雜化軌道數的計算公式：SO2(6+2-2)/2=3。

雜化軌道理論（Hybrid Orbital Theory）是1931年由鮑林（Pauling L）等人在價鍵理論的基礎上提出，它實質上仍屬於現代價鍵理論，但是它在成鍵能力、分子的空間構型等方面豐富和發展了現代價鍵理論。

雜化軌道數的計算公式：（中心原子電子數+氫原子個數+鹵素原子個數-氮原子個數）/2得雜化軌道數。雜化軌道的角度函數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。
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。

計算過程：

1、將共價分子(或離子)表示為HmABn，其中H表示氫原子，A為中心原子，B為配體。

2、中心原子雜化軌道數簡單計算方法雜化軌道數計算公式：G＝V/2－3n ，其中G表示中心原子A的雜化軌道數，V分子或離子的總中心原子雜化軌道數簡單計算方法價電子數（如果價電子總數為奇數，再＋1），n表示配體數

3、G＝2→SP雜化→直線型；G＝3→SP2雜化→平面三角型；G＝4→SP3雜化→四面體

例1：計算CH4、SO2、NCl3等中心原子雜化軌道類型

CH4　G＝8/2－3×0＝4→SP3雜化

SO2　G＝18/2－3×2＝3→SP2雜化

NCl3　G＝26/2－3×3＝4→SP3雜化

CO、CN－　G＝10/2－3×1＝2→SP雜化

NO2　G＝（17＋1）/2－3×2＝3→SP2雜化

說明：該方法對多數小分子適用。

雜化軌道根據配位原子和孤（對）電子總數判斷，雙鍵也算一個。

配位原子和孤（對）電子的總數決定雜化形式：2=線型，sp；3=三角（或v型）sp2；4=四面體（或三角錐）sp3；5=三角雙錐（三角形）sp3d；6=8面體（或正方形）sp3d2；。

。

。

考慮一些實例：H2O，氧原子連兩個氫原子，2對孤對電子，4個電子軌道，sp3，應該是四面體，不過孤對電子看不見，所以是v型；NH3，3個氫原子，一對孤對電子，也該是四面體，還是看不見電子，三角錐；CO2，2個c=o，配位數2，直線型，sp；PCl5（氣體），5配位，sp3d；甲醛（對碳），2個CH，一個C=O，還是3配位，三角形，sp2.乙炔，1個ch，一個C三鍵C，2配位，sp