雖然你已經(jīng)對(duì)甲烷的點(diǎn)-線成鍵示意圖(右圖)很熟悉了，但我們?nèi)匀恍枰M(jìn)一步的研究甲烷的成鍵。

　　示意圖中的甲烷分子結(jié)構(gòu)與碳的電子排布(1s22s22px12py1) 之間存在著嚴(yán)重的沖突。根據(jù)碳的近代電子排布，其外層可以跟氫原子共享的電子(未配對(duì)電子)只有2個(gè)，而示意圖中的碳原子提供了4個(gè)電子與氫原子共享。

　　透過(guò)圖的軌域表示式，我們可以更清楚地看到這一點(diǎn)。左圖顯示的是第2能級(jí)(外層能級(jí))的電子。由于1s2 電子深藏在原子內(nèi)部，因此不參與成鍵。 可被共享的電子似乎只有2p的兩個(gè)電子。那為什么甲烷不是 CH2呢?

　　電子的躍遷

　　成鍵形成時(shí)會(huì)釋放出能量，因此整個(gè)系統(tǒng)會(huì)因?yàn)槌涉I而更加穩(wěn)定。對(duì)碳原子來(lái)說(shuō)，比起只形成2個(gè)成鍵，其形成4個(gè)鍵可釋放出兩倍的能量并使分子變得還要穩(wěn)定些。

　　2s軌域和2p軌域之間的能量缺口很小, 因此碳只需投入很少的能量便可將2s軌域上的一個(gè)電子躍遷到空2p軌域上，這樣做的好處是，碳將擁有4個(gè)未配對(duì)電子——也就是說(shuō)，碳可以形成4個(gè)共價(jià)鍵。成鍵時(shí)額外形成的2個(gè)共價(jià)鍵所釋放出的能量將超過(guò)碳開始時(shí)的投入(使電子躍遷的能量)。 醫(yī).學(xué)教育網(wǎng)搜集整理 

　　注意: 有的同學(xué)會(huì)對(duì)躍遷的電子變成向上的箭頭產(chǎn)生疑問(wèn)，因?yàn)殡娮釉谲S遷之前是向下的箭頭。造成這一現(xiàn)象的原因很復(fù)雜——遠(yuǎn)遠(yuǎn)超過(guò)我們現(xiàn)在所討論的范圍。我們只需要養(yǎng)成這樣畫箭頭的習(xí)慣就可以了，再說(shuō)這樣畫箭頭可以使軌域表示式看起來(lái)很整齊!

　　碳原子現(xiàn)在有4個(gè)可以成鍵的未配對(duì)的電子了，能形成4個(gè)共價(jià)鍵，不過(guò)這將產(chǎn)生一個(gè)新的問(wèn)題，那就是：碳原子的4個(gè)電子存在于兩種不同的軌域當(dāng)中，而甲烷中所有碳與氫之間的成鍵都是相等的, 如果電子存在于不同的軌域中，那么它們的成鍵是不可能相等的。甲烷中4個(gè)鍵相等是一個(gè)事實(shí)，由此我們可以推斷：碳原子外層的4個(gè)軌域在成鍵時(shí)一定是相同的。

　　雜化

　　雜化是一個(gè)重新排布電子的過(guò)程。如左圖所示，電子進(jìn)入了四個(gè)相同的軌域——這四個(gè)軌域被稱為sp3雜化軌域(sp3表明其演化自1個(gè)s軌域和3個(gè)p軌域) 。"sp3" 讀成"s、p、三"，而非"s、p的立方"。

　　sp3 雜化軌域在形狀上類似半個(gè)p軌域，它們組織各自在空間中的方位并盡可能的使自己與其它3個(gè)sp3 軌域相距遙遠(yuǎn)。你可以以右圖原子核為中心構(gòu)造一個(gè)正四面體(金字塔形，4個(gè)面為等邊三角形)，通過(guò)選擇恰當(dāng)?shù)倪呴L(zhǎng)，4個(gè)sp3 軌域?qū)⒛軌蚍謩e接觸到正四面體的4個(gè)角。注意，為了使右圖的原子核清楚可見, 我們不得不將其所占的面積比例擴(kuò)大了許多倍。

　　成鍵時(shí)發(fā)生了什么?

　　氫的電子位于1s軌域(以原子核為圓心的球狀空間區(qū)域。我們?cè)谶@一區(qū)域內(nèi)找到電子的概率是固定的(比如說(shuō)95%的概率))。當(dāng)共價(jià)鍵形成時(shí), 原子軌域(單個(gè)原子中的軌域)相互融合并產(chǎn)生新的軌域，新的軌域被稱為分子軌域，分子軌域中包含著用來(lái)成鍵的電子對(duì)。

　　一共形成了四個(gè)分子軌域，分子軌域的形狀類似融合前的sp3 雜化軌域，但其與sp3 雜化軌域明顯不同的是其凸部有一個(gè)氫原子核。每個(gè)分子軌域容納2個(gè)電子，我們?cè)诔涉I示意圖上分別用點(diǎn)和叉表示過(guò)這兩個(gè)電子。

　　現(xiàn)在，讓我們總結(jié)共價(jià)鍵形成的全過(guò)程：如果有需要，電子將首先躍遷，緊接著就雜化并形成新的分子軌域——此過(guò)程適用于一切以共價(jià)鍵連接的分子。