硫為SP2平面三角形結構,由於和三個氧結合，必然至少有3個軌道，而硫最外層有6個電子，氧原子若每個結合兩個電子即達穩態，且沒有孤對電子，孤對電子不需再佔用軌道了，所以只需三個軌道雜化即可，為SP2雜化。 硫的價電子排列3S2 3Px2 Py1 Pz1 有大派健 π46 不懂得可再問的，隨時 你應該對基礎還不太懂，但這基本是大學知識，你接受起來要有個過程，我也是這莫走過來的，仔細聯想一下已學知識。希望你明白 1）主量子數n n相同的電子為一個電子層，電子近乎在同樣的空間範圍內運動，故稱主量子數。當n=1,2,3,4,5,6,7 電子層符號分別為K,L,M,N,O,P,Q。當主量子數增大，電子出現離核的平均距離也相應增大，電子的能量增加。例如氫原子中電子的能量完全由主量子數n決定：E=-13.6(eV)/n^2 核外電子排布 一、原子核外電子排布的原理 處於穩定狀態的原子，核外電子將盡可能地按能量最低原理排布，另外，由於電子不可能都擠在一起，它們還要遵守泡利不相容原理和洪特規則，一般而言，在這三條規則的指導下，可以推匯出元素原子的核外電子排布情況，在中學階段要求的前36號元素裡，沒有例外的情況發生。 1．最低能量原理 電子在原子核外排布時，要儘可能使電子的能量最低。怎樣才能使電子的能量最低呢？比方說，我們站在地面上，不會覺得有什麼危險；如果我們站在20層樓的頂上，再往下看時我們心理感到害怕。這是因為物體在越高處具有的勢能越高，物體總有從高處往低處的一種趨勢，就像自由落體一樣，我們從來沒有見過物體會自動從地面上升到空中，物體要從地面到空中，必須要有外加力的作用。電子本身就是一種物質，也具有同樣的性質，即它在一般情況下總想處於一種較為安全（或穩定）的一種狀態（基態），也就是能量最低時的狀態。當有外加作用時，電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態（激發態），但是它總有時時刻刻想回到基態的趨勢。一般來說，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數的增加，電子的能量越來越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f、g……的次序增高的。這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、4d…… 2．泡利不相容原理 我們已經知道，一個電子的運動狀態要從4個方面來進行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子雲的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態完全相同的兩個電子存在，這就是泡利不相容原理所告訴大家的。根據這個規則，如果兩個電子處於同一軌道，那麼，這兩個電子的自旋方向必定相反。也就是說，每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。這一點好像我們坐電梯，每個人相當於一個電子，每一個電梯相當於一個軌道，假設電梯足夠小，每一個電梯最多隻能同時供兩個人乘坐，而且乘坐時必須一個人頭朝上，另一個人倒立著（為了充分利用空間）。根據泡利不相容原理，我們得知：s亞層只有1個軌道，可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道，總共可以容納6個電子；d亞層有5個軌道，總共可以容納10個電子。我們還得知：第一電子層（K層）中只有1s亞層，最多容納兩個電子；第二電子層（L層）中包括2s和2p兩個亞層，總共可以容納8個電子；第3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個亞層，總共可以容納18個電子……第n層總共可以容納2n2個電子。 3．洪特規則 從光譜實驗結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時，將盡可能分佔不同的軌道，且自旋平行；洪特規則的第二個含義是對於同一個電子亞層，當電子排布處於 全滿（s2、p6、d10、f14） 半滿（s1、p3、d5、f7） 全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定。這類似於我們坐電梯的情況中，要麼電梯是空的，要麼電梯裡都有一個人，要麼電梯裡都擠滿了兩個人，大家都覺得比較均等，誰也不抱怨誰；如果有的電梯裡擠滿了兩個人，而有的電梯裡只有一個人，或有的電梯裡有一個人，而有的電梯裡沒有人，則必然有人產生抱怨情緒，我們稱之為不穩定狀態。 二、核外電子排布的方法 對於某元素原子的核外電子排布情況，先確定該原子的核外電子數（即原子序數、質子數、核電荷數），如24號元素鉻，其原子核外總共有24個電子，然後將這24個電子從能量最低的1s亞層依次往能量較高的亞層上排布，只有前面的亞層填滿後，才去填充後面的亞層，每一個亞層上最多能夠排布的電子數為：s亞層2個，p亞層6個，d亞層10個，f亞層14個。最外層電子到底怎樣排布，還要參考洪特規則，如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為 1s22s22p63s23p64s23d4 根據洪特規則，d亞層處於半充滿時較為穩定，故其排布式應為： 1s22s22p63s23p64s13d5 最後，按照人們的習慣“每一個電子層不分隔開來”，改寫成 1s22s22p63s23p63d54s1 即可。 三、核外電子排布在中學化學中的應用 1．原子的核外電子排布與軌道表示式、原子結構示意圖的關係：原子的核外電子排布式與軌道表示式描述的內容是完全相同的，相對而言，軌道表示式要更加詳細一些，它既能明確表示出原子的核外電子排布在哪些電子層、電子亞層上， 還能表示出這些電子是處於自旋相同還是自旋相反的狀態，而核外電子排布式不具備後一項功能。原子結構示意圖中可以看出電子在原子核外分層排布的情況，但它並沒有指明電子分佈在哪些亞層上，也沒有指明每個電子的自旋情況，其優點在於可以直接看出原子的核電荷數（或核外電子總數）。 2．原子的核外電子排布與元素週期律的關係 在原子裡，原子核位於整個原子的中心，電子在核外繞核作高速運動，因為電子在離核不同的區域中運動，我們可以看作電子是在核外分層排布的。按核外電子排布的3條原則將所有原子的核外電子排布在該原子核的周圍，發現核外電子排布遵守下列規律：原子核外的電子儘可能分佈在能量較低的電子層上（離核較近）；若電子層數是n，這層的電子數目最多是2n2個；無論是第幾層，如果作為最外電子層時，那麼這層的電子數不能超過8個，如果作為倒數第二層（次外層），那麼這層的電子數便不能超過18個。這一結果決定了元素原子核外電子排布的週期性變化規律，按最外層電子排布相同進行歸類，將週期表中同一列的元素劃分為一族；按核外電子排布的週期性變化來進行劃分週期 如第一週期中含有的元素種類數為2，是由1s1~2決定的 第二週期中含有的元素種類數為8，是由2s1~22p0~6決定的 第三週期中含有的元素種類數為8，是由3s1~23p0~6決定的 第四周期中元素的種類數為18，是由4s1~23d0~104p0~6決定的。 由此可見，元素原子核外電子排布的規律是元素週期表劃分的主要依據，是元素性質週期性變化的根本所在。對於同族元素而言，從上至下，隨著電子層數增加，原子半徑越來越大，原子核對最外層電子的吸引力越來越小，最外層電子越來越容易失去，即金屬性越來越強；對於同週期元素而言，隨著核電荷數的增加，原子核對外層電子的吸引力越來越強，使原子半徑逐漸減小，金屬性越來越差，非金屬性越來越強。 （2）角量子數l 角量子數l確定原子軌道的形狀並在多電子原子中和主量子數一起決定電子的能級。電子繞核運動，不僅具有一定的能量，而且也有一定的角動量M，它的大小同原子軌道的形狀有密切關係。例如M=0時，即l=0時說明原子中電子運動情況同角度無關，即原子軌道的軌道是球形對稱的；如l=1時，其原子軌道呈啞鈴形分佈；如l=2時，則呈花瓣形分佈。 對於給定的n值，量子力學證明l只能取小於n的正整數：l=0,1,2,3……(n-1) （3）磁量子數m 磁量子數m決定原子軌道在空間的取向。某種形狀的原子軌道，可以在空間取不同方向的伸展方向，從而得到幾個空間取向不同的原子軌道。這是根據線狀光譜在磁場中還能發生分裂，顯示出微小的能量差別的現象得出的結果。 磁量子數可以取值：m=0,+/-1,+/-2……+/-l （4）自旋量子數ms 直接從Schr??dinger方程得不到第四個量子數——自旋量子數ms，它是根據後來的理論和實驗要求引入的。精密觀察強磁場存在下的原子光譜，發現大多數譜線其實由靠得很近的兩條譜線組成。這是因為電子在核外運動，還可以取數值相同，方向相反的兩種運動狀態，通常用↑和↓表示。

三氧化硫不是sp3雜化的，是sp2雜化的，而且是等性雜化，結構是平面三角形。 中心原子S提供6個價電子，O作為配原子不提供價電子，所以總的價電子就是6，然後再除以2等於3，即得到sp2雜化，三個sp2雜化軌道同時有三個配原子，故為等性雜化sp2雜化。