原子轨道

原子轨道的种类作为薛定谔方程的解，原子轨道的种类取决于主量子数(n)、角量子数(l)和磁量子数(ml)。其中，主量子数就相当于电子层，角量子数相当于亚层，而磁量子数决定了原子轨道的伸展方向。另外，每个原子轨道里都可以填充两个电子，所以对于电子，需要再加一个自旋量子数(ms)，一共四个量子数。n可以取任意正整数。在n取一定值时，l 可以取小于n的自然数，ml可以取±l。不论什么轨道，ms都只能取±1/2，两个电子自旋相反。因此，s轨道（l=0）上只能填充2个电子，p轨道（l=1）上能填充6个，一个亚层填充的电子数为4l+2。具有角量子数0、1、2、3的轨道分别叫做s轨道、p轨道、d轨道、f轨道。之后的轨道名称，按字母顺序排列，如l=4时叫g轨道。排布的规则电子的排布遵循以下三个规则：能量最低原理整个体系的能量越低越好。一般来说，新填入的电子都是填在能量最低的空轨道上的。Hund规则电子尽可能的占据不同轨道，自旋方向相同。Pauli不相容原理在同一体系中，没有两个电子的四个量子数是完全相同的。同一亚层中的各个轨道是简并的，所以电子一般都是先填满能量较低的亚层，再填能量稍高一点的亚层。各亚层之间有能级交错现象：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s 5g 6f 7d 8p ... 有几个原子的排布不完全遵守上面的规则，如：Cr：[ Ar ]3d54s1 这是因为同一亚层中，全充满、半充满、全空的状态是最稳定的。这种方式的整体能量比3d44s2要低，因为所有亚层均处于稳定状态。

排布示例以铬为例：铬原子核外有24个电子，可以填满1s至4s所有的轨道，还剩余4个填入3d轨道：1s22s22p63s23p64s23d4 由于半充满更稳定，排布发生变化：1s22s22p63s23p64s13d5 除了6个价电子之外，其余的电子一般不发生化学反应，于是简写为：[Ar]4s13d5 这里，具有氩的电子构型的那18个电子称为“原子实”。一般把主量子数小的写在前面：[Ar]3d54s1 电子构型对性质的影响主页面：元素周期律电子的排布情况，即电子构型，是元素性质的决定性因素。为了达到全充满、半充满、全空的稳定状态，不同的原子选择不同的方式。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因；同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去。元素周期表中的区块是根据价电子构型的显著区别划分的。不同区的元素性质差别同样显著：如s区元素只能形成简单的离子，而d区的过渡金属可以形成配合物

原子轨道的种类

原子轨道的种类 作为薛定谔方程的解，原子轨道的种类取决于主量子数(n)、角量子数(l)和磁量子数(ml)。其中，主量子数就相当于电子层，角量子数相当于亚层，而磁量子数决定了原子轨道的伸展方向。另外，每个原子轨道里都可以填充两个电子，所以对于电子，需要再加一个自旋量子数(ms)，一共四个量子数。 n可以取任意正整数。在n取一定值时，l可以取小于n的自然数，ml可以取±l。不论什么轨道，ms都只能取±1/2，两个电子自旋相反。因此，s轨道（l=0）上只能填充2个电子，p 轨道（l=1）上能填充6个，一个亚层填充的电子数为4l+2。 具有角量子数0、1、2、3的轨道分别叫做s轨道、p轨道、d轨道、f轨道。之后的轨道名称，按字母顺序排列，如l=4时叫g轨道。 排布的规则 电子的排布遵循以下三个规则： 能量最低原理 整个体系的能量越低越好。一般来说，新填入的电子都是填在能量最低的空轨道上的。 Hund规则 电子尽可能的占据不同轨道，自旋方向相同。 Pauli不相容原理 在同一体系中，没有两个电子的四个量子数是完全相同的。 同一亚层中的各个轨道是简并的，所以电子一般都是先填满能量较低的亚层，再填能量稍高一点的亚层。各亚层之间有能级交错现象： 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s 5g 6f 7d 8p ... 有几个原子的排布不完全遵守上面的规则，如： Cr：[ Ar ]3d54s1 这是因为同一亚层中，全充满、半充满、全空的状态是最稳定的。这种方式的整体能量比3d44s2要低，因为所有亚层均处于稳定状态。

原子轨道&&电子排布

原子轨道&&电子排布 电子排布 电子排序，即电子组态，也即电子构型，是指电子在原子、分子或其他物理结构中的每一层电子层上的排序及排列形态。 正如其他基本粒子，电子遵从量子物理学，而不是一般的经典物理学；电子也因此有波粒二象性。而且，根据量子物理学中的《哥本哈根诠释》，任一特定电子的确实位置是不会知道的（轨道及轨迹放到一旁不计），直至侦测活动进行使电子被侦测到。在空间中，该测量将会检测的电子在某一特定点的概率，和在这一点上的波函数的绝对值的平方成正比。 电子能够由发射或吸收一个量子的能量从一个能级跃迁到另一个能级，其形式是一个光子。由于包利不相容原理，没有两个以上的电子可以存在于某个原子轨道（轨道不等于电子层）；因此，一个电子只可跨越到另有空缺位置的轨道。 知道不同的原子的电子构型有助了解元素周期表中的元素的结构。这个概念也有用于描述约束原子的多个化学键。在散装物料的研究中这一理念可以说明激光器和半导体的奇特性能。 原子轨道的种类 作为薛定谔方程的解，原子轨道的种类取决于主量子数（n）、角量子数（l）和磁量子 数（m l）。其中，主量子数就相当于电子层，角量子数相当于亚层，而磁量子数决定了原子轨道的伸展方向。另外，每个原子轨道里都可以填充两个电子，所以对于电子，需要再加一个自旋量子数（m s），一共四个量子数。 n可以取任意正整数。在n取一定值时，l可以取小于n的自然数，m l可以取±l。不论什么轨道，m s都只能取±1/2，两个电子自旋相反。因此，s轨道（l=0）上只能填充2个电子，p轨道（l=1）上能填充6个，一个轨道填充的电子数为4l+2。 具有角量子数0、1、2、3的轨道分别叫做s轨道、p轨道、d轨道、f轨道。之后的轨道名称，按字母顺序排列，如l=4时叫g轨道。 排布的规则 电子的排布遵循以下三个规则： 构筑原理

原子轨道

原子轨道（Atomic orbital）是单电子薛定谔方程的合理解ψ（x，y，z)。若用球坐标来描述这组解，即ψ（r，θ，φ)<=>R(r)·Y(θ，φ)，这里R(r)是与径向分布有关的函数，称为径向分布函数，用图形描述就是原子轨道的径向分布函数；Y(θ，φ)是与角度分布有关的函数，用图形描述就是角度分布函数。 能层（电子层） 参见“电子层” 原子核外运动的电子绕核运动会受到原子核的吸引，他们运动能量上的差异可用他们运动轨道离核的远近表现出来。具有动量较大的电子在离核越远的地方运动，而动量较小的则在离核较近的地方运动。但是电子绕核运动与人造卫星绕地球运动不同。人造卫星绕地球运动的动量是连续变化的，由于能量的消耗，它的轨道会逐渐接近地球。但原子的能量是量子化的，原子核外电子运动的轨道是不连续的，他们可以分成好几层，这样的层，称为“电子层”，也称“能层”[4]。 氢原子光谱的巴尔默系 氢原子线状光谱（右图，巴尔默线系）的事实可以证明电子层的存在。根据经典电磁学理论，绕核高速旋转的电子将不断从原子发射连续的电磁波，但从图中可以发现，氢原子的光谱图像是分立的，这与经典电磁学的推算结果矛盾，之后，玻尔提出了电子层的概念，成功推导出了描述氢原子光谱的里德伯公式 （σ=R'×[(n^-2)-(m^-2)]）将里德伯常量R'与，普朗克常数联系在一起，电子层的存在从此得到了公认[2]。 通常情况下，氢原子的电子在离核最近的电子层上运动，这时并不放出能量，此时的电子所处的状态称为“基态”。当氢原子从外界获得能量（如灼热、放电、辐射能等），它的电子可以迁跃到离核较远的电子层上，此时的电子所处的状态称为“激发态”。当电子从离核较远的电子层迁跃回能量相对更低也离核更近的电子层时，就会以光的形式放出能量。光的频率ν和两电子层的能量差∣E2-E1∣有下列关系[14]： hv=∣E2-E1∣ 其中，h为普朗克常数（6.62×10^-27尔格·秒）

电子排布及原子轨道

原子轨道 百科名片 原子轨道（Atomic orbital）是单电子薛定谔方程 的合理解ψ（x，y，z)。若用球坐标来描述这组解， 即ψ（r，θ，φ)<=>R(r)〃Y(θ，φ)，这里R(r) 是与径向分布有关的函数，称为径向分布函数，用 图形描述就是原子轨道的径向分布函数；Y(θ，φ) 是与角度分布有关的函数，用图形描述就是角度分布函数层次。 能层（电子层） 参见“电子层” 原子核外运动的电子绕核运动会受到原子核的吸引，他们运动能量上的差异可用他们运动轨道离核的远近表现出来。具有动量较大的电子在离核越远的地方运动，而动量较小的则在离核较近的地方运动。但是电子绕核运动与人造卫星绕地球运动不同。人造卫星绕地球运动的动量是连续变化的，由于能量的消耗，它的轨道会逐渐接近地球。但原子的能量是量子化的，原子核外电子运动的轨道是不连续的，他们可以分成好几层，这样的层，称为“电子层”，也称“能层”[1]。 氢原子光谱的巴尔默系 氢原子线状光谱（右图，巴尔默线系）的事实可以证 明电子层的存在。根据经典电磁学理论，绕核高速旋 转的电子将不断从原子发射连续的电磁波，但从图中

可以发现，氢原子的光谱图像是分立的，这与经典电磁学的推算结果矛盾，之后，玻尔提出了电子层的概念，成功推导出了描述氢原子光谱的里德伯公式（σ=R'×[(n^-2)-(m^-2)]）将里德伯常量R'与，普朗克常数联系在一起，电子层的存在从此得到了公认[2]。 通常情况下，氢原子的电子在离核最近的电子层上运动，这时并不放出能量，此时的电子所处的状态称为“基态”。当氢原子从外界获得能量（如灼热、放电、辐射能等），它的电子可以迁跃到离核较远的电子层上，此时的电子所处的状态称为“激发态”。当电子从离核较远的电子层迁跃回能量相对更低也离核更近的电子层时，就会以光的形式放出能量。光的频率ν和两电子层的能量差∣E2-E1∣有下列关系[3]： hv=∣E2-E1∣ 其中，h为普朗克常数（6.62×10^-27尔格〃秒） 因为电子层是不连续的所以电子迁跃放出的能量也是不连续的（量子化的），这种不连续的能量在光谱上的反映就是线状光谱。 在现代量子力学模型中，描述电子层的量子数称为主量子数（principal quantum number）或量子数n，n的取值为正整数1、2、3、4、5、6、7，对应符号为K、L、M、N、O、P、Q。对氢原子来说，n一定，其运动状态的能量一定。一般而言：n越大，电子层的能量越高。 每个电子层所容纳的电子个数有限，为2n^2个，但当一个电子层是原子的最外层时，它至多只能容纳8个电子，次外层最多容纳

原子轨道

原子轨道 （转）我们知道，元素的原子序数 = 核电荷数 = 核外电子数。人们在研究元素的性质时，测定了元素的原子量，并按不同元素原子量由小到大排列了一个序号，这个序号就叫原子序数。但是，当时人们并不知道，在原子中原子序数和核电荷（核外电子数）有相等关系。那时人们认为元素的化学性质决定于原子量。如果我们回到当时这一历史时刻，展开我们的想象推断，将会得到什么样的结论呢？ 我们先观察H(1号),He(2号),Li(3号)三种元素，H和Li的化合价都为+1，而He的化合价只为零。如果我们确立这三种元素原子核外电子数分别为1，2，3，则Li元素化合价应该还有+2和+3，而He的化合价也应该有+1和+2，但是Li为何只有+1价而He却异常稳定不和其他元素化合（化合价只为零）呢？ 众所周知，微观粒子都具有一定的能量并总是处于不停的热运动中，其运动包括平动，转动和振动。当电子转动（自旋）时，因为电子带负电，这就象电流绕线圈流动产生磁场一样，在电子自旋的轴线上下就产生了磁极。当两个自旋方向相同的电子相互靠近时，因为自旋磁极相同而相互排斥，不可能形成稳定体系。当两个自旋方向相反的电子相互靠近时，因为自旋磁极相反而相互吸引，这样，两个自旋方向相反的电子就可以形成稳定的体系而使体系的能量降低。当两个自旋相反电子形成的稳定体系再靠近一个电子将会怎样？因为这个电子的自旋方向和稳定体系中的电子自旋总有一个同向，其磁极的吸引作用会很小，加之电子带相同负电荷，其相同电荷的排斥作用因电子电量增加而加大。看来，三个电子是不能形成稳定体系了。这样，我们就可以解释H的化合价有+1，-1价，Li的化合价只有+1价而He 异常稳定只有0价的原因了。 这时,我们有必要定义原子轨道：电子在其原子核外运动时有确定的轨道，一个原子轨道最多只能容纳两个电子且填满两个自旋相反的电子属稳定结构。我们把电子占据的第一个轨道定义为1Ｓ，第二个轨道定义为２Ｓ，这样，H原子的电子结构为１Ｓ1，Ｈｅ原子的电子结构为１Ｓ２，Ｌｉ原子的电子结构为１Ｓ２２Ｓ１。显然，Li原子的2S1不是一个稳定结构容易失去这个电子而形成Li+（1S2）类似He原子的稳定结构。H原子也可以得到一个电子而形成H-（1S2）类似He原子的稳定结构。 但是，对于4号元素Be，电子结构应该为1S22S2，其两个轨道都填满了，为何Be不是一个稳定结构而容易失去两个电子形成Be2+呢？

原子轨道能级与核外电子排布

原子轨道能级与核外电子排布 薛万川叶其纲蒋栋成 (广西师范大学，桂林)(高等教育出版社，北京) 原子结构理论是现代化学的基础理论之 一。但仍有许多问题，诸如:原子轨道和轨道 能的概念、轨道能级高低次序、轨道的“填实孙顺序和电离顺序、原子基态时核外电子排布及其 与元素周期系的关系等，在化学教学中是经常 遇到的。 一、轨道近似与原子轨道能级 对于多电子原子轨道能级高低次序目前有 许多不同说法，这些说法的依据除去L. Paining 建议的近似能级之外，主要是Hartree-Fock SCF 轨道能、Thomas-Fermi轨道能和Slater轨道 能。这三种轨道能都是从多电子原子薛定愕方 程的轨道近似法求解后得到的。 采用玻恩一奥本海默定核近似时，含有N个电子(N>2)原子序数为Z的原子体系非相对 论性哈密顿算符为 其定态薛定厄方程为

原子结构理论的重要内容之一是掌握原子中单个电子运动状态的信息。轨道近似理论假设方程(2)的解—体系多电子波函数梦可用 单电子函数的乘积或其组合近似表示， 轨道近似假设要求(i)式中的[H〕用单电子算符【h;]的和近似表示， 经过对电子间库仑排斥势能项1/r“的简化处理使其变成只与电子i的坐标有关，则单电子算符具有下述一般形式 式中Y(r;)是在中心力场近似下核和其余 (N - 1)个电子对电子‘的平均相互作用势 能。于是原子薛定i}方程(2)分离变最后得到单电子本征值方程

确定势能函数V(r;)的不同处理方法: Hartree-Fock SCF法、Thomas-Fermi原子统计 位能法和Slater半经验法代表不同的轨道近似 理论。不同的方法有不同的势能函数，代人单 电子方程求解得到不同类型的轨道能。Thomas- Fermi法和Slater法计算结果〔，，2，表明这两种类型的轨道能级均随原子序数增大而变化(能级 交叉情况有所不同)。Pilar}3，根据V}'achters}'} 的Hartree-Fock计算结果提出第四周期元素 ‘:总是高于，3a的说法。最近潘道皑等的Hartree-Fock计算结果指出:钾钙的e,.低于 e3d (Wachters在论文中没有报导钾钙的e3d数据)，而杭钦的。;.高于e3d。原子Hariree-Fock SCF从头计算较为复杂，采用不同的基函数集 合以及计算方法上采用不同的近似处理得到的Hartree-Fock轨道能不尽相同。从目前文献报 导的各种轨道能和能级图来看，在轨道能级高 低次序以及轨道能级与原子序数的关系等问题 上尚未取得一致的意见。正如尹敬执、申淬文 在书中所指出的:中性原子中原子轨道的实际 能级状况是一个没有完满解决的问题。