化学竞赛讲义(原子、分子结构)
化学竞赛专题讲座二：共价粒子的空间构型(分子结构)
化学竞赛专题讲座二、共价粒子的空间构型（分子结构）Lewis 结构 共振论 价层电子互斥模型（VSEPR ） 等电体原理 杂化轨道一、Lewis 结构 共振论1．令共价粒子中所有原子价层电子数为8（H 为2）时的电子总数为n 0，实际各原子价层电子数之和（加阴离子的电荷数、减阳离子的电荷数）为n v ，则：共价键数==(n 0—n v )/2 其中n 0—n v == n s 共用电子数2．依上述要求写出各种Lewis 结构式（以点线式表示），并用形式电荷Q F 对其稳定性进行判断：Q F == n v —n r （孤对电子数）—n s== 某原子所形成的价键数—该原子的单电子数（碳C 为4）8—该原子价电子数a.各原子的Q F 为零的结构最稳定；b.若相邻原子的Q F ≠0时，通常是 ①Q F 要小；②非金属性强（电负性大）的原子Q F ＜0，另一原子Q F ＞0为稳定结构； ③相邻原子的Q F 为同号则不稳定，但N 2O 4例外。
（二）共振论共价粒子若有不只1个相对合理的Lewis 结构式表示，在不改变原子的相对位置时，变换价键表示形式，用 表示，粒子的真实结构看作是这些Lewis 式的“混 合”。
则粒子中的价键特征平均化，且体系能量低于每个共振体的能量。
（三）键级【1】 N 2F 2有三种异构体（已合成了2种）、N 4H 4（H 化学环境完全相同），写出它们的Lewis 式并讨论其稳定性。
N 2F 2 ：N 4H 4：【例2】确定中S —N 键的键长。
因为：n 0 = 6×8 = 48 ， n v = 3 ×6 + 2×5 + 7—1 == 34 所以：共价键数==(n 0—n v )/2 ==(48—34)/2 = 7（一）共价粒子Lewis 结构式每个原子价层电子数达到8（H 为2），即为稳定结构——八隅律电子式（点式）结构式（线式）点线式对原子为8电子构型的粒子的简捷判定式“ ”F N=N F N=N F F F F N=N F N=N F ⊕ 反式 顺式稳定性依次减小H 2N N=N NH 2 H 2N NH 2 N=N N=NH 2N NH 2H N N H —N N —H ⊕ ⊕ ⊕⊕ Cl +S —SN NSCl +S —S N N S⊕+2Cl +S —S N N S⊕+2Cl +S —S N N S⊕ ⊕ Cl +S —S N NS⊕⊕ O O N —N O O ⊕ ⊕ H HN—N H H0 0 中N —N 键的键长＞ 中的N —N 键键长。
原子结构——高中化学竞赛
1-1-3 原子的质量
• 特征 原子的质量很小,不等于构成它的质子和中子 质量的简单加和，存在质量亏损 例：1摩尔氘原子的质量比1摩尔质子和1摩尔中子 的质量和小0.00431225g。该差值等于核子结合成 原子核释放的能量---结合能 不同数量的核子结合成原子释放的能量与核子 的数量不成比例。
比结合能是某原子核的结合能除以其核子数，比 结合能越大，原子核越稳定
跃迁规则 原子内电子可由某一定态跃迁 到另一定态，在此过程中放出或吸收辐射能。
其频率γ由下式决定：
γ= E2-E1/h (E2＞E1)
举例：
Balmer线系
Lyman系 Balmer系 Paschen系 Brackett系
应用:
1. 解释原子稳定存在的问题 2.计算电子绕核运动的半径r、在轨道上
M .Plack量子论(1909 )
根据A.Einstein光子学说(1908 年）
D.Rutherford有核原子模型
1913年，玻尔总结了当时的最近物理学发现，建立 了氢原子核外电子模型，解释了氢原子光谱，后 人称玻尔理论，要点如下：
行星模型 玻尔假定，氢原子核外电子是处 在一定的线形轨道上绕核运行的
)
: 波数(波长的倒数 = 1/ ，cm-1).
n : 大于2的正整数，n=3、4、5、6时分
别对应Hα、Hβ、Hγ、Hδ四条谱线的波长.
RH ： Rydberg常数， RH= R / c RH = 1.09677107 m-1vΒιβλιοθήκη 11 RH ( 22
1 )
n2
: 谱线波长的倒数, 波数(cm-1) n: 大于2的正整数 RH：里德堡常数：1.09677576107 m-1
运动行为。
高中化学竞赛培训讲义 分子结构
高中化学竞赛培训讲义分子结构【高中知识】一．化学键1.含义及其分类通称为化学键，包括离子键和共价键。
化学键的形成与有关，它主要通过原子的或来实现。
2.一个化学反应的过程，本质上是旧化学键断裂和新化学键的形成。
二、离子键：1、离子键称为离子键①成键微粒：②成键本质：③成键条件：注意：1含有离子键的化合物均为离子化合物（如：大多数金属化合物、碱、盐类）2 金属和非金属不一定形成离子键，例如：氯化铝3非金属和非金属也能形成离子键，例如：氯化铵例1.下列化合物中有离子键的是（）（1）KI （2）HBr （3）Na 2 SO 4（4）NH 4 Cl （5）H 2 CO 3三、电子式：1、定义：在化学反应中，一般是原子的电子发生变化，我们可以在元素符号周围用小黑点（·或X）来代表原子的最外层电子，这种式子叫电子式。
2、电子式的的书写（1）原子的电子式（2）离子的电子式（3）离子化合物的电子式（4）用电子式表示化合物的形成过程：例2.用电子式表示氯化钠的形成过程：注意：左边写原子的电子式，右边写化合物的电子式，中间用箭头连接，离子化合物还要用箭头表示出电子的转移方向，不写反应条件。
例3用电子式表示下列化合物的形成过程KBr：MgCl 2：Na2S：四、共价键1、共价键叫做共价键①成键微粒：②成键本质：③成键条件：注意：（1）只含有共价键的化合物属于共价化合物（即若存在离子键，一定为离子化合物）（2）共价键存在于非金属单质的双原子分子中，共价化合物和某些离子化合物中（如NaOH、Na2O2）。
（3）稀有气体不存在任何化学键2、共价键的表示方法①电子式：单质：化合物：②结构式（用短线“-”表示一对共用电子）：H2 N2 HClH2O NH3 CO2 CH4 Cl2③用电子式表示共价化合物的形成过程：H2：HCl：例1 用电子式表示下列化合物的形成过程CO2：H2O：3、共价键的分类：①非极性键：在双原子单质分子中，同种原子形成的共价键，两原子吸引电子的能力，共用电子对任何一个原子，成键的原子都电性。
高中化学竞赛课件分子结构
二、杂化轨道的特点
1.中心原子几个能量相近的原子轨道进行杂化； 2.杂化前后轨道的数目相同； 3.杂化轨道彼此的E、夹角、形状相同； 4.杂化轨道的成键能力大于原子轨道； 5.杂化轨道间采取在空间夹角最大、斥力最小的构型
VPN数=配位原子数、二者构型相同。
VPN构型
VPN n 31
分子构型
例 SnCl2
41
NH3
VPN n VPN构型 42
分子构型
H2O
1 6
2
IF5 XeF4
VPN n VPN构型 5 1 三角双锥
分子构型
变形四面体 SF4
5 2 三角双锥 T形 5 3 三角双锥
ClF3 XeF2
小 结*
1. O2，F2分子轨道能级图
2p
2p
2p
2p
2p
2p
2s
2s
2s
2s
O 2 (1 s ) 2 (1 * s ) 2 (2 s ) 2 (2 * s ) 2 (2 p ) 2 ( π 2 p ) 4 ( π * 2 p ) 2
2.N2，C2 ， B2
实测 PCl5 三角双锥
P： 3s23p3
3d
3p 3d
3p 3s
激发 3 s
sp3d杂化
5个sp3d轨道
5个杂化轨道与5个Cl原子含单电子的p轨道重叠成共 价键，所以 PCl5是三角双锥。
• sp3d2杂化
S： 3s23p4
3d 3p 3s
已知： SF6八面体
3p 3d
高中化学竞赛分子结构
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3
2．共价键
(1) 路易斯(Lewis)价键理论
化合物中的每一个原子都与它所键合的其它原子共用电子，
来完成价电子的八隅体 (氢为2)
原子最外层轨道上的电子为8个时，其化学性质最稳定，
称为八隅体。若不满8个时会与其他原子互相共享彼此电
子达到平衡稳定。因此能形成离子键或共价键。当两个电
负性相差较大的原子结合形成分子时，以离子键形成分子。
画出H2O、CO2的路易斯结构式
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6
［例］COCl2(光气)的路易斯结构式
no =8+8+2×8=32
nv=4+6+2×7=24
ns = no - nv=32-24=8
成键数=8/2=4
nl = nv – ns=24-8=16
孤电子对数=16/2=8
画出结构式：
Cl
CO
Cl
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7
画出CO32-的路易斯结构式
大 学 学 习 ， 1896 年 获 理 学 士
学位，以后在T．W．理查兹
指导下继续研究化学，于
1899 年 24 岁 时 获 哲 学 博 士 学
位。
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5
●路易斯结构式的写法： ① 画出分子或离子的骨架结构 (选择合理的、与实验事实相符的，一般氢原子、卤原子
在末端) 在每两个成键原子之间画上短线(其数目等于成键数)
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氢分子的形成
当具有自旋状态反平行的未成对电子的两个 氢原子相互靠近时，它们之间产生了强烈的 吸引作用，形成了共价键,从而形成了稳定 的氢分子。
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14
量子力学从理论上解释了共价键形成原因：
化学竞赛 分子结构课件
七、分子轨道理论(MO法） 1932年前后，美国人Mulliken和德国人Hund提出了分子轨道 理论，分子轨道理论和现代价键理论构成了现代共价键理论。 氢分子离子H2+ 是可以存在的。 1、分子轨道理论的要点 （1）分子轨道是由分子中原子的原子轨道线性组合而成，简 称 LCAO。 组合形成的分子轨道数与组合前的原子轨道数相等。
对称性不匹配
·· x _
_
+
+
· _·
+
+
它们重叠的结果是：一半正正重叠部分使系统能量降低， 另一半正负重叠部分使能量升高,两者效果抵消。系统 的总能量没有发生变化，形成非键轨道。
b. 能量近似原则 c. 最大重叠原则
-
+
-
+
-
+
-
ψ是两个对称性匹配的原子轨道同号叠加而成。在两核间电子 概率密度增大，对两核产生强烈的吸引作用，其能量低于原子 轨道，对成键有利。——成键轨道 成键轨道用符号σ，π，δ 表示 ψ* 是两个对称性匹配的原子轨道异号叠加 (或同号相减)而成。 电子在两核间出现概率密度减小，能量升高，对分子的稳定不 利，对原子的键合会起反作用——反键轨道 节面 反键轨道用符号σ*，π*，δ*表示 3、分子轨道中电子的填充顺序也遵从原子轨道填充电子的三 原理 4、分子轨道理论中，用键级的大小来说明两个相邻原子间成 键的强度，BO 键级可为整数，也可为分数，只要键级大于零，就可得到不同 稳定程度的分子。 5、按分子轨道沿键轴在空间分布的特征，可分为σ轨道、π轨 道和δ轨道三种
1 c1 a c2 b
* 1
c1 a c2 b
（2）成键轨道、反键轨道和非键轨道。 分子轨道能量低于组合前原子轨道能量者称为成键轨道(ψ1 ) 原子轨道线性组合成分子轨道后，分子轨道中能量高于组合前 原子轨道能量者称为反键轨 道 (ψ 1 * )。 组合前后能量相等者称为非键轨道。 2、有效组成分子轨道的条件 a.对称性匹配 只有对称性相同的原子轨道才能组成分子轨道。 此条件是指原子轨道ψa和ψb相对于成键原子间的键轴应有相 同的对称性。 原子轨道相互叠加组合成分子轨道时象波的叠加一样，须考虑 位相的正负号；原子轨道重叠的部分必须有相同的符号。 上述三种情况满足对称性匹配要求。 如果原子轨道在组成分子轨道时，一部分是(+,+ )重叠,另一部 分却是 ( +, －)重叠。
高中化学竞赛分子结构
●多电子结构： 为达到稳定结构，成键原子价电子数比八隅体多
如：POCl3的稳定结构中，P原子周围有10个价电子，多于8 ● 缺电子结构：
为达到稳定结构，成键原子价电子数比八隅体少 如：BF3的稳定结构中，B原子周围只有6个价电子，少于8
2．共价键
(1) 路易斯(Lewis)价键理论
化合物中的每一个原子都与它所键合的其它原子共用电子，
来完成价电子的八隅体 (氢为2)
原子最外层轨道上的电子为8个时，其化学性质最稳定， 称为八隅体。若不满8个时会与其他原子互相共享彼此电 子达到平衡稳定。因此能形成离子键或共价键。当两个电 负性相差较大的原子结合形成分子时，以离子键形成分子。 但两个电负性相等或相近的原子结合形成分子时，以共用 电子对形成八隅体，那么A和B原子都形成稳定的八电子 结构，这种原子间的作用力称为共价键。
鲍林 Linus Pouling
美国化学家。1901年2月28日出 生于一个药剂师家中。自幼对 父亲在药房配药发生兴趣。在 中学时代他就喜欢做化学实验。 由于化学成绩优秀，老师破格 让他做高一级的化学实验并参 加老师的研究工作。1922年 毕业于俄勒冈州立大学化工系， 加州理工学院攻读化学。 1925年获博士位，曾到欧洲 各国作访问学者。1927年回 到加州大学理工学院，1931 年升任教授。1969年任斯坦 福大学化学教授一职直到退休。 1974年任该校荣誉教授。
键能越=大(43 ，3.1 化+学39键7.5越+3 牢38 固.9)。/3 双=3 键89 的.8键kJ能m 比ol单-1 键的键 能大得多，但不等于单键键能的两倍。
全国高中化学竞赛学习资料
全国高中化学竞赛资料第一讲原子结构。
核外电子运动状态，用s、p、d等来表示基态构型（包括中性原子、正离子和负离子），核外电子排布。
电离能和电负性。
一、原子核1．原子核（1）原子的组成原子核和核外电子构成（2）原子核的组成质子（p）和中子构成AZN）数之和，是质子和中）和中子（）数值上等于质子数（（3）质量数（APN 子相对质量之和取其整数值。
+=（4）原子符号（5）原子中的质量（由原子核的质量决定）、体积（由核外电子运动的空间区域决定）、电性（质子数等于核外电子数，电中性）关系2．同位素123H）的总H 具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子（如、H、1（）元素称12H、具有确定的质子数和中子数的原子，氢元素有三种核素：、H）核素（23H（3）同位素同种元素不同种核素互称为同位素,如互称同位素a.同位素的化学性质几乎相同b.稳定核素在自然界中含量不变22351814C等、) O重要同位素的应用c.(、H、U3．相对原子质量（1）相对原子质量的定义12C质量的1/121 ）核素（原子或同位素）的相对原子质量（2 以个作标准，其他核素的质量跟它的比值（3）核素（原子或同位素）的近似原子量在数值上等于质量数（4）元素的相对原子质量同种元素各种核素的相对原子质量的平均值（5）元素的近似原子量同种元素各种核素的近似相对原子质量的平均值例：33969777%Cl3724．966 36．23% Cl35．453平均357535 ．Cl 77%372437Cl ．23%4平均．35 二、微观粒子的运动规律）、l3（）电子层（n）、电子亚层（ln 每层最取取符多容纳每层轨道数符号电子数值号值2 1 0 K 1 1s8 2 L 2s、2p 1+3=4 1182 1+3+5=9 、3 M 3s、3p3d、、4s、4p4d32N 4 3 1+3+5+7=16 4f………………n-1 …… n决定电子运动离核的距离 n和l 决定电子的能量一种状态 a．s电子云球形 p）p、三种取向（电子云．bp 纺锤形 p、zxy d、、d、五种取向（电子云．cd 四叶花瓣形 ddd）、z2xzx2-y2xyyz电子云．df 形状复杂 ns按能级交错、(n-1)d、(n-2)f、np顺序，能量由低到高．核外电子排布规律3．a. 能量最低原理按ns、(n-2)f、(n-1)d、np顺序填入电子b. 泡利不相容原理同一原子中找不到运动状态完全相同的两个电子，即1 个轨道最多容纳2个电子c. 洪特规则及特例电子尽可能占有最多的等价（能量相同的）轨道电子在填入轨道时，半满、全满、全空状态时更稳定（7）表示核外电子排布的方法a. 原子结构简图b. 电子排布式c. 轨道表示式练习：A．用电子排布表示19—36号元素的核外电子排布B．用轨道表示式表示1-18元素的核外电子排布五、元素周期律1．元素周期律的内容元素的性质随核电荷数递增而呈现周期性的变化2．元素周期律中元素的性质指的是什么(第1电离能、原子半径、主要化合价等) I）从气态原子上失去1个电子变成（1）电离能（+1价气态阳离子所需要I 表示；从+1价气态阳离子失去1个电子变成+2的能量叫第1电离能，用价气1I 表示等。
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第八原子结构自然界的物质种类繁多，性质各异。
不同物质在性质上的差异是由于物质内部结构不同而引起的。
大多数物质由分子组成，分子又由原子组成。
在化学反应中，原子核不变，起变化的只是核外电子。
要了解物质的性质及其变化规律，有必要先了解原子结构，特别是核外电子的运动状态。
第一节原子的组成一、原子的组成19世纪初，英国科学家道尔顿（J.Dalton）提出了原子论，认为物质是由不可再分的原子组成。
使19世纪的人们几乎都认为原子不可再分，直到19世纪末电子和放射性的发现，人类才舍弃了原子不能再分割的传统观念。
20世纪初期，英国物理学家卢瑟福（Rutherford E）利用α粒子散射实验确认了原子核的存在，建立了原子结构的行星模型：电子绕原子核运动，好比太阳系中的行星运动那样。
通过众多科学家的不断探索，使人们通过科学实验认识了原子的内部结构：原子（atom）是由原子核和核外电子组成，原子核(atomic nucleus)带正电，核外电子带负电，一个电子带一个单位负电荷；原子核由质子和中子组成，一个质子(proton)带一个单位的正电荷；质子数等于原子核所带电荷数；中子(neutron)不带电；整个原子是中性的。
为了研究方便，人们将元素按核电荷数由小到大排列成序，形成的序号称为原子序数(atomic number)。
显然，原子序数在数值上等于这种原子的核电荷数。
在原子中存在以下关系：原子序数＝核内质子数＝核电荷数＝核外电子数例如：6号碳元素，其原子的核电荷数为6，原子核内有6个质子，核外有6个电子质子的质量为1.6726⨯10-27kg,中子的质量为1.6748⨯10-27kg。
由于质子、中子的质量很12原子质量的小，计算不方便，所以通常用它们的相对质量。
相对原子质量衡量的标准为C1/12，其质量为1.6606⨯10-27kg。
质子和中子对它的相对质量分别为1.007和1.008，取近似整数值为1。
由于电子的质量很小，约为质子质量的1/1836，所以在原子的质量中，电子的质量可以忽略不计，所有原子的质量主要集中在原子核上。
接近于整数，约为质子和中子数目之和，称为原子的质量数（mass number ），用符号A 表示质量数，用Z 表示质子数，用N 表示中子数，则得到：原子的质量数（A ）＝质子数（Z ）＋中子数（N ）以X A Z 代表一个质量数为A 、质子数为Z 的原子，现将组成原子的粒子间的关系归纳如下：原子(X A Z )⎪⎩⎪⎨⎧⎩⎨⎧-个核外电子个中子（个质子原子核Z Z A Z )如Cl 3517,C 126,Na 2311等。
质量数和核电荷数是表示原子核组成的两个基本量。
同一元素可以有质子数相同，中子数不同的多种原子存在，如核电荷数为17的氯元素有中子数为18和20两种原子;氧元素也存在中子数为8和10两种原子。
因此，氯元素就有Cl 3517、Cl 3717两种原子，氧元素就有O 168、O 188两种原子。
二、同位素在研究原子核组成的时候，发现同种元素的原子具有相同的核电荷数，但具有不同的质量数（即不同的原子量）。
显然，质量数不同是由于中子数不等而引起的。
我们把原子核内具有相同的质子数和不同的中子数的原子，互称为同位素（isotope ）。
例如，氢元素有普通氢原子H 11（称为氕）、重氢原子H 21（称为氘）和超重氢原子H 31（称为氚）三种原子互为同位素，它们的原子核里都只含有一个质子，原子序数都为1，但普通氢原子核里不含有中子，重氢原子含有一个中子，超重氢原子含有两个中子。
因此，它们具有不同的质量数。
前面提到的氯元素、氧元素的不同原子都分别为它们的同位素。
在周期表中，几乎所有的元素都有同位素，只是同位素的数目各不相同，碳元素的同位素有C 126、C 136和C 146，其中C126就是人们将其质量的1/12作为相对原子质量标准的碳原子，亦可表示为C – 12；碘元素的同位素有I 12753、I 13153；钴元素的同位素有Co 5927、Co 6027等。
由于同一元素的各种同位素原子，它们的核电荷数（质子数）相同，核外电子数相同，而中子数不同，质量数不同，它们的物理性质有差异，但化学性质几乎完全相同。
天然存在的绝大多数元素里，各同位素的相对含量是固定的。
通常所说的某元素的相对原子质量是按其同位素依一定比例所表现的平均原子量，这就是许多元素的原子量不是整数的原因。
例如，普通的氯由Cl 3517占75.53%和Cl 3717占24.47%两种同位素所组成的。
故氯的平均原子量为：35⨯75.53%+37⨯24.47%=35.45即氯元素的相对原子质量是35.45。
同位素按它们的性质可以分为稳定性同位素和放射性同位素两类。
放射性同位素放出的射线是从原子核中放出的，它是一种原子核反应的产物。
放射性同位素原子核反应的结果，一方面放出各种射线，另一方面转变成另一种元素。
这种变化叫做元素的衰变。
放射性同位素和稳定性同位素的化学性质相同，不过放射性同位素能放出一定的射线，这是稳定性同位素所没有的。
放射性同位素放出来的射线，很容易被灵敏的探测仪器所发现和测定。
放射性同位素跑到哪里都可以用仪器找到它的踪迹，因而我们称放射性同位素的原子为“示踪原子”。
放射性同位素在科技发展和经济建设中有很重要的用途。
目前在医药领域已广泛应用放射性同位素作诊断和治疗。
例如，正常人甲状腺吸碘量是一定的，若甲状腺发生病变，则吸碘量也随之改变。
让病人服用少量含有放射性I 13153的制剂，然后在甲状腺附近用探测仪测量I 13153放出的射线强弱，就可以帮助诊断治疗甲状腺的病变；Co 6027放出的射线能深入组织，对癌细胞有破坏作用；C 146含量的测定可推算文物和化石的“年龄”；用放射性同位素作示踪原子，研究药物的作用机制，药物的吸收和代谢等。
近几年来，放射性同位素的应用得到迅速发展，如放射性同位素扫描，已成为诊断脑、肝、肾、肺等病变的一种安全简便的方法。
第二节 核外电子的运动状态一、核外电子运动的特殊性我们知道，地球沿着固定轨道围绕太阳运动，地球的卫星（月球或人造卫星）也以固定的轨道绕地球运转。
这些宏观物体运动的共同规律是有固定的轨道，人们可以在任何时间内同时准确地测出它们的运动速度和所在位置。
电子是一种极微小的粒子，质量为：9.1 10-31kg，在核外的运动速度快（接近光速）。
因此电子的运动和宏观物体的运动不同。
和光一样，电子的运动具有微粒性和波动性的双重性质。
对于质量为m，运动速度为v的电子，其动量为：P=mv其相应的波长为：λ=h/P=h/mv （8-1）式（8-1）中，左边是电子的波长λ，它表明电子波动性的特征，右边是电子的动量P （或mv），它表明电子的微粒性特征，两者通过普朗克常数h联系起来。
实验证明，对于具有波动性的微粒来说，不能同时准确地确定它在空间的位置和动量（运动速度）。
也就是说电子的位置测得愈准时，它的动量（运动速度）就愈测不准，反之亦然。
但是用统计的方法，可以知道电子在原子中某一区域内出现的几率。
图8-1氢原子五次瞬间照像图8-2若干张氢原子瞬间照片叠印电子在原子核外空间各区域出现的几率是不同的。
在一定时间内，在某些地方电子出现的几率较大。
而在另一些地方出现的几率较小。
对于氢原子来说，核外只有一个电子。
为了在一瞬间找到电子在氢原子核外的确切位置，假定我们用高速照相机先给某个氢原子拍五张照片，得到图8-1所示的五种图象，⊕代表原子核，小黑点表示电子。
如果给这个氢原子照几万张照片，叠加这些照片（图8-2）进行分析，发现原子核外的一个电子在核外空间各处都有出现的可能，但在各处出现的几率不同。
如果用小黑点的疏密来表示电子在核外各处的几率密度（单位体积中出现的几率）大小，黑点密的地方，是电子出现几率密度大的地方；疏的地方，是电子出现几率密度小的地方，如图8-3所示。
像这样用小黑点的疏密形象地描述电子在原子核外空间的几率密度分布图象叫做电子云（electron cloud）。
所以电子云是电子在核外运动具有统计性的一种形象表示法。
图8-3氢原子的电子云图图8-4氢原子电子云界面图从图8-3中可见，氢原子的电子云是球形的，离核越近的地方其电子云密度越大。
但是由于离原子核越近，球壳的总体积越小，因此在这一区域内黑点的总数并不多。
而是在半径为53pm 附近的球壳中电子出现的几率最大，这是氢原子最稳定状态。
为了方便，通常用电子云的界面表示原子中电子云的分布情况。
（如图8-4所示）所谓界面，是指电子在这个界面内出现的几率很大（95%以上），而在界面外出现的几率很小（5%以下）。
因此把电子出现概率相等的地方连接起来，作为电子云的界面，这个界面所包含的空间范围称为原子轨道。
由此可见，原子轨道实际上就是电子经常出现的区域，与宏观的轨道有着完全不同的含义。
二、核外电子的运动状态电子在原子核外一定区域内作高速运动，都具有一定能量。
实验证明，电子离核越近，能量越低；离核越远，能量越高。
电子离核的远近，反映出电子能量的高低。
对于多电子原子，其核外电子的运动状态比较复杂，可用四个量子数（quantum number）来描述。
这四个量子数是主量子数（n）、角量子数（l）、磁量子数（m）、自旋量子数（m s）。
它们的物理意义和取值如下：（一）主量子数（n）——电子层在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同。
能量低的电子通常在离核近的区域运动；能量较高的电子，通常在离核较远区域运动。
根据电子的能量差异和通常运动区域离核的远近不同，可以将核外电子分成不同的电子层。
主量子数n是用来描述原子中电子出现几率最大区域离核的远近，或者说它是决定电子层数的。
主量子数的n的取值为1，2，3…等正整数。
例如，n=1代表电子离核的平均距离最近的一层，即第一电子层；n=2代表电子离核的平均距离比第一层稍远的一层，即第二电子层。
余此类推。
可见n愈大电子离核的平均距离愈远。
在光谱学上常用大写拉丁字母K，L，M，N，O，P，Q代表电子层数。
主量子数n是决定电子能量高低的主要因素。
对单电子原子来说，n值愈大，电子的能量愈高。
但是对多电子原子来说，核外电子的能量除了同主量子数n有关以外还同原子轨道（或电子云）的形状有关。
因此，n值愈大，电子的能量愈高这句话，只有在原子轨道（或电子云）的形状相同的条件下，才是正确的。
（二）角量子数（l）——电子亚层在同一电子层中，电子的能量还稍有差别，电子云的形状也不相同。
这些处在同一电子层中的电子的能量高低和电子云的形状，可以用角量子数l或电子亚层来描述。
角量子数又称副量子数，决定电子云的形状（或原子轨道的形状），也表示电子亚层。
角量子数的取值受主量子数的限制，当n给定时，l可取值为0，1，2，3…（n-1），共个n 整数值。