原子轨道的种类
原子轨道、共价键的分类
（3） 洪特规则：
内容：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时， 电子尽量2P分2 占不同的原3d子4 轨道，且自旋4状d7态相同，这
样整个原子的能量最低。
练习
4f6
5f10
将下列的某轨↑道↓的电子↑排↓布式↑改写↑成相↑应的轨道表示式
12Sp2 3d24S 4d7 4f62P5f10
电子排布式
（2）极性键：共用电子对发生偏向的共价键， 不同种非金属元素的原子形成的共价键。成 键原子的电负性相差越大，键的极性越强。
配位键：由一个原子提供一对电子（孤电子 对）与另一个接受电子的原子形成共价键。 例，NH4+ 、H3O+
思考：
在水溶液中，NH3能与H+结合生成NH4+，
请用电子式表示Ｎ和Ｈ形成NH3的过程并讨
物理意义：表示电子云的形状。
用s、p、d、f分别表示不同形状的轨道。 轨道的类型不同，轨道的形状也不同。
s轨道：球形
p轨道：纺锤形
d原子轨道是花瓣形的； f轨道形状更复杂。
三、轨道的伸展方向：
物理意义：表示电子云在空间的伸展方向。与能量无关。
s轨道是球形对称的，只有 p轨道在空间有x、y、z3个伸展方向，
电子云图中小黑点的疏密表示___________， 成______________关系。
在多电子原子中，原子核外电子的运动状 态不同，人们从以下四个方面描述原子核 外电子的运动状态。
• 一、电子层 • 二、原子轨道 • 三、原子轨道伸展方向 • 四、电子的自旋状态
原子核外电子的运动特征
一、电子层（又称能层）n：
电子配对原理
最大重叠原理
两原子各自提供1 个自旋方向相反的 电子彼此配对。
人教版】高中化学选修3知识点总结
人教版】高中化学选修3知识点总结第一章原子结构与性质1.原子结构原子结构由能级、原子轨道和原子核外电子排布规律组成。
1.1 能级与能层能级是指原子中电子所处的能量状态，能层是指能级的集合，每个能层包含多个能级。
1.2 原子轨道原子轨道是指电子在原子中运动的轨道，根据量子力学理论，原子轨道可以分为s、p、d、f四种类型。
1.3 原子核外电子排布规律构造原理、能量最低原理、泡利原理和洪特规则是原子核外电子排布规律的基础。
构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按照一定顺序填入核外电子运动轨道（能级）。
能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。
泡利原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反。
洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。
2.记忆方法2.1 能级交错由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
2.2 洪特规则特例当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p、d、f、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
3.基态原子核外电子排布的表示方法3.1 电子排布式电子排布式是用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，例如K：1s22s22p63s23p64s1.3.2 稀有气体元素符号表示法为了避免电子排布式书写过于繁琐，可以把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1.3.3 外围电子排布式外围电子排布式（也叫价电子排布式）是指只考虑原子最外层电子排布的表示方法，例如K：[Ar]4s1变成了K：4s1.电子排布图是用来表示过渡元素原子电子排布式的一种方法，其中省略了符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式部分或主族元素、族元素的内层电子排布。
原子轨道的形状
原子轨道的形状
原子轨道是原子电子运动的轨迹，它是由原子核和电子之间的力学关系决定的。
原子轨道的形状取决于原子的结构，原子的结构又取决于原子中电子的数量和能量。
原子轨道的形状可以分为s、p、d和f四种类型。
s轨道是最简单的，它是一
个球形的轨道，电子可以在这个球形轨道上运动。
p轨道是一个椭圆形的轨道，它
有两个轴，电子可以在这两个轴上运动。
d轨道是一个八面体形的轨道，它有四个轴，电子可以在这四个轴上运动。
f轨道是一个十二面体形的轨道，它有六个轴，
电子可以在这六个轴上运动。
原子轨道的形状可以用数学模型来描述，这些模型可以帮助我们理解原子的结
构和电子的运动。
原子轨道的形状也可以用实验来确定，通过实验可以测量出原子轨道的形状，从而更好地理解原子的结构和电子的运动。
原子轨道的形状是原子结构的重要组成部分，它可以帮助我们更好地理解原子
的结构和电子的运动。
原子轨道的形状可以用数学模型和实验来确定，这些方法可以帮助我们更好地理解原子的结构和电子的运动。
高中化学原子轨道
高中化学原子轨道一、原子轨道的基本概念原子轨道是描述电子在原子中运动的空间区域，每个原子轨道对应一个特定的能量。
根据量子力学理论，原子轨道是通过求解薛定谔方程得到的波函数解，用于描述电子的概率分布。
原子轨道的主要特点包括：轨道的形状、轨道的能量、轨道的量子数等。
二、原子轨道的特性1. 轨道的形状原子轨道的形状是由薛定谔方程的解决定的。
根据轨道的形状，可以将原子轨道分为s轨道、p轨道、d轨道和f轨道等。
s轨道呈球状，p轨道呈双球状，d轨道呈双叶状，f轨道呈多叶状。
2. 轨道的能量原子轨道的能量是由轨道所对应的波函数的解析式决定的。
原子轨道的能量与轨道的主量子数、轨道的形状以及原子核电荷数有关。
一般来说，轨道的能量随着主量子数的增加而增加。
3. 轨道的量子数原子轨道的量子数是用来描述轨道特性的一组数值。
主量子数n决定了轨道的能级，角量子数l决定了轨道的形状，磁量子数ml决定了轨道在空间中的方向。
主量子数n的取值范围为1, 2, 3, ...，角量子数l的取值范围为0, 1, 2, ..., n-1，磁量子数ml的取值范围为-l, -l+1, ..., l-1, l。
三、主要类型的原子轨道1. s轨道s轨道是最简单的原子轨道，呈球状分布。
s轨道的主量子数为n，角量子数为0，磁量子数为0。
s轨道只有一个方向，所以每个轨道最多只能容纳2个电子。
常见的原子中，1s轨道是能量最低的轨道。
2. p轨道p轨道是呈双球状分布的原子轨道，有三个方向。
p轨道的主量子数为n，角量子数为1，磁量子数为-1, 0, 1。
每个p轨道最多可以容纳6个电子，分布在三个不同的方向上。
3. d轨道d轨道是呈双叶状分布的原子轨道，有五个方向。
d轨道的主量子数为n，角量子数为2，磁量子数为-2, -1, 0, 1, 2。
每个d轨道最多可以容纳10个电子，分布在五个不同的方向上。
4. f轨道f轨道是呈多叶状分布的原子轨道，有七个方向。
f轨道的主量子数为n，角量子数为3，磁量子数为-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3。
三种能量不同的原子轨道
三种能量不同的原子轨道
原子轨道是指电子在原子核周围运动的路径。
根据量子力学理论，原子中的电子只能处于特定的能量状态，这些能量状态对应于不同的原子轨道。
根据电子的能量水平，原子轨道可以分为三种不同的类型：s轨道、p轨道和d轨道。
s轨道是最简单的原子轨道，它是球形对称的。
s轨道只能容纳
两个电子，因此它是最低能量的轨道。
在原子中，第一个电子通常位于s轨道中。
p轨道是有向的，可以沿着三个不同的方向延伸。
每个p轨道可以容纳最多六个电子，分别位于三个不同的方向上。
p轨道的能量比s轨道高，因此电子一般不会首先进入p轨道。
d轨道比s轨道和p轨道的能量更高，因此通常不是第一个被填满的轨道。
d轨道的形状比较复杂，它们可以分为五个不同的子壳，每个子壳最多容纳10个电子。
总之，原子轨道的能量和形状对原子的化学特性和反应具有重要影响。
通过研究原子轨道的结构和特性，我们可以更好地理解元素的化学性质和反应机制。
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nl原子轨道 -回复
nl原子轨道-回复什么是nl原子轨道？在化学中，原子轨道是描述电子所在位置和能量的数学函数。
原子轨道可以分为不同的类型，其中一种常见的类型就是nl原子轨道。
这里的n 和l分别代表着主量子数和轨道量子数。
主量子数n表示电子所在的能级，它的取值范围从1开始，依次递增。
轨道量子数l则决定了电子在该能级上的具体位置。
轨道量子数的取值范围为0到n-1，它代表了原子轨道的形状。
以氢原子为例，它只有一个电子。
氢原子的n可以是1，轨道量子数l可以是0。
因此，氢原子只有一个1s轨道。
在这个轨道中，电子以一定的概率分布形式存在于原子核周围的空间中。
对于其他原子而言，n和l的取值范围会更大，因此它们具有更多的原子轨道。
例如，对于一种常见的元素碳来说，它的n可以是1、2或3，l可以是0、1或2。
因此，碳原子有1s、2s、2p和3s等原子轨道。
这些原子轨道具有不同的形状。
1s轨道是球对称的，在原子核周围呈球形分布。
2s轨道也是球对称的，但是它比1s轨道更大。
2p轨道则呈现出两个不同的形状，一个是呈现出一个圆盘形的2px轨道，一个是呈现出一个带脑袋的2py轨道。
这些不同的形状是由轨道量子数所决定的。
l=0时，对应的是s轨道；l=1对应的是p轨道；l=2对应的是d轨道；l=3对应的是f轨道。
这些轨道在原子中的分布情况不同，给了不同的电子空间分布。
除了n和l，每个原子轨道还有一个磁量子数，用ml表示。
磁量子数的取值范围为-l到+l。
对于不同的n和l值，磁量子数ml的取值数量也不同。
例如，对于l=0的s轨道，ml的取值只有一个，而对于l=1的p 轨道，ml的取值有三个，分别是-1，0和1。
总而言之，nl原子轨道描述了电子在原子中的位置和能量。
不同的n 和l值决定了不同形状的轨道，而磁量子数ml则决定了这些轨道在空间中的具体方向。
通过研究nl原子轨道，化学家可以更好地理解原子的电子结构和化学性质，这对于进一步研究化学反应和化学键的形成是非常重要的。
原子的轨道
原子的轨道原子轨道（德语：atomorbital；英语：atomic orbital），又称轨态，是以数学函数描述原子中电子似波行为。
此波函数可用来计算在原子核外的特定空间中，找到原子中电子的概率，并指出电子在三维空间中的可能位置。
“轨道”便是指在波函数界定下，电子在原子核外空间出现概率较大的区域。
具体而言，原子轨道是在环绕着一个原子的许多电子（电子云）中，个别电子可能的量子态，并以轨道波函数描述。
现今普遍公认的原子结构是波耳氢原子模型：电子像行星，绕着原子核（太阳）运行。
然而，电子不能被视为形状固定的固体粒子，原子轨道也不像行星的椭圆形轨道。
更精确的比喻应是，大范围且形状特殊的“大气”（电子），分布于极小的星球（原子核）四周。
只有原子中存在唯一电子时，原子轨道才能精准符合“大气”的形状。
当原子中有越来越多电子时，电子越倾向均匀分布在原子核四周的空间体积中，因此“电子云”越倾向分布在特定球形区域内（区域内电子出现概率较高）。
在原子物理学的运算中，复杂的电子函数常被简化成较容易的原子轨道函数组合。
虽然多电子原子的电子并不能以“一或二个电子之原子轨道”的理想图像解释，它的波函数仍可以分解成原子轨道函数组合，以原子轨道理论进行分析；就像在某种意义上，由多电子原子组成的电子云在一定程度上仍是以原子轨道“构成”，每个原子轨道内只含一或二个电子。
历史与命名早在1904年，日本物理学家长冈半太郎首度发表电子以类似环绕轨道的方式在原子内运转的想法。
1913年，丹麦物理学家尼尔斯·波耳提出理论，主张电子以固定的角动量环绕着体积极小的原子核运行。
然而，一直到1926年、量子力学发展后，薛定谔方程式才解释了原子中的电子波动，定下关于新概念“轨道”的函数。
由于这个新概念不同于古典物理学中的轨道想法，1932年美国化学家罗伯特·马利肯提出以“轨道”（orbital）取代“轨道”（orbit）一词。
原子轨道是单一原子的波函数，使用时必须代入n（主量子数）、l（角量子数）、m（磁量子数）三个量子化参数，分别决定电子的能量、角动量和方位，三者统称为量子数。
原子轨道表示式1～36
原子轨道表示式1～36原子轨道表示式（atomicorbitalnotation）是一种结构化方法，可以用来描述原子轨道。
它将原子轨道的属性，特别是它们的轨道能量和组成结构用1号至36号的数字来表示。
这36个表示法称为原子轨道表示式1号至36号。
原子轨道表示式被用来描述原子的结构，可以用来描述原子的属性，特别是它们的轨道能量和组成结构。
原子轨道表示式有三种不同的形式：1号至4号，5号至18号以及19号至36号。
1号至4号是最常用的表示法，它们可以用来描述原子电子结构中每个轨道中所具有的能量。
它们将原子电子结构分解成一系列的表示法，用1号至4号的数字来表示。
它们是1s、2s、2p、3s、3p和4s。
5号至18号的表示法则可用来描述每个原子电子层结构中的能量水平和电子配对状态。
它们将原子电子结构分解成一系列表示法，用5号至18号的数字来表示。
它们是5s、5p、6s、6p、7s、7p、8s、8p、9s、9p、10s、10p、11s、11p、12s、12p、13s、13p、14s、14p、15s、15p、16s、16p、17s、17p、18s。
最后，19号至36号的表示法可以用来描述电子态结构中的能量水平和电子配对状态，主要用于描述二重态和三重态结构。
它们将原子电子结构分解成一系列的表示法，用19号至36号的数字来表示。
它们是19s、19p、20s、20p、21s、21p、22s、22p、23s、23p、24s、24p、25s、25p、26s、26p、27s、27p、28s、28p、29s、29p、30s、30p、31s、31p、32s、32p、33s、33p、34s、34p、35s、35p、36s。
原子轨道表示式是一种理论模型，可以用来描述原子的结构，揭示它们的物理性质。
该模型可以以1号至36号的表示法来描述原子轨道的属性，特别是它们的轨道能量和组成结构。
原子轨道表示式使得原子电子层结构能够更容易地理解和掌握，并且在电子学、材料科学以及其他相关领域都起着非常关键的作用。
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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。