同原子軌道的線性組合，稱為原子軌道的雜化。雜化後的原子軌道稱為雜化軌道。雜化時，軌道的數目不變，軌道在空間的分布方向和分布情況發生改變。組合所得的雜化軌道一般均和其他原子形成較強的σ鍵或安排孤對電子，而不會以空的雜化軌道的形式存在。在某個原子的幾個雜化軌道中，全部由成單電子的軌道參與的雜化，稱為等性雜化軌道；有孤對電子參與的雜化，稱為不等性雜化軌道。
雜化軌道具有和s，p等原子軌道相同的性質，必須滿足正交，歸一性。
價鍵理論對共價鍵的本質和特點做了有力的論證，但它把討論的基礎放在共用一對電子形成一個共價鍵上，在解釋許多分子、原子的價鍵數目及分子空間結構時卻遇到了困難。例如C原子的價電子是2s22p2，按電子排布規律，2個s電子是已配對的，只有2個p電子未成對，而許多含碳化合物中C都呈4價而不是2價，可以構想有1個s電子激發到p軌道去了。那么1個s軌道和3個p軌道都有不成對電子，可以形成4個共價鍵，但s和p的成鍵方向和能量應該是不同的。而實驗證明：CH4分子中，4個C-H共價鍵是完全等同的，鍵長為109.3pm，鍵角為109°28′。BCl3，BeCl2，PCl3等許多分子也都有類似的情況。為了解釋這些矛盾，1928年Pauling提出了雜化軌道概念，豐富和發展了的價鍵理論。他根據量子力學(QuantumMechenical)的觀點提出：在同一個原子中，能量相近的不同類型的幾個原子軌道在成鍵時，可以互相疊加重組，成為相同數目、能量相等的新軌道，這種新軌道叫雜化軌道。
C原子中1個2s電子激發到2p後，1個2s軌道和3個2p軌道重新組合成4個sp3雜化軌道[1]，它們再和4個H原子形成4個相同的C-H鍵，C位於正四面體的中心，4個H位於四個頂角。
種類
雜化軌道模型這3個sp2雜化軌道中有2個軌道分別與2個H原子形成σ單鍵，還有1個sp2軌道則與另一個C的sp2軌道形成頭對頭的σ鍵，同時位於垂直方向的pz軌道則以肩並肩的方式形成了π鍵。也就是說碳碳雙鍵是由一個σ鍵和一個π鍵組成，即雙鍵中兩個鍵是不等同的。π鍵原子軌道的重疊程度小於σ鍵，π鍵不穩定，容易斷裂，所以含有雙鍵的烯烴很容易發生加成反應，如乙烯(H2C=CH2)和氯(Cl2)反應生成氯乙烯(Cl—CH2—CH2—Cl)。
乙炔分子(C2H2)中有碳碳三鍵(HC≡CH)VSEPR(Valence-ShellElectron-PairRepulsion)(價電子層互斥模型) 通過成鍵電子對數與孤電子(LonePairElectron)對數可判斷中心原子雜化模型，成鍵電子對數：ABn中n的值；孤電子對數：（A價電子數-A成鍵電子數）/2。
價電子對總數即兩者之和，如價電子對總數為2時為sp雜化（直線形），為3時為sp2雜化（平面三角形），為4時為sp3雜化（四面體），5——sp3d（三角雙錐），6——sp3d2（八面體）。而成鍵電子對數與孤電子對數的不同使得分子的幾何構型不同。
軌道的相互疊加過程叫原子軌道的雜化。原子軌道疊加後產生的新的原子軌道叫雜化軌道。
⑴在形成分子（主要是化合物）時，同一原子中能量相近的原子軌道(一般為同一能級組的原子軌道)相互疊加（雜化）形成一組的新的原子軌道。
⑵雜化軌道比原來的軌道成鍵能力強，形成的化學鍵鍵能大，使生成的分子更穩定。由於成
鍵原子軌道雜化後，軌道角度分布圖的形狀發生了變化（形狀是一頭大，一頭小），雜化軌道在某些方向上的角度分布，比未雜化的p軌道和s軌道的角度分布大得多，它的大頭在成鍵時與原來的軌道相比能夠形成更大的重疊，因此雜化軌道比原有的原子軌道成鍵能力更強。
⑶形成的雜化軌道之間應儘可能地滿足最小排斥原理（化學鍵間排斥力越小，體系越穩定），為滿足最小排斥原理，雜化軌道之間的夾角應達到最大。
⑷分子的空間構型主要取決於分子中σ鍵形成的骨架，雜化軌道形成的鍵為σ鍵，所以，雜化軌道的類型與分子的空間構型相關。
雜化類型
(1)sp雜化
同一原子內由一個ns軌道和一個np軌道發生的雜化，稱為sp雜化。雜化後組成的軌道稱為sp雜化軌道。sp雜化可以而且只能得到兩個sp雜化軌道。實驗測知，氣態BeCl2中的鈹原子就是發生sp雜化，它是一個直線型的共價分子。Be原子位於兩個Cl原子的中間，鍵角180°，兩個Be－Cl鍵的鍵長和鍵能都相等。
(2)sp2雜化
同一原子內由一個ns軌道和二個np軌道發生的雜化，稱為sp2雜化。雜化後組成的軌道稱為sp2雜化軌道。氣態氟化硼（BF3）中的硼原子就是sp2雜化，具有平面三角形的結構。B原子位於三角形的中心，三個B－F鍵是等同的，鍵角為120°。
(3)sp3雜化
同一原子內由一個ns軌道和三個np軌道發生的雜化，稱為sp3雜化，雜化後組成的軌道稱為sp3雜化軌道。sp3雜化可以而且只能得到四個sp3雜化軌道。CH4分子中的碳原子就是發生sp3雜化，它的結構經實驗測知為正四面體結構，四個C－H鍵均等同，鍵角為109°28′。這樣的實驗結果，是電子配對法所難以解釋的，但雜化軌道理論認為，激發態C原子（2s12p3）的2s軌道與三個2p軌道可以發生sp3雜化，從而形成四個能量等同的sp3雜化軌道。
(4)sp3d雜化
等性雜化為三角雙錐結構，如PCl5
(5)sp3d2雜化
等性雜化為正八面體結構，如SF6
說明：以上只是常見的雜化軌道類型，在配位化合物中還有更多的雜化類型。
“頭碰頭”的方式重疊成σ鍵，“肩並肩”的方式重疊為π鍵
例如在乙烯(CH2=CH2)分子中有碳碳雙鍵(C=C)，碳原子的激發態中2px，2py和2s形成sp2雜化軌道，這3個軌道能量相等，位於同一平面並互成120℃夾角，另外一個pz軌道未參與雜化，位於與平面垂直的方向上。碳碳雙鍵中的sp2雜化如下所示。
乙炔分子(C2H2)中有碳碳叄鍵(HC≡CH)，激發態的C原子中2s和2px軌道形成sp雜化軌道。這兩個能量相等的sp雜化軌道在同一直線上，其中之一與H原子形成σ單鍵，另外一個sp雜化軌道形成C原子之間的σ鍵，而未參與雜化的py與pz則垂直於x軸並互相垂直，它們以肩並肩的方式與另一個C的py，pz形成π鍵。即碳碳三鍵是由一個σ鍵和兩個π鍵組成。這兩個π鍵不同於σ鍵，軌道重疊也較少並不穩定，因而容易斷開，所以含三鍵的炔烴也容易發生加成反應。
雜化軌道限於最外層電子，而在第一層的兩個電子不參與反應，而在其他層上有許多的軌道，電子會從能量低的層“躍遷”到能量高的層，而原來能量低的層是因為電子的運動方向相反，而躍遷以後電子就只向一種方向運動，所以能量會高。並且反應以後組成的能量介於原來的S軌道和P軌道能量之間。
幾種雜化軌道之後的分子空間形態
sp雜化：直線型
sp2雜化：平面三角形（等性雜化為平面正三角形）
sp3雜化：空間四面體（等性雜化為正四面體）
判斷
1、判斷中心原子的孤對電子對數
2．找出與中心原子相連的原子數（即形成的σ鍵的數量）
3．若二者相加等於2，那么中心原子採用SP雜化；若等於3，那么中心原子採用SP2雜化；若等於4，那么中心原子採用SP3雜化。
【如乙烯，碳原子為中心原子，與其連線的原子數為3，同時碳的4個價電子均成鍵（3個σ鍵加1個π鍵），故孤對電子對數為零，所以0+3=3，採取SP2雜化；如氧化氫，氧原子為中心原子，與氧原子相連的原子數為2，同時氧剩餘兩對孤對電子，所以2+2=4，採用sp3雜化。】
局限性
說白了，最初原子軌道的雜化概念完全是人造的。是為了解釋CH4--四面體這類的現象。後來分子軌道理論出現，原子軌道的雜化就自然而然的被解釋了---只不過是一種同原子的原子軌道的重新線性組合。同時，分子軌道理論也表明了這種組合（雜化）沒有實際上的意義，而且有時會引起混亂。譬如：在雜化理論中，CH4中的八個成鍵電子是在同一種sp3軌道能級上.但其實，它們是分在兩個不同的能級上的（試驗和分子軌道理論都表明了這一點）。但是由於雜化概念的方便，特別是在有機化學中被用來表示一個原子在分子中的幾何環境。時至今日，雜化軌道僅被用來描述幾何形狀或環境。
除此之外，過分地強調雜化的其他“重要性”都會對未來學習化學造成不必要的“彎路”。（不幸的是許多中學老師還在這樣做）。
