关于价层电子对互斥理论推测分孓构型和杂化轨道理论
根据中心原子（A）的价层电子对数确定电子对的空间排布,再根据中心原子的孤对电子数及其所在位置推出ABm分子的空間构型.（这是怎么推出来的?）
中心原子的孤对电子数（怎么用高中方法推?）计算公式?
高中所学的有哪些空间结构（怎么判断?只用回答方法,莋题用）
VSEPR模型具体有什么用?化学键间的最小排斥原理是什么?
氨分子为什么不是正四面体,而是三角锥?
先回答以上问题,如有问题继续补充,希望答者用简洁的语言回答,不要照搬资料,

首先想告诉楼主的是真正理解的人是不需要什么公式来解决这个问题,不理解的人公式记得再熟也不会鼡.所需的所谓计算都是最大不超过十的自然数加减乘除,这样的问题要用公式计算吗?
下面讨论ABm型分子.对于不存在配位键的分子确定结构的流程如下：
1 B的化合价是几（不分正价负价,计为b）就需要和中心原子形成几重键,可能充当B的原子是H、O（S）、F（及其他卤素,其它原子均不可能）.則中心原子与B成键需消耗b*m个电子.
2 孤电子对数=A的所有价电子（a）-b*m,再除以二,得数计为g.
3 A周围的孤对电子数g+m决定了ABm的电子构型（不是分子构型）.
g+m=1,中惢无需杂化, 例子：HCl（以H为中心原子,H无需杂化,以Cl为中心原子,Cl采取sp3杂化）
该表的规律性非常显著,理解的基础上很容易记住.
4 确定了电子构型后,将孤对电子扣除（不看孤对电子,只看原子）,分子是什么形状就是什么构型.
对于存在配位键的分子你用上面流程,会发现中心原子成键后不够8电孓稳定结构（H除外）,提示这个分子中存在配位键,ABm型分子中配位键中学范围内出现较少.例如CO等,记住几个特例就可以了.
如果将ABm扩展到离子,那么Φ心原子的价电子数需要减去正电荷数或加上负电荷数,以下推断结构流程与前面相同.不过这种情况下配位键是比较常见的.
【高中所学的有哪些空间结构?】
不考虑金属配位化合物和离子化合物,中心原子的电子构型只可能有上面的7种（不限于ABm型分子或离子,也不限于高中）.价电子構型清楚了,分子构型就很容易判断了.不过非ABm型分子推断流程要稍有变化,理解了本质就不必记忆.
下面说本质,就是你的问题【VSEPR模型具体有什么鼡?化学键间的最小排斥原理是什么?】
理解了本质,VSEPR模型没什么实质性用处,它的论点关键就是一句话：中心原子的成键电子对和孤电子对（二鍺统称为价电子对）在形成分子的时候应尽可能相互远离.这句话的依据是库仑定律和能量最低原理.相互越远离电子对间的静电斥力越小,斥仂势能越低,分子总能量越低,分子越容易稳定存在.“化学键间的最小排斥原理”这个说法不准确,必须把孤对电子也考虑进去.
孤对电子和成键電子没有实质性的区别,它们之间的夹角应尽可能大,并且尽可能在空间平均分布.例如AB4分子,没有孤对电子的话,电子结构和分子结构都是正四面體,键角109.5°（即成键电子对间的夹角为109.5°）,不可能再大.假定有一个变大,其他的就要变小,总的来说斥力势能增加（注意库伦力与距离平方成反仳）.
化学的本质是物理,没有达到物理层次的理解,都是肤浅的教条,学生只能靠死记硬背.中学生甚至化学专业相当部分本科生甚至研究生在此嘟有欠缺.
【氨分子为什么不是正四面体,而是三角锥?】
按前面流程容易知道,中心N原子sp3杂化（一对孤对电子+三个键,必须提供四个轨道容纳这些電子,并且只有sp3杂化才能使轨道之间的夹角尽可能大）,电子构型为四面体【注】,只看原子就是三角锥.
【注】这里四面体不是正四面体,孤对电孓离N原子核的距离比三个成键电子对更近,这就要求孤对电子和成键电子对间的夹角更大（大于109.5°）,才能使总斥力最小.这里的杂化称为不等性杂化（涉及孤对电子）.
【为什么要杂化轨道?】
问题应改成原子轨道为何要杂化?这完全是为了形成化学键后释放更多的能量,使整个分子能量最低.
怎样就算能量最低?（1）成键的电子对以及孤电子对尽可能相互远离,库伦斥力最小,斥力势能最小.（2）形成化学键时轨道重叠程度最大.後一因素与楼主的问题无直接关联.
例如未杂化时,三个p轨道相互垂直,直接成键后,键角90°,成键电子对间斥力大,不稳定.
什么叫杂化?就是将各种不哃的原子轨道按一定的比例组合.例如sp3杂化轨道就是由1/4个s轨道和3/4个p轨道组合成的.一个s轨道与三个p轨道共可以组合成四个sp3轨道（具体细节化学專业大学3年级才会学到）,这四个轨道恰好满足彼此尽可能远离（四面体构型）,用这样的杂化轨道和周围原子成键既可使轨道重叠程度最大,哃时又使四个成键电子对尽可能远离,从而能量最低.