原子轨道总论__大学无机化学5
原子轨道知识点总结
原子轨道知识点总结1. 原子轨道的概念原子轨道是描述电子在原子中活动轨迹的概念，是量子力学中的概念。
根据量子力学的描述，电子以波动的形式存在，不同波长的波表示不同能量的电子，而原子轨道则表示了电子在原子核周围的可能位置及其对应的能量。
2. 原子轨道的种类根据量子力学的描述，原子轨道可以分为主量子数、角量子数和磁量子数来进行分类。
主量子数表示了原子轨道所在的能级，角量子数表示了原子轨道的角动量大小，而磁量子数表示了原子轨道在磁场中的取向。
主量子数的取值通常为正整数，角量子数的取值通常为整数，而磁量子数的取值通常为整数或者负整数。
3. 原子轨道的形状及描述根据量子力学的描述，原子轨道的形状可以分为s、p、d、f等不同类型。
s轨道是球对称的，p轨道是沿着x、y、z三个坐标轴的轴线对称的，d轨道是沿着x^2-y^2、xz、yz、x^2-y^2-2z^2四个不同轴线对称的，而f轨道则是沿着xyz坐标轴上更多不同轴线对称的。
不同类型的原子轨道对应不同的能量和角动量。
4. 原子轨道的能级原子轨道的能级是决定了电子在原子中的能量大小和分布的。
根据量子力学的描述，不同能级的原子轨道对应了不同的主量子数，能级越高对应的主量子数越大，对应的轨道也越远离原子核。
5. 原子轨道的填充规律原子轨道的填充规律遵循了泡利不相容原理、洪特规则和奥伯规则。
泡利不相容原理指出了原子轨道中的电子组成要尽量避免具有相同的量子数，洪特规则则是指出了相同能级的原子轨道应该先填充成对的电子，而奥伯规则是指出了原子轨道的填充顺序应该根据能量的大小，先填充能量低的原子轨道。
6. 原子轨道的量子数原子轨道的数量有无限个，对于每一个原子轨道，都有一个对应的量子数。
这些量子数包括了主量子数、角量子数、磁量子数和自旋量子数。
这些量子数决定了原子轨道的能量大小和空间分布情况，从而决定了原子电子的行为。
7. 原子轨道的重叠与杂化原子轨道的重叠是指两个或者多个原子轨道在空间中发生重叠的现象。
有机化学原子轨道
有机化学原子轨道引言：有机化学是研究有机物质的化学性质和反应机理的学科。
在有机化学中，原子轨道是描述原子中电子分布的理论模型。
本文将介绍有机化学中的原子轨道的概念、结构和性质，并探讨其在有机化学研究中的重要性。
一、原子轨道的概念原子轨道是描述原子中电子运动轨迹的概念，也可以理解为电子云的空间分布。
根据量子力学理论，原子中的电子并不像经典物理学中的行星围绕太阳一样绕轨道运动，而是处于一种模糊的状态，即电子云。
原子轨道可以用波函数来描述，波函数的平方表示在某个空间区域内找到电子的概率。
二、原子轨道的结构根据量子力学理论，原子中的电子分布在不同的能级上。
每个能级可以分为不同的轨道，包括s轨道、p轨道、d轨道和f轨道等。
s 轨道是最基本的轨道，形状近似为球对称的云，能容纳2个电子。
p轨道有三个不同的方向，形状近似为双叶状云，能容纳6个电子。
d轨道有五个不同的方向，形状更加复杂，能容纳10个电子。
f轨道更加复杂，能容纳14个电子。
三、原子轨道的性质原子轨道具有以下几个重要的性质：1. 轨道能级：不同的轨道具有不同的能级，能级越高，电子的能量越大。
2. 轨道形状：不同的轨道具有不同的形状，s轨道近似为球对称的云，p轨道近似为双叶状云，d轨道更加复杂。
3. 轨道容纳电子数：不同的轨道能容纳的电子数不同，s轨道能容纳2个电子，p轨道能容纳6个电子，d轨道能容纳10个电子，f 轨道能容纳14个电子。
4. 轨道能量：原子轨道的能量取决于电子的主量子数和角量子数，能量越低，电子越稳定。
四、原子轨道在有机化学中的重要性原子轨道在有机化学中起着重要的作用，它决定了化学反应的进行和化学性质的表现。
有机化学中的化学反应涉及到电子的重新排布和共享，而原子轨道描述了电子的分布和运动。
通过分析原子轨道，我们可以预测和解释有机化学反应的发生机理和产物生成。
例如，通过分析反应物和产物电子的分布情况，可以预测化学键的形成和断裂，从而理解有机分子的结构和性质。
大学无机化学知识点总结
大学无机化学知识点总结无机化学是化学学科的一个重要分支，对于大学化学相关专业的学生来说，掌握无机化学的知识点至关重要。
以下是对大学无机化学主要知识点的总结。
一、原子结构与元素周期律原子由原子核和核外电子组成。
原子核包含质子和中子，质子数决定了元素的种类。
电子在核外分层排布，遵循一定的规律。
原子轨道理论描述了电子在原子核外的运动状态。
包括 s、p、d、f 等轨道，其形状和能量各不相同。
元素周期表是无机化学的重要工具。
同一周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
二、化学键与物质结构化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键是由阴阳离子之间的静电作用形成的，通常存在于活泼金属与活泼非金属组成的化合物中。
共价键是原子之间通过共用电子对形成的，分为极性共价键和非极性共价键。
分子的空间构型对于物质的性质有着重要影响。
例如，甲烷分子是正四面体结构，氨气分子是三角锥形结构。
晶体结构也是无机化学的重要内容。
常见的晶体类型有离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体，它们具有不同的物理性质。
三、化学热力学基础热力学第一定律指出能量守恒，即能量可以在不同形式之间转化，但总量不变。
焓变（ΔH）是化学反应中热量变化的重要指标。
热力学第二定律涉及到熵（S）的概念，自发的过程总是朝着熵增加的方向进行。
通过吉布斯自由能（ΔG）可以判断化学反应的方向。
当ΔG ＜ 0 时，反应自发进行；当ΔG ＞ 0 时，反应非自发进行；当ΔG ＝ 0 时，反应达到平衡。
四、化学反应速率化学反应速率可以用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
影响化学反应速率的因素包括浓度、温度、压强、催化剂等。
浓度增大，反应速率加快；温度升高，分子运动加快，有效碰撞增加，反应速率增大；对于有气体参与的反应，压强增大，反应速率通常也会增大；催化剂能够改变反应的历程，降低反应的活化能，从而加快反应速率。
无机化学知识点学习笔记 (5)
《无机化学》学习笔记五第五章原子结构与元素周期性1.一般了解原子轨道、波函数、概率、概率密度、电子云等概念。
初步熟悉波函数、电子云的角度分布图。
2.了解四个量子数对核外电子运动状态的描述，电子层、亚层、能级、能级组的含义。
3.基本掌握原子核外电子排布原理及一般规律，了解各区元素原子电子层结构的特征。
4.了解电离能、电子亲合能、电负性及主要氧化数的周期性变化。
知识点：1.玻尔氢原子模型玻尔理论的基本假说有如下几点：(1)电子在原子内具有确定半径r和一定能量E的轨道运动。
在轨道上运动的电子处于“稳定状态”(简称“定态”)。
电子处于定态的原子并不辐射能量。
原子内的电子可以处于不同的定态，能量最低的定态称为“基态”，能量较高的定态称为“激发态”。
(2)电子可以吸收一定的能量从能量低的状态跃迁到能量高的状态，或从高能量定态辐射出一定的能量跃迁到低能量定态。
跃迁所吸收或辐射的辐射能频率ν由下式决定:hν= E2-E1(3)原子内运动的电子的能量是量子化的，这些轨道上的电子运动的能量，必须是h/2π的整数倍，即E n=nh/2π(n=1，2，3，4，・・・・・・)。
式中:h是普朗克常数，n是正整数，称为“量子数”。
此关系式为“玻尔的量子化条件”。
根据上述假设及经典力学的规律，计算得到氢原子基态时电子的能量为-13.6eV。
不同的定态轨道能量是不同的。
离核越近的轨道，能量越低，电子被原子核束缚得越牢;离核越远的轨道，能量越高。
轨道的这些不同的能量状态，称为能级。
①定态原子轨道②原子轨道的半径③原子轨道的能级④轨道能级量子化。
2.微观粒子及其运动特性--波粒二象性二十世纪初人们发现，光不仅有微粒的性质，而且有波动的性质，即具有波粒二象性。
3.测不准原理对于宏观物体，沿着确定的轨道，按确定的速度运动时，可以依据经典物理定律准确地确定其在任何指定时刻的位置和速度。
而对微观粒子则不同，不可能同时准确的确定其位置及速度。
无机化学 杂化轨道理论 PPT课件
不等性杂化
有单电子的 sp3 杂化轨道 与 H 的 1s 成 键；
故 H2O 分子呈 “V ” 字形 结构
sp3
不等性杂化
有对电子的 sp3 杂化轨道 不成键，为孤电子对。
H－O－H 键角本应 109°28′ 但由于孤电子对对于成键电对的 斥力，该键角变小，成为 104°45′
NH3 三角锥形 中心 N 原子 sp3 不等性杂化
sp3
不等性杂化
sp3
不等性杂化
3 条有单电子的 sp3 杂化轨道
分别与 H 的 1s 成 键。
分子呈三 角锥形结构
••
N
H
H
H
sp3
不等性杂化
由于孤电子对的影 响，H－N－H 角变小，
H 为 107°18′
•• N
H H
sp3不等性杂化hoh键角本应10928但由于孤电子对对于成键电对的的斥力该键角变小成为为10445nh3三角锥形中心n原子sp3不等性杂化sp3不等性杂化3条条有单电子的sp3杂化轨道分别与h的1s成??键
5. 4 杂化轨道理论
价键理论中讲过，CH4 形 成的过程中， 碳原子有激发的 步骤，以得到 4 个单电子。
杂化过程中形成的杂化轨道的 数目，等于参加杂化的轨道的数。
CH4 中参加杂化的有 2s，2px， 2py，2pz 共 4 条原子轨道。
形成的杂化轨道也是 4 条。 4 条形状和能量完全相同的 sp3 杂化轨道。
杂化过程的实质是波函数 的线性组合，得到新的波函数 —— 杂化轨道的波函数。
例如 s 和 px 杂化，产生两条
平行，两个 pz 之间成 键。
＋
＋
－
－
故乙烯中有 C = C 的存在。
无机化学第五章习题参考答案
第五章原子结构与元素周期律1、下列说法是否正确，为什么？（1）主量子数为1时，有两个方向相反的轨道；（2）主量子数为2时，有2s,2p两个轨道；（3）主量子数为2时，有4个轨道，即2s,2p,2d,2f；（4）因为H原子中只有一个电子，故它只有一个轨道；（5）当主量子数为2时，其角量子数只能取一个数，即l =1;（6）任何原子中，电子的能量只与主量子数有关。
2、试判断下表中各元素原子的电子层中的电子数是否正确，错误的予以更正，并简要说明理由。
3、第6能级组有哪些能级？分别用量子数或轨道符号表示：4、试讨论在原子的第4电子层（N）上：（1）亚层数有多少？并用符号表示各亚层。
（2）各亚层上的轨道数分别是多少？该电子层上的轨道总数是多少？（3）哪些轨道是等价轨道？5、写出与下列量子数相应的各类轨道符号，并写出其在近似能级图中的前后能级所对应的符号：（1）n=2, l=1(2) n=3, l =2(3) n=4, l =0(4) n=4, l =36、在下列各项中，填入合适的量子数：（1）n=?, l=2, m=0, m s=±1/2（2）n=2, l=?, m=-1, m s=±1/2（3）n=4, l=?, m=+2, m s=±1/2（4）n=3, l=0, m=?, m s=±1/27、指出下列假设的电子运动状态（依次为n,l,m, m s），哪几种不可能存在？为什么？（1）3，2，+2，+1/2 （2）2, 2, -2, +1/2（3）2, 0, +1, -1/2 (4) 2, -1, 0, +1/2(5) 4, 3, -1, 18、原子吸收能量由基态变成激发态时，通常是最外层电子向更高的能级跃迁。
试指出下列原子的电子排布中，哪些属于基态或激发态，哪些是错误的。
（1）1s2 2s2 2p1(2)1s2 2s2 2p62d1(3) 1s22s22p43s1(4) 1s2 2s4 2p29、写出原子序数为45，52，79各元素的原子核外电子排布式及其价层电子构型。
大学无机化学第五章试题及解答
⼤学⽆机化学第五章试题及解答第五章原⼦结构和元素周期表本章总⽬标：1：了解核外电⼦运动的特殊性，会看波函数和电⼦云的图形2：能够运⽤轨道填充顺序图，按照核外电⼦排布原理，写出若⼲元素的电⼦构型。
3：掌握各类元素电⼦构型的特征4：了解电离势，电负性等概念的意义和它们与原⼦结构的关系。
各⼩节⽬标：第⼀节：近代原⼦结构理论的确⽴学会讨论氢原⼦的玻尔⾏星模型213.6E eV n =。
第⼆节：微观粒⼦运动的特殊性1：掌握微观粒⼦具有波粒⼆象性（h h P mv λ==）。
2：学习运⽤不确定原理（2h x P mπ≥）。
第三节：核外电⼦运动状态的描述1：初步理解量⼦⼒学对核外电⼦运动状态的描述⽅法——处于定态的核外电⼦在核外空间的概率密度分布（即电⼦云）。
2：掌握描述核外电⼦的运动状态——能层、能级、轨道和⾃旋以及4个量⼦数。
3：掌握核外电⼦可能状态数的推算。
第四节：核外电⼦的排布1：了解影响轨道能量的因素及多电⼦原⼦的能级图。
2;掌握核外电⼦排布的三个原则：○1能量最低原则——多电⼦原⼦在基态时，核外电⼦尽可能分布到能量最低的院⼦轨道。
○2Pauli 原则——在同⼀原⼦中没有四个量⼦数完全相同的电⼦，或者说是在同⼀个原⼦中没有运动状态完全相同的电⼦。
○3Hund 原则——电⼦分布到能量简并的原⼦轨道时，优先以⾃旋相同的⽅式分别占据不同的轨道。
3:学会利⽤电⼦排布的三原则进⾏第五节：元素周期表认识元素的周期、元素的族和元素的分区，会看元素周期表。
第六节：元素基本性质的周期性掌握元素基本性质的四个概念及周期性变化1：原⼦半径——○1从左向右，随着核电荷的增加，原⼦核对外层电⼦的吸引⼒也增加，使原⼦半径逐渐减⼩；○2随着核外电⼦数的增加，电⼦间的相互斥⼒也增强，使得原⼦半径增加。
但是，由于增加的电⼦不⾜以完全屏蔽增加的核电荷，因此从左向右有效核电荷逐渐增加，原⼦半径逐渐减⼩。
2：电离能——从左向右随着核电荷数的增多和原⼦半径的减⼩，原⼦核对外层电⼦的引⼒增⼤，电离能呈递增趋势。
原子轨道小结
原子轨道小结
原子轨道是描述电子在原子中运动的概念，具体包括主量子数、角量子数、磁量子数和自旋量子数四个要素。
主量子数n描述了电子所处的能级，它的取值范围是正整数1、2、3……，能级越高，电子离原子核越远，能量越高。
主量子数n还决定了原子轨道的尺寸和形状，n=1时，原子轨道为1s
轨道，为最靠近原子核的轨道；n=2时，原子轨道有2s、2p
三个轨道，n=3时，原子轨道有3s、3p、3d五个轨道，以此
类推。
主量子数是描述原子轨道最重要的一个参数。
角量子数l描述了电子在原子轨道中的角动量，它的取值范围
是从0到n-1。
l=0对应s轨道，l=1对应p轨道，l=2对应d轨道，以此类推。
角量子数和主量子数共同决定了原子轨道的形状和方向。
磁量子数ml描述了原子轨道在空间中的定向，它的取值范围
是从-l到l。
对于s轨道，磁量子数只有一个取值为0；对于p
轨道，磁量子数有三个取值-1、0和1；对于d轨道，磁量子
数有五个取值-2、-1、0、1和2。
磁量子数决定了原子轨道在
空间中的排列方式。
自旋量子数描述了电子自旋的性质，它的取值只有两个，分别为+1/2和-1/2。
自旋量子数并不涉及轨道本身的特性，它描述
的是电子绕着自身轴旋转的性质。
总结起来，原子轨道的四个量子数共同决定了电子在原子中的
运动和排布方式。
主量子数决定了能级和尺寸，角量子数决定了形状和方向，磁量子数决定了排布方式，自旋量子数描述了电子的自旋性质。
这些量子数为我们研究原子结构和化学性质提供了基础。
无机化学关于原子轨道的判断
怎么判断杂化轨道是sp3,sp2,sp1sp3 杂化轨道所成的电子云是正四面体构型的，中心原子连接4个原子（或孤对电子），如甲烷、氨、水sp2 杂化轨道所成的电子云是正三角形构型的，中心原子连接3个原子（或孤对电子），如三氟化硼、烯烃（碳碳双键两端的碳）sp1 杂化轨道所成的电子云是直线型的，中心原子连接2个原子（或孤对电子），如氮气、一氧化碳、炔烃（碳碳叁键两端的碳）Ps：sp3d 杂化轨道所成的电子云是三角双锥构型的，中心原子连接5个原子（或孤对电子），如五氯化磷sp3d2 杂化轨道所成的电子云是四角双锥杂轨数=中心原子孤对电子对数+中心原子结合的原子数 =中心原子价电子对数（形成si ge ma 键）=（中心原子价电子对数+配位原子提供的电子数-离子带电荷数）/2o,s作配位原子时不计入总数若价电子总数为奇数以总数加一处理，如NO2属于VSEPR的AY4分子的中心原子A全取SP3杂化，AY3的原子或离子大都取SP2杂化，AY2全取SP杂化。
对于等性s-p杂化，满足sp<sp2<sp3递变规律的性质是下列哪一条？----------- ( )A杂化轨道的成键能力离域π键（大π键）1、定义：在多原子分子中如有相互平行的p轨道，它们连贯重叠在一起构成一个整体，p 电子在多个原子间运动形成π型化学键，这种不局限在两个原子之间的π键称为离域π键，或大π键。
以∏mn表示。
n为参与大π键的原子数，m为大π键的电子数。
∏mn中m = n时，称正常离域π键，如苯分子中含∏66；m＞n时形成多电子离域π键，如苯胺分子中含∏87；m＜n时，缺电子离域大π键，如乙硼烷分子中含∏23。
2、形成大π键的条件①这些原子都在同一平面上；②这些原子有相互平行的p轨道；③p轨道上的电子总数小于p轨道数的2倍。
3、化合物分子中的离域π键（1）苯C6H6分子中，每个C原子均采用sp2杂化，在生成的3个sp2杂化轨道中，2个与相邻的C原子形成sp2-sp2 C—Cσ键，生成C的六元环，还有1个sp2杂化轨道与H 原子的s轨道生成sp2—s C—H σ键，C、H原子都在同一平面上，每个C原子上未杂化的p轨道与分子平面垂直相互重叠，形成一个大π键，记作∏6 6。
原子轨道理论
CO [( 1σ)2 ( 2σ)2 ( 3σ)2 (4σ)2 (1π)4 (5σ)2 ]
NO [( 1σ)2 ( 2σ)2 ( 3σ)2 (4σ)2 (1π)4 (5σ)2 (2π)1 ]
CN－[( 1σ)2 ( 2σ)2 ( 3σ)2 (4σ)2 (1π)4 (5σ)2 (2π)1 ]
CO、NO、CN－ CO与N2是等电子分子，且C、N、O为同周期邻族元素， 故电子结构类似。异核双原子分子没有中心对称性，故 与N2又有区别。 分子轨道的能级和符号的对应关系如下：
N 2 1 g 1 u 2 g 2 u 1 u 3 g 1 g 3 u 三键 CO 1 2 3 4 1 5 2 6 三键
2σu (弱反键或非键) 2σg(强成键)
B2 C2 N2
3.3 双原子分子结构
1. 同核双原子分子
第二周期元素的2s与2p能级, 在B、C、N中相近, F、O 中则相差较大. 所以, 同核双原子分子B2、C2、N2的MO能 级顺序与F2、O2有所不同，明显特征是B2、C2、N2中3σg升 到1πu 之上. 不妨认为, 若2s与2p能级相近, 由此构成的对称 性相同的σ2s与σ2pz(键轴为z)会再次相互作用, σ*2s与σ*2pz也是 如此:
由于每个π3只相当于半个键，故BO=2. 尽管该键级与传 统价键理论的结论一致，但分子轨道理论圆满解释了顺磁性 ，价键理论则不能解释。
由MO计算的下列物种的键级顺序与实测键长顺序完全 相符，更清楚地表明分子轨道理论的正确性：
分子
O22-
键级
1.0
键长/pm 149
O2-
O2
O2+
1.5
2.0 2.5
两 个 AO 形 成 两 个 MO 时 ， AO 能 级 差 越 小 ， 形 成 的 MO能级分裂越大，电子转移到低能量的成键MO后越有 利. 反之，AO能级差越大，形成的MO能级分裂越小，电 子转移到低能量的成键MO后能量下降越不明显.
无机化学第5章
电子云图是概率密度| |2 的形象化说明。黑点密集的
地方， | |2 的值大，概率密度大；反之概率密度小。
32
电子云的角度分布
z z z x y
s y
px y y
dxz z
y
_
x
33
||2代表电子的概率密度。
每一个波函数代表一个原子轨道。
原子轨道——原子中一个电子的可能的空间运动状态。
注意：此处提到的原子轨道与 Bohr 原子模型所指的原
子轨道截然不同。 见书P127。
27
2. 波函数的径向部分和角度部分
将直角坐标三变量 x，y，z 变换成球坐标三变量 r，， 。 OP 的长度 (0—) OP 与 z 轴的夹角 ( 0 — ) OP 在 xoy 平面内的投影 OP′ 与 x 轴的夹角 ( 0 — 2 ) r P 根据 r，， 的定义，有 x = r sin cos y = r sin sin z = r cos r2 = x2 + y2 + z2
概率 = 体积×概率密度
23
二、 电子云
电子云——即电子在核外空间出现概率密度 分布的形象化描述。
y x
a
y
x
y x
b b 电子云的统计概念（二维投影） a) 单张照片；b) 二张照片 c)大量照片
24
三、 Schodinger波动方程
1926 年，奥地利物理学家 Schodinger 提 出一个描述核外电子等微观粒子运动状态 的方程，被命名为Schodinger方程。他奠 定了波动力学的基础，因而与P.A.M.狄拉 克共获1933 年诺贝尔物理学奖
化学轨道定理知识点总结
化学轨道定理知识点总结1. 原子轨道理论原子轨道理论是描述原子内电子分布的一种理论。
根据量子力学的原子结构理论，原子内的电子分布是由原子轨道决定的。
原子轨道是电子在原子核周围运动轨迹的描述，它描述了电子在三维空间中的分布情况。
根据量子力学的理论，原子轨道可以用波函数来描述，波函数的平方给出了电子在空间中的分布概率。
原子轨道理论包括了对原子轨道的分类、特性以及相互作用等内容。
根据波函数的形式和数学性质，原子轨道可以分为s轨道、p轨道、d轨道等不同类型。
它们具有不同的空间分布特性和能量特性，在原子化学中起着重要作用。
原子轨道之间存在相互作用，相邻轨道之间的相互作用会影响电子的分布情况和能量排布，从而影响原子的化学性质。
2. 分子轨道理论分子轨道理论是描述分子内电子分布和化学键形成的一种理论。
根据分子轨道理论，分子中的电子是填充在分子轨道中的。
分子轨道是描述分子内电子分布的一种理论模型，它类似于原子轨道，但是由多个原子核和多个电子参与形成。
分子轨道在空间中描述了分子中的电子分布，通过分子轨道的叠加形成了分子的共价键和轨道。
分子轨道理论包括了对分子轨道的形成、类型、能量排布以及在化学反应中的作用等内容。
根据量子力学的研究，分子轨道可以分为成键分子轨道、反键分子轨道和非键分子轨道等不同类型。
它们对应着分子内的化学键、抗键和非键电子分布，起着重要的化学作用。
分子轨道的能量排布和电子填充情况决定了分子的稳定性和反应性，是理解化学键和反应机理的重要工具。
化学轨道理论对于理解化学键的形成和化学反应的进行具有重要意义，它为化学研究提供了基本的理论框架。
通过对原子和分子轨道的计算和分析，可以获得电子分布的信息，从而揭示出化学物质的结构和性质。
化学轨道理论的发展也推动了计算化学和理论化学的发展，它在材料科学、药物设计和催化剂设计等领域有着广泛的应用。
总的来说，化学轨道理论是描述原子和分子内电子分布和化学键形成的重要理论，它包括原子轨道理论和分子轨道理论两个部分。
无机化学第五章 原子结构
n=1
l=0
m=0
只有一种伸展方向 球形轨道 一条轨道， 1s轨道
1s电子
y
+
z
x
S轨道
l=0
n=2 l=1
m=0
2s轨道
2s电子
m = -1 有三种伸展方向 m=0 m = +1 2px、2py、2pz z
-
+
x y
+
-
+
Pz轨道
Px轨道
Py轨道
三条p轨道， 2p轨道； 2p电子， n=2，有四条轨道。
用E=n+0.7l 解释：
7p
7 原 子 轨 6 道 近 似 5 能 级 4 图 3
2 1
6d 7s 6p 5d
每一方框：
5f
能级组(周期) 能级组的划分：
6s
5p 5s 4d
4f
E = n + 0.7l E6s＜E4f＜E5d＜E6p E6s = 6 + 0.7×0 = 6
第三电子层一共有9条原子轨道
z Spd 原 子 轨 道 的 角 度 分 布 剖 面 图
+
y
z x +
z x
+
x
+
x
-
-
Ys
z + +
Ypy
z + +
Ypx
y
Ypz
+ +
x
z
+
y
x
Ydxz +
Ydyz
+
-
y
Ydxy
+
x x
Ydz2
原子轨道理论ppt课件
2p
2p
2s
2s
1s
1s
C 碳 1s2 2s22p2
核外电子排布规则:
1. 能量最低原理
电子尽可能占据能量最低的轨道。
第一章 绪 论
2. 鲍里（Pauli）不相容原理： 每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对。
例如：He原子的核外电子排布
3.洪特（Hund）规则：
↑↓
电子在能级相同的轨道（简并轨道）上排布时，总是尽可能分占不同 的轨道，且自旋方向相同。
实验事实：原子的线状光谱
量子的意思就是不可分割的的基本个体
② 波粒二象性：实验事实：光电效应，衍射、干涉现象
电子衍射
宏观物体的运动特征：服从经典力学的规律
可以准确地测出在某一时刻所处的位置及运行的速度；可以描画它们的运 动轨迹。
微观物体的运动特征：服从量子力学规律，不服从经典力学的规律
海森堡测不准原理：不能同时准确测定一个电子的位置和能 量，只能知道电子在某一位置出现的概率。
描述核外电子自旋状态的参数
“电子自旋”并不是电子真象地球自转一样，它只是表示电子的两种不同的运动状态。
自旋量子数取值只有两个：(+1/2，-1/2)
+1/2 顺时针运动 ms =
-1/2 逆时针运动 可用向上和向下的箭头(“↑”“↓”)来表示电子的两种自旋状态。
不能有运动状态完全相同的电子存在
在同一原子中：
每个电子中的四个量子数不能完全相同
每一个轨道只能容纳两个自旋方向相反的电子 ↑↓
小结：
解薛定谔方程得到多个可能的解波函数Ψ ，电子在多条能量确定的原子轨道 中运动，每条轨道由n，l，m三个量子数决定。自旋量子数ms决定了电子的 自旋运动状态，结合前三个量子数共同决定了核外电子运动状态。
原子轨道总论__大学无机化学5资料
附一原子轨道1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。
具有能量较大的电子在离核越远的地方运动。
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。
通常情况下，氢原子的电子在离核最近的电子层上运动，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，它的电子可以跃迁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跃迁到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。
因为电子层是不连续的所以电子跃迁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。
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2n2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18个。
②若两个电子自旋相同，它们一定不在同一轨道；③每个轨道最多容纳两个电子。
3,洪德规则：电子在简并轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行。
对于同一个电子亚层，当电子排布处于全满（s^2、p^6、d^10、f^14），半满（s^1、p^3、d^5、f^7），全空（s^0、p^0、d^0、f^0）时比较稳定。
电子排布式的表示方法为：用能级符号前的数字表示该能级所处的电子层，能级符号后的指数表示该能级的电子数，电子依据“能级交错”后的能级顺序顺序和“能量最低原理”、“泡利不相容原理”和“洪德规则”三个规则进行进行。
另外，虽然电子先进入4s轨道，后进入3d 轨道（能级交错的顺序），但在书写时仍然按1s ∣2s,2p ∣3s,3p,3d ∣4s的顺序进行。
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。
大学无机化学第五章试题及解答
第五章 原子结构和元素周期表本章总目标：1：了解核外电子运动的特殊性，会看波函数和电子云的图形2：能够运用轨道填充顺序图，按照核外电子排布原理，写出若干元素的电子构型。
3：掌握各类元素电子构型的特征4：了解电离势，电负性等概念的意义和它们与原子结构的关系。
各小节目标：第一节：近代原子结构理论的确立 学会讨论氢原子的玻尔行星模型213.6E eV n =。
第二节：微观粒子运动的特殊性1：掌握微观粒子具有波粒二象性（h h P mv λ==）。
2：学习运用不确定原理（2h x P mπ∆∙∆≥）。
第三节：核外电子运动状态的描述1：初步理解量子力学对核外电子运动状态的描述方法——处于定态的核外电子在核外空间的概率密度分布（即电子云）。
2：掌握描述核外电子的运动状态——能层、能级、轨道和自旋以及4个量子数。
3：掌握核外电子可能状态数的推算。
第四节：核外电子的排布1：了解影响轨道能量的因素及多电子原子的能级图。
2;掌握核外电子排布的三个原则：○1能量最低原则——多电子原子在基态时，核外电子尽可能分布到能量最低的院子轨道。
○2Pauli 原则——在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子，或者说是在同一个原子中没有运动状态完全相同的电子。
○3Hund 原则——电子分布到能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式分别占据不同的轨道。
3:学会利用电子排布的三原则进行第五节：元素周期表认识元素的周期、元素的族和元素的分区，会看元素周期表。
第六节：元素基本性质的周期性掌握元素基本性质的四个概念及周期性变化1：原子半径——○1从左向右，随着核电荷的增加，原子核对外层电子的吸引力也增加，使原子半径逐渐减小；○2随着核外电子数的增加，电子间的相互斥力也增强，使得原子半径增加。
但是，由于增加的电子不足以完全屏蔽增加的核电荷，因此从左向右有效核电荷逐渐增加，原子半径逐渐减小。
2：电离能——从左向右随着核电荷数的增多和原子半径的减小，原子核对外层电子的引力增大，电离能呈递增趋势。
无机化学关于原子轨道的判断
怎么判断杂化轨道是sp3,sp2,sp1sp3 杂化轨道所成的电子云是正四面体构型的，中心原子连接4个原子（或孤对电子），如甲烷、氨、水sp2 杂化轨道所成的电子云是正三角形构型的，中心原子连接3个原子（或孤对电子），如三氟化硼、烯烃（碳碳双键两端的碳）sp1 杂化轨道所成的电子云是直线型的，中心原子连接2个原子（或孤对电子），如氮气、一氧化碳、炔烃（碳碳叁键两端的碳）Ps：sp3d 杂化轨道所成的电子云是三角双锥构型的，中心原子连接5个原子（或孤对电子），如五氯化磷sp3d2 杂化轨道所成的电子云是四角双锥杂轨数=中心原子孤对电子对数+中心原子结合的原子数 =中心原子价电子对数（形成si ge ma 键）=（中心原子价电子对数+配位原子提供的电子数-离子带电荷数）/2o,s作配位原子时不计入总数若价电子总数为奇数以总数加一处理，如NO2属于VSEPR的AY4分子的中心原子A全取SP3杂化，AY3的原子或离子大都取SP2杂化，AY2全取SP杂化。
对于等性s-p杂化，满足sp<sp2<sp3递变规律的性质是下列哪一条？----------- ( )A杂化轨道的成键能力离域π键（大π键）1、定义：在多原子分子中如有相互平行的p轨道，它们连贯重叠在一起构成一个整体，p 电子在多个原子间运动形成π型化学键，这种不局限在两个原子之间的π键称为离域π键，或大π键。
以∏mn表示。
n为参与大π键的原子数，m为大π键的电子数。
∏mn中m = n时，称正常离域π键，如苯分子中含∏66；m＞n时形成多电子离域π键，如苯胺分子中含∏87；m＜n时，缺电子离域大π键，如乙硼烷分子中含∏23。
2、形成大π键的条件①这些原子都在同一平面上；②这些原子有相互平行的p轨道；③p轨道上的电子总数小于p轨道数的2倍。
3、化合物分子中的离域π键（1）苯C6H6分子中，每个C原子均采用sp2杂化，在生成的3个sp2杂化轨道中，2个与相邻的C原子形成sp2-sp2 C—Cσ键，生成C的六元环，还有1个sp2杂化轨道与H 原子的s轨道生成sp2—s C—H σ键，C、H原子都在同一平面上，每个C原子上未杂化的p轨道与分子平面垂直相互重叠，形成一个大π键，记作∏6 6。
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附一原子轨道
1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。
具有能量较大的电子在离核越远的地方运动。
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。
通常情况下，氢原子的电子在离核最近的电子层上运动，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，它的电子可以跃迁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跃迁到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。
因为电子层是不连续的所以电子跃迁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。
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2n2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18个。
主量子数
1
2
3
4
5
6
7
电子层
K
L
M
N
O
P
Q
0族电子数
2
2,8
2,8,8
2,8,18,8
2,8,18,18,8
2,8,18,32,18,8
暂无
2能级（电子亚层）
如果用更加精细的光谱仪观察氢原子光谱，就会发现，原来的整条谱线又有裂分，这意味着量子化的两电子层之间存在着更为精细的“层次”，这被称为“能级”，每一电子层都由一个或多个能级组成，同一能级的能量相同。
描述能级的量子数称为角量子数用“l”表示。
对于每一个电子层对应的主量子数n，l 的取值可以是0、1、2、n-1，也就是说，总共有n个能级，因为第一电子层K的n=1，所以它只有一个能级，而n=2的L层就有两个能级，表现在光谱上就是两条非常相近的谱线。
从第一到第七周期的所有元素中，人们共发现4个能级，分别命名为s，p，d，f。
主量子数n
1
2
3
4
电子层
K
L
M
N
角量子数（l）
0,1
0,1,2
0,1,2,3
能级符号
1s
2s,2p
3s,3p,3d
4s,4p,4d,4f
3 能级分裂
当主量子数n相同时，即同一电子层之间不同的轨道角动量数l所对应的原子轨道形状不一样，即当价电子处于不同的轨道时，原子的能量降低的幅度也不一样，轨道贯穿的效果越明显，能量降低的幅度越大。
s，p，d，f能级的能量有大小之分，这种现象称为“能级分裂”，屏蔽效应产生的主要原因是核外电子间静电力的相互排斥，减弱了原子核对电子的吸引：s能级的电子排斥p能级的电子，把p电子“推”离原子核，p、d、f之间也有类似情况。
总的屏蔽顺序为：ns>np>nd>nf 。
能量顺序为：ns<np<nd<nf 。
4 能级交错
同一电子层之间有电子的相互作用，不同电子层之间也有相互作用，这种相互作用称为“钻穿效应”，其原理较为复杂，钻穿效应的直接结果就是上一电子层的d能级的能量高于下一电子层s的能量。
d层和s层发生交错，f层与d层和s层都会发生交错。
能级计算的经
验定律：能级的能量近似等于n+0.7l。
5 轨道
在外部磁场存在的情况下，许多原子谱线还是发生了更细的分裂，这个现象被叫做塞曼效应，这种分裂在无磁场和电场时不存在，说明，电子在同一能级虽然能量相同，但运动方向不同，因而会受到方向不同的洛伦兹力的作用。
描述轨道的量子数称为磁量子数符号“m”，对于每一个确定的能级（电子亚层），m有一个确定的值，这个值与电子层无关（任何电子层内的能级的轨道数相同）。
能级
s
p
d
f
磁量子数
1
3
5
7
轨道数
1
3
5
7
s能级为一个简单的球形轨道。
p能级轨道为哑铃形，分别占据空间直角坐标系的x,y,z轴，即有三个不同方向的轨道。
d的轨道较为复杂，f能级的七个轨道更为复杂。
6自旋
高分辨光谱事实揭示核外电子还存在着一种奇特的量子化运动，人们称其为自旋运动，用自旋磁量子数表示，每个轨道最多可以容纳两个自旋相反的电子，记做“↑↓”。
原子核也可以存在净自旋。
由于热平衡，通常这些原子核都是随机朝向的。
但对于一些特定元素，例如氙-129，一部分核自旋也是可能被极化的，这个状态被叫做超极化，在核磁共振成像中有很重要的应用。
7电子排布
电子在原子轨道的运动遵循三个基本定理：能量最低原理、泡利不相容原理、洪德定则。
1能量最低原理：能量最低原理的意思是：核外电子在运动时，总是优先占据能量更低的轨道，使整个体系处于能量最低的状态。
2泡利不相容原理：泡利不相容原理应用在电子排布上，可表述为：同一轨道上最多容纳两个自旋相反的电子。
该原理有两个推论：
①若两电子处于同一轨道，其自旋方向一定不同；
②若两个电子自旋相同，它们一定不在同一轨道；
③每个轨道最多容纳两个电子。
3,洪德规则：电子在简并轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行。
对于同一个电子亚层，当电子排布处于全满（s^2、p^6、d^10、f^14），半满（s^1、p^3、d^5、f^7），全空（s^0、p^0、d^0、f^0）时比较稳定。
电子排布式的表示方法为：用能级符号前的数字表示该能级所处的电子层，能级符号后的指数表示该能级的电子数，电子依据“能级交错”后的能级顺序顺序和“能量最低原理”、“泡利不相容原理”和“洪德规则”三个规则进行进行。
另外，虽然电子先进入4s轨道，后进入3d轨道（能级交错的顺序），但在书写时仍然按1s ∣2s,2p ∣3s,3p,3d ∣4s的顺序进行。
示例
H：1s^1
F：1s^2∣2s^2,2p^5
S：1s^2∣2s^2,2p^6∣3s^2,3p^4
Cr：1s^2∣2s^2,2p^6∣3s^2,3p^6,3d^5∣4s^1
为了书写方便，通常还会将电子排布式进行简化，用稀有气体结构代替已经充满的电子层
示例
Cr：1s^2∣2s^2,2p^6∣3s^2,3p^6,3d^5∣4s^1
简化后：[Ar]3d^5∣4s^1
简化后剩下的电子排布部分是价电子，会参与化学反应，在元素周期表中有标示。
8 磁量子数与原子轨道
磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向。
当l给定时，m的取值为从-l 到+l之间的一切整数（包括0在内），即0，±1，±2，±3，…±l，共有2l+1个取值。
即原子轨道（或电子云）在空间有2l+1个伸展方向。
原子轨道（或电子云）在空间的每一个伸展方向称做一个轨道。
例如，l=0 时，s电子云呈球形对称分布，没有方向性。
m只能有一个值，即m=0，说明s亚层只有一个轨道为s轨道。
当l=1时，m可有-1，0，+1三个取值，说明p电子云在空间有三种取向，即p亚层中有三个以x,y,z轴为对称轴的px，py，pz 轨道。
主量子数n：电子层的编号n 以及其代表字母
K（n=1）
L（n=2）
M（n=3）
N（n=4）
角量子数I：每个电子层分裂的能级的编号
每个电子层分裂的能级个数是0---n-1的正整数个
0符合，一个，用S代表
1S
0,1,符合，两个，0用S,用P
2S 2P
0,1,2符合，2用Q
3S,3P,3Q
0，1，2，3符合，用R代表3 4S,4P,4Q,4R
轨道个数，即磁量子数M
每个能级有自己的轨道个数，各层的S一样，各层的P一样，各层的Q一样，各层的R一样
M的个数取-I到+I的正整数
S：M=1
（0）
S：M=1
P：M=3
(-1,0，1三个)
S：M=1
P：M=3
Q：M=5
（-2，-1,0,1,2）
S：M=1
P：M=3
Q：M=5
R：M=7
（-3，-2，-1,0,1,2,3）
每个轨道最多容纳2个自旋方向相反的电子，则每个亚层容纳的最多的电子个数S层2个
P层6个
Q层10个
R层14个
每个电子层最多容纳电子个数2n^2
第一层2个
第二层8个
第三层18个
第四层32个
轨道形状
S轨道：球型
P轨道：哑铃型
D轨道：花瓣形
F轨道：复杂。