医用基础化学.docx

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医用基础化学

化学、物理、数学的学习关键是课本上的例子，例题全弄明白基本上挂不了科，要想考高分呢~就要将课本上的知识点记牢，而且会将其运用，本书特整理课本资料，总结习题，助大一新生更上一层楼。

大学里的考试与高中不同，高中是理论简单但是题是深化的，这里理论可能大家学习起来很吃力，不过题是很简单，理论多琢磨一下题就会做，要想考高分还是大学里的基础最关键。

后另附试题，仅供参考。

本书以详细的课本重点基础知识为基本出发点，另附课外答案，拟制的模拟习题，帮助同学们提高，一切以书为本。

由于字数众多，字符繁杂总会有考虑不当之处，还请指出，我们会尽力改正。

基础化学

考试章节：

第二章溶液

第三章酸碱解离平衡和缓冲溶液（第四节比较重要）

第四章难容强电解质的沉淀溶解平衡

第五章胶体分散系

第八章氧化还原反应和电极电势

第九章原子结构和元素周期律

第十章共价键和分子间力

第十一章配位化合物

第十二章滴定分析

第十三章紫外—可见分光光度法

第一章绪论

知识点：

SI制基本单位：

米、千克、秒、开尔文（k）、坎德拉（cd）、摩尔、安

第二章溶液

第一节：

1、物质的量—表示物质数量的基本物理量，基本单位摩尔，符号：

mol。

2、0.012kg12C的原子数目是阿伏伽德罗常数，L=6.02×1023mol-1

3、摩尔质量：

B的质量除以B的物质的量即：

MB＝mB/nB

3、物质的量浓度：

物质B的物质的量nB除以混合物的体积V，即：

cB=nB/V

4、摩尔分数又称为物质的量分数：

定义为B的物质的量与混合物的物质的量之比，即：

xB=nB/（nA+nB）——B的摩尔分数（若溶液只有A与B）

5、质量摩尔浓度：

B的物质的量nB除以溶剂的质量mA（Kg），即：

bB=nB/mA

6、质量分数：

B的质量mB除以溶液的质量m，即：

ωB=mB/m

7、物质B的质量浓度ρB与B的浓度cB之间的关系：

ρB=cB/cB·MB

第二节：

1、溶液的性质分为两类，一是决定于溶质的本性，二是与溶质无关，主要取决于溶质微粒数的多少。

二者统称为稀溶液的依数性。

2、由液相变为气相为蒸发，气相变为液相为凝结。

3、蒸汽所具有的压强称为该温度下的饱和蒸汽压，简称蒸汽压：

1）蒸汽压的大小与液体本性有关，与温度有关。

（详细见课本P12表）

2）稀溶液蒸汽压比纯溶液蒸汽压低原因：

纯溶液表面部分被溶质分子占据单位之间内溶剂分子蒸发量少其蒸汽压必然低于稀溶液蒸汽压，这种现象称为：

蒸汽压下降。

3）部分公式：

A、p=poxA（一定温度下，难挥发性非电解质稀溶液的蒸汽压等于纯溶剂蒸汽压乘以溶液中溶剂的摩尔分数）

推导一下：

xA+xB=1p=po（1－xB）po－p=poxB

Δp=poxB

一定温度下，难挥发性非电解质稀溶液的蒸汽压下降与溶液中溶质的摩尔分数成正比，而与溶质的本性无关

B、若稀溶液中，溶质的物质的量nB远远小于溶剂的物质的量nA

xB=nB/（nA+nB）≈nB/nA=nB/（mA/MA）

Δp=po•nB/（mA/MA）=poMA•nB/mA

式中mA与MA分别为溶剂的质量和摩尔质量。

设溶液的质量摩尔浓度为bB（bB=nB/mA）则：

Δp=poMAbB=KbB

一定温度下po•MA为定值用K表示

4、溶液沸点升高是由于蒸汽压下降引起的。

ΔTb=K＇KbB=Kb•bB

5、凝固点是固、液两相蒸汽压相等时的温度。

纯水的凝固点（273.15K）又称冰点。

ΔTf=Kf•bB=Kf•（mB/MB）/mA

MB=Kf•mB/（ΔTf•mA）

6、溶剂分子通过半透膜进入到溶液中的过程，称为渗透作用，简称渗透。

必须具备两个条件，一是：

有半透膜存在，二是：

膜两侧单位体积内溶剂分子数不相等。

为了使渗透现象不发生，必须在溶液液面上施加一额外的压力：

渗透压。

用Π表示，单位Pa或KPa。

Π=cB•R•T

T=273.15+t℃R=8.314J•mol-1•K-1cB为物质的量浓度

因非电解质稀溶液物质的量浓度与质量摩尔浓度近似相等cB≈bB因此：

Π≈bB•R•TMB=（mB•R•T）/（Π•V）

7、渗透活性物质的物质的量除以溶液的体积称为溶液的渗透浓度用cos表示，单位mol•l-1

8、等渗溶液：

生理盐水9.0g•L-1NaCL和12.5•L-1的NaHCO3

另外50.0g•L-1的葡萄糖溶液和18.7g•L-1的乳酸钠溶液也是等渗溶液。

第三章酸碱解离平衡

知识点：

1）物质B的活度aB与浓度cB的关系

aB=γB·cB/cθ

γB称为溶质B的活度因子，cθ为标准态浓度，cB/cθ定义为物质B的相对浓度，用cr表示。

aB=γB·cr

当离子浓度很小，且离子所带的电荷数也比较少时，aB≈cr，γB≈1

2）盐效应：

由于弱电解质溶液中加入了不含有此弱电解质相同离子的强电解质，而使弱电解质的解离度增大的现象

掌握内容：

1、弱电解质的解离平衡，平衡常数，同离子效应

解离度a指已解离的电解质分子数与原有的电解质分子总数之比，表达式为a=已解离的分子数/原有分子总数

强电解质理论上应为100%，但实际上通过凝固点降低法测得强电解质的解离度并不是100%

弱电解质的解离平衡常数Kθ表示：

Kθ=[H3O+][A-]/[HA][H2O]

令[H2O]Kθ=Kθa——称为酸标准解离平衡常数

Kθa=[H3O+][A-]/[HA]

Kθb为碱标准解离平衡常数

Kθb=[OH-][HA]/[A-]

当Kθa很小时，1－a≈1则由a=开根号Kθa/cr

同离子效应：

向弱电解质溶液中，加入与弱电解质含有相同离子的强电解质时，使弱电解质的解离度降低的现象称为同离子效应。

2、酸碱质子理论

凡能给出质子（H+）的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱

HB与B-是共轭酸，在某个共轭酸碱对中是酸，在另一个共轭酸碱对中是碱的物质称为两性物质。

酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间质子传递反应

3、一元弱酸、弱碱溶液PH的计算（例题要会做）

设HA起始相对浓度为cr当Kθa·cr≥20Kθw

[H3O+]=（-Kθa+开根号（Kθa）2+4Kθacr）/2

当Kθa·cr≥20Kθw；cr/Kθa≥500时

[H3O+]=开根号Kθa·cr

碱的计算同酸

4、缓冲溶液的基本概念及缓冲机制，缓冲容量及影响因素，缓冲范围的概念

1）缓冲溶液的pH主要取决于缓冲系数中弱酸的pKθa，其次是缓冲比。

若缓冲比为1时，pH=pKθa。

2）弱酸的解离平衡常数与pKθa与温度有关。

3）在一定范围内向缓冲溶液加水时，由于共轭酸碱对的浓度收到同等程度地稀释，其缓冲比不变，则pH不变。

缓冲容量：

缓冲溶液pH改变1个单位所需加入一元强酸或一元强碱的物质的量

5、缓冲溶液PH的计算

Kθa=[H3O+]·[B-]/[HB]

pH=pKθa+Lg[B-]/[HB]=pKθa+Lg[共轭碱]/[共轭酸]

熟悉内容：

1、多元酸碱PH的计算两性物质PH的计算

多元酸碱：

当Kθa2·cr≥20KθwKθa1/Kθa2＞100时[H3O+]≈[HA-]

当cr/Kθa1≥500时[H3O+]=开根号Kθa·cr（H2A）

两性物质：

Kθa=[H3O+]·[B2-]/[HB-]

Kθb=[OH-]·[H2O]/[HB-]

（Kθa）‘=Kθw/Kθb

Kθw=[H3O+]·[OH-]

[H3O+]=开根号（Kθa）‘·Kθa或pH=[p（Kθa）‘+pKθa]/2

只有当Kθa·cr＞20Kθw和cr＞20（Kθa）‘时才能用

2、缓冲溶液的一般酸制方法

1）选择合适的缓冲系

2）缓冲溶液的总浓度要适当

3）pH=pKθa+LgVB-/VHB

4）用pH酸度计对计算结果进行校正

了解内容：

1、强电解质溶液理论活度和活度因子

2、盐效应

3、血液中的缓冲条

第四章难溶电解质的沉淀溶解平衡

掌握内容:

1、溶度积规则

Kspθ为标准溶度积常熟简称溶度积：

AaBb（s）≈aAn++bBm-

Kspθ=[An+]a•[Bm-]b

任一条件下离子浓度幂次方的乘积称为沉淀的离子积：

IP

当IP＝Kspθ时，溶液中的沉淀与溶解达到动态平衡，既无沉淀析出又无沉淀溶解

IP＜Kspθ时，溶液是不饱和的，若加入难溶电解质，则会继续溶解

IP＞Kspθ时，溶液为过饱和，会有沉淀析出

2、溶度积常熟与溶解度关系

溶度积Kspθ越大，说明难溶电解质的溶解能力越强。

溶解度S是指难溶电解质的饱和溶液的浓度（在计算过程中，本书以其相对浓度表示）。

溶度积和溶解度都可以反映难溶电解质溶解能力的大小，在一定条件下可以相互装换：

AaBb（s）≈aAn++bBm-

aSbS

Kspθ=[An+]a•[Bm-]b=（aS）a（bS）b

S=（a+b）开根号Kspθ/aabb

熟悉内容：

1、沉淀溶解度的影响因素

溶度积属于平衡常数，只于难容强电解质的本性和温度有关，而溶解度除了与这些因素有关之外，还与溶液中其他离子的存在有关。

2、沉淀的生成与溶解、分步沉淀

当IP＞Kspθ时会有沉淀生成，当溶液中物质的离子浓度小于10-5mol•L-1时，认为沉淀完全。

1）金属氢氧化物沉淀的溶解

Mg（OH）2（s）≈Mg2++2OH-→+2H+≈2H2O

2）碳酸盐沉淀的溶解

CaCO3≈Ca2++CO32-→+H+≈HCO3-≈CO2+H2O

3）金属硫化物沉淀的溶解

ZnS（s）≈Zn2++S2-→+H+≈HS-≈H2S

4）卤化银沉淀的溶解

AgCL（s）≈Ag++Cl-→+2NHO3≈[Ag（NH3）2]+

溶液中有两种以上的离子可与同一试剂反应产生沉淀，首先析出的是离子积最先达到溶度积的化合物。

这种按先后顺序沉淀的现象称为分步沉淀。

了解：

1、沉淀的转化

将一种难容化合物转化为另一种难容化合物，这种过程为沉淀的转化。

2、生物矿化现象

骨骼的组成主要是羟基磷灰石结晶，占骨骼重量40%以上，其次是碳酸盐、柠檬酸盐等。

适当使用含氟牙膏可降低龋齿病。

硫酸钡用于钡餐，诊断肠胃疾病。

第五章胶体分散系

知识点：

物质在任何两相的界面上发生的物理化学现象统称为界面现象。

形成一定形状的胶束时，所需表面活性剂的最低浓度，称为临界胶束浓度。

溶胶中温度越高、粒子越小，扩散速率就越快。

胶粒受重力作用而下沉并与分散介质分离的过程称为沉降。

溶胶的稳定性：

动力稳定性、胶粒带电的稳定性、溶剂化的稳定作用

使一定量溶胶在一定时间内完全聚沉所需电解质的最低浓度为临界聚沉浓度。

一价，正电反离子聚沉能力大小：

H+＞Cs+＞Rb+＞NH4+＞K+＞Na+＞Li+

一价，负电反离子聚沉能力大小：

F-＞IO3-＞H2PO4-＞BrO3-＞Cl-＞ClO3-＞Br-＞I-＞CNS-

在一定条件下，如温度下降或溶解度减小时，不少高分子溶液的黏度会逐渐变大，最后失去流动性，形成具有网状结构的半固态物质，这个过程为胶凝。

掌握：

1、分散系的概念、性质

一种物质或几种物质分散在另一种物质中形成的体系为分散系。

其中被分散的物质为分散相，容纳分散相的连续介质称为分散介质。

真溶液：

分散相粒子直径＜1nm（均相）

胶体：

分散相粒子直径1-100nm（溶胶-多相与高分子溶液-均相）

粗分散系：

分散相粒子直径＞100nm（多相）

2、表面能、比表面能与表面积的关系及降低表面能的途径

比表面能：

Ao=A/V——总表面积/总体积

表面能：

E=σ·A——σ为增加单位表面积时体系表面能的能量单位J·m-2，A为增加的表面积；σ又称为表面张力N·m-1

3、溶胶的光学和电学性质

在外电场下，分散相粒子在分散介质中坐定向移动的现象为电泳

分为负溶胶与正溶胶。

在外加电场作用下，胶粒固定不动而液体介质通过多孔性物质定向移动的现象称为电渗。

4、高分子电解质（蛋白质）溶液的等电点稳定性

高分子化合物指相对分子质量在1万以上，有天然与人工合成之分。

高分子长链易卷曲可伸展的性质称为高分子结构的柔性。

高分子化合物在溶解前必先经过一个溶胀过程。

当pH调至某一数值时，可使高分子蛋白质链上的—NH3+和—COO-数目相等，这时蛋白质处于等电状态，该pH值称为蛋白质的等电点

熟悉：

1、胶体在分散系中的位置

2、固体表面和液体表面上的吸附

3、表面活性剂的结构和性质

溶入少量就能显著降低水的表面张力的物质统称为表面活性物质（表面活性剂）。

表面活性剂是既亲油又亲水的两亲分子。

4、高分子化合物的结构和性质

了解：

1、乳状液；乳化剂，乳化作用

乳状液分为水包油型乳状液和油包水型乳状液。

2、溶胶的动力学性质，膜平衡

第八章氧化还原反应和电极电势

掌握内容：

1、氧化值

化合物中各元素与其他原子结合的能力：

氧化值（氧化数）

1）单质的氧化值为零

2）电中性的化合物中所有元素的氧化值的代数和等于零；多原子离子中所有元素的氧化值的代数和等于该离子所带的电荷数

3）在简单离子化合物中，元素的氧化值等于相应离子的电荷数

4）H在化合物中的氧化值一般是+1，但在金属氰化物中的氧化值为

－1

5）O在化合物中的氧化值一般是－2，在过氧化物中氧化值为－1

6）卤素在卤化物中的氧化值为－1；碱金属的氧化值为+1，碱土金属的氧化值是＋2

氧化值与化合价不是一个等同的概念，在离子化合物中常相同但是共价化合物中不同。

元素氧化值升高的过程为氧化，降低的过程为还原；氧化值降低的物质为氧化剂，升高的物质为还原剂

2、氧化还原电对

在氧化还原反应中，氧化剂与其相应的还原产物及还原剂与其相应的氧化产物构成了氧化还原电对。

在其中，氧化值较高的物质叫做氧化型物质用Ox表示；氧化值较低的物质叫做还原型物质用Red表示。

Ox+ne-≈氧化还原≈Red

3、原电池的书写

1）一般将负极写在最左边，正极写在最右边，并用“+”和“－”标明，两个半电池用盐桥链接，盐桥用“‖”表示。

2）用“|”表示电机电对的两种组成物质间有界面；同一相中的不同物质用“，”表示

3）用化学式表示电池中各物质的组成，并要注明物质的状态。

如果是溶液，要注明其浓度，气体要注明分压（Kpa）。

如不注明一般是1mol•L-1或一个标准大气压

4）如果电极中没有电极导体（通常是金属），须外加一个惰性电极导体。

例子：

（－）Zn（s）|Zn2+（c1）||H+（c2）|H2（pθ）,Pt（+）

流出电子的电极称为负极，接受电子的电极称为正极

4、标准电极电势

原电池能产生电流，说明两个电极之间存在一定的电势差，即构成原电池的两个电极具有不同的电极电势。

金属电极电势的大小主要取决于金属的性质，并受温度、压力和溶液中离子浓度影响，浓度越高，电势越高。

原电池中的电流是由于两个电极的电极电势不同而产生的。

电极电势之差为电动势：

E=ψ＋－ψ－

标准氢电极与其他各种标准状态下的电极组成原电池，标准氢电极规定作为负极，用实验方法测得这个原电池的电动势数值，就是该电极的标准电动势。

用ψθ（Ox/Red）表示：

温度为298K，组成电极有关的离子浓度为1mol•L-1，有关气体的压力为100KPa时，液体和固体都是纯净物，该物质为标准态

1）标准电极电势ψθ是在水溶液中测定的，因此不能用于非标准态、非水溶液体系或高温下的固相反应。

2）标准电极电势表中的电极电势是采用IUPAC规定的还原电势，即在测定其他电极的电极电势时，标准氢电极都是作为负极，待测电极作为正极

3）标准电极电势值与电极反应的书写无关，不论电极进行氧化或还原反应，电极电势符号不改变。

4）标准电极电势值时强度性质，即不论半电池反应式的系数乘以或除以任何实数，ψθ的值不变，即它不具有加和性

5）电极电势随温度变化不大，所以室温下可借用298K来计算

半反应

电极电势中正极或负极的反应

熟悉内容：

1、标准氢电极

（－）Pt|H2（100kPa）|H＋（a=1）||待测电极（+）

E=ψ待测－ψSHE=ψ待测

2、电极电势的应用

电对的标准电极电势值越高，其氧化剂的氧化性越强，还原剂的还原性越强。

电池所做的最大有用功即为电功：

（在标准状态下进行的）

ΔrGmθ=－nFEθ

ΔrGmθ＜0，E＞0，ψ+＞ψ－氧化还原反应自发正向进行

ΔrGmθ＞0，E＜0，ψ+＜ψ－氧化还原反应自发逆向进行

ΔrGmθ＝0，E=0，ψ+＝ψ－氧化还原反应达到平衡状态

氧化还原反应的标准平衡常数可以通过氧化还原电对的标准电极电势计算：

ΔrGmθ＝－RTlnKθ

LgKθ=nEθ/0.05916

3、参比电极和指示电极

当一个电极的电极电势与溶液中某种离子的浓度之间符合Nernst方程式时，这个电极可以做这种离子的指示电极，氢电极就是溶液中H+的指示电极。

参比电极是一个电极电势已知而且恒定、不受试液组成变化影响的电极，是测定原滇池电动势和计算指示电极的电极电势的基准。

测定pH常用饱和甘汞电极作为参比电极。

4、测pH

pHx=pHs+（Ex－Es）/0.05916

pHs为已知数，Ex和Es为先后两次测出的电动势

了解：

电极类型，电极电势的产生

第九章原子结构和元素周期律

掌握内容：

小知识点：

氢原子符合量子条件的核外原子轨道的能量为：

En=－2.18×10－18J×Z2/n2=－13.6eV×Z2/n2

式中Z为核电荷数；n取正整数，称为量子数。

原子中的个电子尽可能处于离核最近的轨道上，这时的能量最低，即电子处于基态，当电子被激发到较高能量的轨道时，处于激发态。

原子轨道之间的能量变化是不连续的，当电子从能量为E2的能级跃迁到另一个能量为E1的能级时，将发出或吸收一定频率的光，频率的数值为：

V=|E2－E1|/h

对于质量为m速率为v的微粒，其具有相应的波长λ为：

λ=h/p=h/mvp为粒子的动能

测不准原理：

其位置越准确，动量就越不准确，相反位置越不准确，动量就越准确

|ψ2|表示在原子核外空间某点电子出现的概率密度

Vanderwaals半径最大其次为金属半径，共价半径最小

1、四个量子数的取值规则及物理意义

1）主量子数n

它是决定电子能量的主要因素，反映了电子在核外空间出现概率最大的区域离核的远近，n可取任意整数，一般认为n越大电子出现概率最大的区域离核越远。

单电子能量完全取决于n。

n代表电子层与光谱符号相对应：

1,2,3,4,5,6,7——K.L.M.N.O.P.Q

2）轨道角动量量子数l

它决定原子轨道的形状，其取值受主量子数n的限制，可取小于n的正整数和零，即0,1,2,3,4……（n－1）。

n一定时l越大能量越高，n与l相同时，原子轨道的能量相同，称为等价轨道或兼并轨道

3）磁量子数m

决定原子轨道和电子云在空间伸展方向，与电子能量无关，其取值受轨道角动量量子数l的限制，可取0，±1，±2，±3……±l。

（p164图表记住）

4）自旋角动量量子数ms

取值只有＋1/2和－1/2代表顺时针和逆时针。

当l相同、n不同时，n越大，电子层数越多，外层电子收到的屏蔽作用越强，轨道能量越高。

L越小D（r）的峰越多。

（图像）

从量子力学观点看，电子可以出现在原子内的任何位置上。

轨道能级的交错现象往往发生在钻传能力强的ns轨道与钻传能力较弱的（n－1）d或（n－2）f轨道之间

2、原子轨道和电子云的角度分布图

电子云角度分布图的形状和相应的原子轨道角度分布图基本相似，但有两点主要的区别：

1）原子轨道角度分布有正负之分，而电子云角度分布由于对数值Y（θ，ψ）取平方，所以均为正值

2）电子云角度分布比相应原子轨道角度分布要“瘦”一些，因为|Y|值均小于1，所以|Y|2值更小一些。

3、近似能级图（p172）

4、核外电子排布的原则

1）能量最低原理

系统的能量越低越稳定，基态多电子原子核外电子在排布时，总是尽可能地先占据能量最低的轨道，以使原子处于能量最低的状态。

只有当能量最低的轨道已充满后电子才能一次进入能量较高的轨道。

2）Pauli不相容原理

每个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。

即在同一原子中若两个电子的n、l、m均相同，其ms必然不同。

3）Hund规则

S

（2）p（6）d（10）f（14）括号内为电子数

熟悉内容：

1、波函数

2、原子轨道概念

3、概率密度和电子云的概念

4、周期表中的划分

元素周期表：

元素的性质是由电子层决定的，元素性质的周期性来源于基态原子层结构随原子数递增而呈现的周期性变化，元素周期律正是原子内部结构周期性变化的反映

1）主族~A族从IA到VIIA族共七个，价电子总数等于其族数

2）副族~B族从IB到VIIB族共七个，价电子数等于最外层s和此外层d亚层中的电子总数，价电子总数等于其族数

3）VIII族有三纵行，电子总数为8~10

4）0族：

稀有气体

划分为s区d区ds区p区（p179）

5、多电子原子层结构与元素周期表的关系

6、元素的电离能：

在一定的温度和压力下，使处于基态的气态原子失去电子所需的最低能量为电离能

了解内容：

1、核外电子运动状态的特点

2、描述元素性质及周期变化

第十章共价键和分子间力

知识点：

共价键的形成是由成键两原子中的一个原子单独提供电子对与另一个原子的空轨道共用而成键，这种共价键称为配位共价键，简称配位键。

能量近似原则：

在对称性匹配的原子轨道中，只有能量相近的原子轨道才能有效的组合成分子轨道，而且能量越相近越好。

轨道最大重叠原理：

1）尽量先占据能量最低的轨道

2）轨道填满后才进入能级较高的轨道

键级表示键的牢固程度：

键级=（成键电子数－反键电子数）/2

键级越高，键能越大，键越牢固

掌握内容：

1、价键理论

两个原子接近时，只有自选方向相反的单电子可以相互配对，两原子轨道重叠，电子在重叠部分出现的概率密度增大，对两原子核产生了吸引作用，系统能量降低，形成稳定的共价键。

形成共价键后，就不能再和其他原子中的单电子配对，每个原子所能形成的共价键的数目取决于该原子中的电子数目，这就是共价键的饱和性。

两原子桂东重叠越多，两核间电子云越密集，形成的共价键越牢固，这称为原子轨道最大重叠原理。

据此，共价键的形成将尽可能沿着原子轨道最大程度重叠的方向进行。

2、共价键的成键方式

有σ和π键

σ键是电子沿着键轴以头碰头的方式重叠，轨道的重叠部分沿键轴呈圆柱形对称分布。

π键是以肩并肩方式重叠，轨道的重叠部分垂直于键轴并呈镜面反对陈分布，原子轨道以这种重叠方式形成的共价键

3、杂化轨道理论

原理：

在成键的过程中，由于原子间相互影响，同一原子中几个能量相近的不同类型的原子轨道，可以进行线性组合，重新分配能量和确定空间伸展方向，组成数目相等的新的原子轨道，这种轨道重新组合的过程称为杂化，杂化后形成的新轨道称为杂化轨道

杂化轨道比原来轨道的成键能力增强

杂化轨道之间力图在空间取最大夹角分布，使相互间的排斥能量最小，故形成的键较稳定。

1）sp型

ns轨道与np轨道之间的杂化称为sp型杂化可分为sp（三键）、sp2（双键）、sp3（单键）

2）spd型

能量相近的（n－1）d与ns、np轨道或者ns、np、nd轨道组合成新的dsp或spd型杂化轨道的过程统称为spd型杂化