目錄化學中原子軌道的描述 原子軌道的概念 Cu原子軌道數怎么算 原子軌道定義高中 怎么理解原子軌道的概念
n是主顫稿瞎量子數 表示電子所在亞層 n=4表示在N亞層l是角量子數 表示電子所在軌道l=3表示在d軌道m是磁量子數 表示電子在軌道的具體位置 m=2 表示在d軌道敬粗的第三個茄空軌道上所以可得應是4d
“軌道”便是指在波函數界定下，電子在原子核外空間出現幾率較大的區域。波函數的模的平方|Ψ|2值表示單位體積內電子在核外空間某處出現的幾率，電子云實際上就是|Ψ|2在空間的分布。
研究電子云的空間分布主要包括它的徑向分布和角度分布兩個方面。徑向分布探求電子出現的幾率大小和離核遠近的關系，被看作在半徑為r，厚度為dr的薄球殼內電子出現的幾率。
電告搭逗子云作為電子在核外空間出現概率密度分布的一種形象描述，原子核位于中心，小黑點的密疏表示核外電子概率密度的大小。
擴展資料：
電子排布相關規律：
在電子的振動圖案中，對應于一種振動的能量空間的每一點上的幾率密度，代表電子在該點的或然率，在距離原子很遠的地方，幾率密度為零，這意味著非常不可能在那里找到電子，在非常鄰近核的區域，電子出現的幾率也為零，則說明電子無法到達此區域。
電子依據“能級交錯”后的能級順序順序和“能量最低原理”、“泡襪賣利不相容原理”和“洪德規則”三個規則進行。另枝隱外，雖然電子先進入4s軌道，后進入3d軌道（能級交錯的順序），但在書寫時仍然按1s∣2s,2p∣3s,3p,3d∣4s的順序進行。
參考資料來源：-電子云
參考資料來源：-原子軌道
原子軌道 百科名片部分原子軌道的角度分布波函數圖像定義 原子軌道（Atomic orbital）是單電子薛定諤方程的合理解ψ（x，y，z)。若用球坐標來描述這組解，即ψ（r，θ，φ)<=>R(r)·Y(θ，φ)，這里R(r)是與徑向分布有關的函數，稱為徑向分布函數，用圖形描述就是原子軌道的徑向分布函數；Y(θ，φ)是與角度分布有關的函數，用圖形描述就是角度分布函數目錄層次 能層（電子層） 能級（電子亞層） 軌道 自旋電子排布 綜述 能量最低原理 泡利不相容原理 洪德規則(Hund's rule) 電子排布式層次 能層（電子層） 能級（電子亞層） 軌道 自旋電子排布 綜述 能量最低原理 泡利不相容原理 洪德規則(Hund's rule) 電子排布式展開編輯本段層次能層（電子層）參見“腔弊電子層” 原子核外運動的電子繞核運動會受到原子核的吸引，他們運動能量上的差異可用他們運動軌道離核的遠近表現出來。具有動量較大的電子在離核越遠的地方運動，而動量較小的則在離核較近的地方運動。但是電子繞核運動與人造衛星繞地球運動不同。人造衛星繞地球運動的動量是連續變凱搜化的，由于能量的消耗，它的軌道會逐漸接近地球。但原子的能量是量子化的，原子核外電子運動的軌道是不連續的，他們可以分成好幾層，這樣的層，稱為“電子層”，也稱“能層”[1]。 氫原子光譜的巴爾默系氫原子線狀光譜（右圖，巴爾默線系）的事實可以證明電子層的存在。根據經典電磁學理論，繞核高速旋轉的電子將不斷從原子發射連續的電磁波，但從圖中可以發現，氫原子的光譜圖像是分立的，這與經典電磁學的推算結果矛盾，之后，玻爾提出了電子層的概念，成功推導出了描述氫原子光譜的里德伯公式（σ=R'×[(n^-2)-(m^-2)]）將里德伯常量R'與，普朗克常數聯系在一起，電子層的存在從此得到了公認[2]。 通常情況下，氫原子的電子在離核最近的電子層上運動，這時并不放出能量，此時的電子所處的狀態稱為“基態”。當氫原子從外界獲得能量（如灼熱、放電、輻射能等），它的電子可以遷躍到離核較遠的電子層上，此時的電子所處的狀態稱為“激發態”。當電子從離核較遠的電子層遷躍回能量相對更低也離核更近的電子層時，就會以光的形式放出能量。光的頻率ν和兩電子層的能量差∣E2-E1∣有下列關系[3]： hv=∣E2-E1∣ 其中，h為普朗克常數（6.62×10^-27爾格·秒） 因為電子層是不連續的所以電子遷躍放出的能量也是不連續的（量子化的），這種不連續的能量在光譜上的反映就是線狀光譜。 在現代量子力學模型中，描述電子層的量子數稱為主量子數（principal quantum number）或量子數n，n的取值為正整數1、2、3、4、5、6、7，對應符號為K、L、M、N、O、P、Q。對氫原子來說，n一定，其運動狀態的能量一定。一般而言：n越大，電子層的能量越高。 每個電子層所容納的電子個數有限，為2n^2個，但當一個電子層是原子的最外層時，它至多只能容納8個電子，次外層最多容納18個[4]。主量子數1 2 3 4 5 6 7 電子層KL M N O P Q 0族電子數2 2,8 2,8,8 2,8,18,8 2,8,18,18,8 2,8,18,32,18,8 暫無如果一個電子在激發態，一個有著恰當能量的光子能夠使得該電子受激輻射，釋放出一個擁有相同能量的光子，其前提就是電子返回低能級所釋放出來的能量必須要與與之作用的光子的能量一致。此時，受激釋放的光子與原光子像同一個方向運動，也就是說這兩個光子的波是同步的。利用這個原理，人們設計出了激光，它是可以產生頻率很窄的光的光源。 在越來越多的光譜實驗中，人們發現，電子在兩個相鄰電子層之間發生遷躍時，會出現多條相近的譜線，這表明，同一電子層中還存在著能量的差別，這種差別，就被稱為“電子亞層”，也叫“能級”。 能級（電子亞層）如果用更加精細的光譜儀觀察氫原子光譜，就會發盯圓歷現，原來的整條譜線又有裂分，這意味著量子化的兩電子層之間存在著更為精細的“層次”，這被稱為“能級”，每一電子層都原子軌道能級圖由一個或多個能級組成，同一能級的能量相同。 描述能級的量子數稱為角量子數（angular quantum number）用“l”表示。對于每一個電子層對應的主量子數n，l的取值可以是0、1、2、n-1，也就是說，總共有n個能級，因為第一電子層K的n＝1，所以它只有一個能級，而n=2的L層就有兩個能級，表現在光譜上就是兩條非常相近的譜線。 從第一到第七周期的所有元素中，人們共發現4個能級，分別命名為s，p，d，f。從理論上說，在第八周期將會出現第五個能級。主量子數n1 23 4 電子層 K L M N 角量子數（l）取值 0 0,1 0,1,2 0,1,2,3 能級符號 1s 2s,2p 3s,3p,3d 4s,4p,4d,4f 能級分裂 s，p，d，f能級的能量有大小之分，這種現象稱為“屏蔽效應”，屏蔽效應產生的主要原因是核外電子間靜電力的相互排斥，減弱了原子核對電子的吸引：s能級的電子排斥p能級的電子，把p電子“推”離原子核，p、d、f之間也有類似情況 總的屏蔽順序為 ns>np>nd>nf 因為離核越遠，能量越大，所以能量順序與屏蔽順序成反比 能量順序為 ns
嚴格說來不能說軌道，應說是亞層
只有指明電子層數時才說軌道，如1s 2p 軌道
s亞層是角量子數L為1的軌道，能容納一對自選相反的電子
p亞層是角量子數為2的軌道，能容納三對自選相反的電子
d亞層是角量子數為3的軌道，能容納五對自選相反的電子
往下f,g亞層以此類推，容納2L+1個電子
在多電子的原子中，我們根據電子自身能量的高低，將其排布在不同的電子層中，電子層用n表示，n的取值范圍是正整數，即n=1，2，3，4，5......電子的n值越大，代表電子的能量越高。
而同一電子層中的電子的能量還不完全相同，為了區別這些能量不同的電子，我們將其排入不同的亞層，亞層根據能量的高低可用s、p、d、f、g......表示，每個電子層的亞層數等于電子層的序數。如：
n=1，只有一個s亞層
n=2,有s、p兩個亞層
n=3，有s、p、d三個亞層
依此類推
一個電子層中的每個亞層稱作一個能級。
每個亞層的形狀各不相同，亞層的形狀在空間有不同的伸展方向，s、p、d、f亞層分別有1、3、5、7個伸展方向，每個伸展方向叫做一個軌道。籠統來說，s亞層的軌道可簡稱為s軌道，p亞層的軌道可簡稱為p軌道唯頃敏，d亞層的軌道可簡稱為d軌道。要是準確描述軌道，需要將電子層和亞層結合一起，如：1s,2s,2p,3s,3p,3d等等。
原子有核外電子，電子要排在軌道上；
總的說來，核外電子層分K、L、M、N、O、P，
可是科學家發現指枝，在這每一層上，又有很多能量不同的區域，即電子亞層；
這種電子亞層有四種，分別用字母s,p,d,f來表示；
電子亞層，其實你就可以理解為電子軌道群，
每個亞層上都有若干個軌道，
s亞層有1個軌道，p亞層有3個軌道，d亞層有5個軌道，f亞層有7個軌道，
有了這些軌道，電子才能裝進去，每個軌道上能容納2個自旋方乎橘向相反的電子（意思就是說，這兩個電子旋轉方向不一樣）。
那么我再給你找些實用的資料，以后對你會很有用的：
①K層只有s亞層，簡稱為1s；L層有s，p兩個亞層，簡稱為2s，2p；M層有s，p，d三個亞層，簡稱為3s，3p，3d；等等。
②由于亞層的存在，使同一個電子層中電子能量出現不同，甚至出現低電子層的高亞層能量大于高電子層的低亞層，各亞層能量由低到高排列如下：
1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f....... 補充一點：根據能量最低原理，電子通常總是先填充能量低的亞層（懂了這個你就知道為什么有時第三層，就是M層有時沒有填滿，電子就去添下一層N層了吧，如鈣，3s和3p都填滿了，但是沒填3d，就去填4s）
③：如果你想更了解關于電子亞層的知識，可以再了解一下：能量最低原理，洪特原理，保里不相容原理，洪特特例，如下：一、原子核外電子排布的原理處于穩定狀態的原子，核外電子將盡可能地按能量最低原理排布，另外，由于電子不可能都擠在一起，它們還要遵守保里不相容原理和洪特規則，一般而言，在這三條規則的指導下，可以推導出元素原子的核外電子排布情況，在中學階段要求的前36號元素里，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，要盡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，不會覺得有什么危險；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于一種較為安全（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…… 2．保里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、電子云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，這就是保里不相容原理所告訴大家的。根據這個規則，如果兩個電子處于同一軌道，那么，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，每個人相當于一個電子，每一個電梯相當于一個軌道，假設電梯足夠小，每一個電梯最多只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）。根據保里不相容原理，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；f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，將盡可能分占不同的軌道，且自旋平行；洪特規則的第二個含義是對于同一個電子亞層，當電子排布處于全滿（s2、p6、d10、f14）半滿（s1、p3、d5、f7）全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定。這類似于我們坐電梯的情況中，要么電梯是空的，要么電梯里都有一個人，要么電梯里都擠滿了兩個人，大家都覺得比較均等，誰也不抱怨誰；如果有的電梯里擠滿了兩個人，而有的電梯里只有一個人，或有的電梯里有一個人，而有的電梯里沒有人，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于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，然后將這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后，才去填充后面的亞層，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亞層處于半充滿時較為穩定，故其排布式應為：1s22s22p63s23p64s13d5 最后，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系：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于自旋相同還是自旋相反的狀態，而核外電子排布式不具備后一項功能。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，但它并沒有指明電子分布在哪些亞層上，也沒有指明每個電子的自旋情況，其優點在于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周期律的關系在原子里，原子核位于整個原子的中心，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：原子核外的電子盡可能分布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，那么這層的電子數不能超過8個，如果作為倒數第二層（次外層），那么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周期性變化規律，按最外層電子排布相同進行歸類，將周期表中同一列的元素劃分為一族；按核外電子排布的周期性變化來進行劃分周期如第一周期中含有的元素種類數為2，是由1s1~2決定的第二周期中含有的元素種類數為8，是由2s1~22p0~6決定的第三周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周期表劃分的主要依據，是元素性質周期性變化的根本所在。對于同族元素而言，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；對于同周期元素而言，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。 3．元素原子的核外電子排布與元素的化學性質元素的化學性質直接決定于該元素原子的核外電子排布情況，如堿金屬元素的最外層電子結構可表示為ns1，說明堿金屬元素一般容易失去最外層的1個電子（價電子），變成正一價的陽離子，從而形成惰性氣體的穩定結構（此性質即強還原性）；而鹵素的最外層電子結構可表示為ns2np5，說明鹵素在一般情況下很容易得到1個電子，變成負1價的陰離子，從而形成惰性氣體的穩定結構（此性質即強氧化性），當然，它們也可以失去最外層的價電子而呈現出+1、+3、+5、+7等價態。對于同一族元素而言，隨著電子層數的增加，金屬性越來越強，非金屬性越來越弱，這也取決于元素原子的核外電子排布情況。有了這些理論知識作指導（如下式所示），我們可以理解和推測元素的化學性質及其變化規律，從而大大減輕我們的記憶量。
原子軌道（Atomicorbital）是單電子薛定諤方程的合理解ψ（x，y，z)。若用球坐標來描述這組解，即ψ（r，θ，φ)<=>R(r)·Y(θ，φ)，這里R(r)是與徑向分布有關的函數，稱為徑向分布函數，用圖形描述爛謹就是原子軌道的徑向分布函數；Y(θ，φ)是與角度分布有關的函數，用圖形描述饑姿基就是角度分布函數.
用通俗點的語言回答就是:電子由于在原子核外做量子化的不連續運動，所以沒有像人造衛星繞地球轉那樣的確定運行軌道，所以電子饒核運動的軌道得用量子力學來描述,其量子力學描述就如上段所講.通俗講的話就是若以點來表示電子在某一時刻的空間位置的話，那冊鋒處于某一能量狀態的原子軌道的圖象就如下圖所表示的一樣，點密集的地方電子出現的概率大，點稀疏的地方電子的出現概率就小，下圖就是表示電子在原子軌道中運動狀態的最直接方式。
