多电子原子轨道能量
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
半充满（p3，d5，f7）
1.写出24Cr 、29Cu的电子排布式和 轨道表示式
2.某元素的原子，3p能级有两个未 成对电子，则该原子可能是？
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
4、以下是表示铁原子的3种不同化学用语。 铁原子结构示意图
铁原子电子排布式 1s22s22p63s23p63d64s2
3d
d轨道电子分布和自旋情况正确的是（BDF）
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
课堂练习
用轨道表示式表示出铁原 子的核外电子排布
泡利原理
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
洪特规则
能量最低原理
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
画出24Cr 的轨道排布式
↑↑ ↑ ↑ ↑
铁原子电子排布图 4S 3P
（轨道表示式） 3S
2P 2S 1S
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
思考：写出Ne原子的轨道表示式 1s 2s 2p
那么O原子的轨道表示式 怎么写呢？
1s 2s 2p
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
3.当碳原子的核外电子排布由
转变为
时，下列说法正确的是：
AC
A.碳原子由基态变为激发态
核电荷数=核内质子数=核外电子数 质量数=质子数+中子数
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
核外电子的分层排布规律:
（1）先排能量低的电子层，由里往外再排能 量高的电子层。
（2）每一层最多容纳电子数：2n2个。
（3）最外层电子数不超过8个（K层为最外层 时不超过2个）。 （4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层 不超过32个。
比较下列多电子原子的原子轨道能量的高低⑴2s2p4s3s3p4p2s
（三）电子自旋：
电子不仅在核外空间不停地运动，而且还做自旋 运动。电子的自旋有两种状态，通常采用↑↓ 来表示电子的不同自旋状态。电子自旋并非像地 球绕轴自旋，只是代表电子的两种不同状态。
电子平行自旋： ↑↑ 电子反向自旋： ↑↓
原子核外电子的运动特征
知识回忆：原子核外电子的运动有哪些特点？
1.可用统计(图示)的方法研究电子在核外出现的几率。 电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云 雾笼罩在原子核周围，人们形象的称为电子云。 电子云图中小黑点的疏密表示电子出现的机会大小， 与其成正比关系。
思考：
我们已经知道电子是分层排布的，那么是什么原因导致
2．伸展方向
相同形状的原子轨道还可有不同的伸展方向，伸展方 向决定该种类型轨道的个数。
s轨道是球形对称的，只有1个轨道。
p轨道在空间有x、y、z3个伸展方向，所以p轨道含3 个轨道，分别记作：px、py、pz。 d轨道有5个伸展方向，即d轨道含5个轨道。
f轨道有7个伸展方向，即f轨道含7个轨道。
电子层 1 2
n
1
2
3
4
电子层 第一 第二 第三第四 Nhomakorabea原子轨道 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
1．原子轨道物理意义：表示电子云的形状。
轨道类型不同，轨道的形状也不同。人们用小写的 英文字母s、p、d、f分别表示不同形状的轨道
轨道符号 s
p
d
f g ···
轨道形状 球形 纺锤形 花瓣型 ··· ··· ···
子
运
动
4、决定多电子原子轨道能量E的是（）
第五章物质的结构基础练习题一选择题1.决定多电子原子轨道能量E的是( )A. 量子数nB. 量子数n和lC. 量子数n、l和mD. 量子数l2. 24Cr的价电子构型为( )A. 1s22s22p63s23p63d44s2B. 1s22s22p63s23p63d54s1C. 3s23p63d54s1D. 3d54s13.下列各组量子数中合理的一组是( )A. n=3 l=1 m=1 m s=+1/2B. n=4 l=0 m=3 m s=+1/2C. n=3 l=4 m=-1 m s=－1/2D. n=4 l=3 m=-3 m s=04.下列说法正确的是( )A. 色散力仅存在非极性分子之间B. 凡是有氢原子的物质分子之间一定存在氢键C. 取向力存在于极性分子和非极性分子之间D. 诱导力存在于极性分子之间5. 下列量子数组合,合理的是( )A .2,1,-1,0 B. 2,1,1,0 C. 4,3,1,1/2 D. 4,1,2,-1/26. 下列量子数合理描述3d电子运动状态的是————A. (3,0,0,1/2)B. (4,2,0,1/2)C. (3,1,0,1/2)D.(3,2,0,1/2)7.水溶液中存在的分子间相互作用力是( )A.氢键，取向力B. 色散力，诱导力，取向力C．氢键，色散力，诱导力，取向力 D.氢键，色散力8.下列量子数合理描述2p电子运动状态的是————A.(2,0,0,1/2)B. (2,2,0,1/2)C. (2,1,0,1/2)D.(3,2,0,1/2)9.下列化合物中哪个是离子键（）A. HBrB. H2SC. NaClD. CCl410. 氦和水的分子之间有什么形式的作用力（）A. 色散力B. 诱导力、色散力C. 色散力、取向力D. 诱导力、色散力、取向力11.下列各组不同的分子间能形成氢键的有哪些（）A. CH4、H2OB. HBr、HClC. HF、H2OD. H2S、H2O12.I2的CCl4溶液中分子间主要存在的作用力是( )A. 色散力B. 取向力C. 取向力、诱导力和色散力D. 氢键、诱导力和色散力13.关于共价键的说法,下述说法正确的是( )A. 一般来说σ键键能小于π键键能B. 原子形成共价键的数目等于基态原子的未成对电子数C. 相同原子间的双键键能是单键键能的两倍D. 所有不同原子间的键至少具有弱极性14.下列分子中心原子是sp2杂化的是( )A. PBr3B. CH4C. BF3D. H2O15. 下列关于化学键正确的说法是( )A. 原子与原子之间的作用B. 分子之间的一种相互作用C. 相邻原子之间的强烈相互作用D. 非直接相邻的原子之间的相互作用16. 下列关于分子间力的说法正确的是( )A. 分子型物质的沸点总是随分子量的增大而增加的B. 大多数含氢化合物中都存在氢键C. 极性分子间仅存在取向力D. 色散力存在于所有相邻分子间17. 在酒精的水溶液中,分子间主要存在的作用力为( )A. 取向力 C. 色散力和诱导力、取向力B. 诱导力 D. 取向力、诱导力、色散力和氢键18. 某原子的电子结构式是1s22s22p63s23p63d104s24p2,该元素周期、族、区位置是( )A. 四、ⅣA、p区B. 四、ⅣA、d区C. 三、ⅡA、s区D. 三、ⅥA、p区19. 最外电子层的电子排布为3s23p6的元素的原子序数是：A. 14B. 16C. 18D. 2020. 下列关于σ键和π键的说法不正确的是( )A. 共价键即可以是σ键，也可以是π键B. s轨道和p轨道之间只能形成σ键C. 三键的键能是单键键能的三倍D. p轨道和p轨道之间既可形成σ键,也可形成π键二填空题1主量子数符号_____，当其为3时，角量子数可取____个数值，与最大角量子数组成的组态符号是__________，它有______个轨道。
多电子原子轨道能量
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d
4f
1
K L
2 8
M
18
三 个 量 子 数 的 关 系
N
32
22
3 0,±1,±2,±3
综上所述： ★n,l,m一组量子数可以决定一个原子轨道的离核远近、形状 和伸展方向。例如由 n=2,l=0,m=0 所表示的原子轨道位于核外 第二层，呈球形对称分布即２s轨道；而n=3,l=1,m=0所表示的 原子轨道位于核外第三层，呈哑铃形沿 z 轴方向分布，即 3Pz 轨道。 ★而n,l,m,ms 一组量子数可以决定一个电子的运动状态，在一 个原子中不可能有两个相同运动状态的电子同时存在。 1,0,0 轨道： 1s 2,1,0 轨道： 2pz 薛定谔方程解出原子轨道举例: 2,0,0 轨道： 2s 3,2,0 轨道： 3dz2
成功之处:1.指出了原子结构量子化特征
2.成功的解释了氢原子光谱
不足之处:1.未完全冲破经典力学范畴(固定轨道),只是加上一
些人为的量子化条件 2.无法解释原子光谱的精细结构 1.3微观粒子的波粒二象性 一、光的二象性 1905年爱因斯坦光子说 :E=hv，普朗克常数h＝6.626×10-34J.S－1 相对论： E=mc2
E E2 E1 h
2.179 1018 1 1 h( E2 E1 ) ( ) h n1 n2
1 1 1 3.289 10 ( ) s n1 n2
15
常数 3.289×1015与里得堡常数 完全一致
12
n=6 n=5 n=4 n=3
帕邢线系
原子原子核核外电子质子中子质子中子电子的电性和电量1个质子带一个单位正电荷1个电子带一个单位负电荷中子不带电1核外电子运动状态?19世纪初英国科学家道尔顿提出近代原子学说他认为原子是微小的不可分割的实心球体
无机化学——多电子原子核外电子的运动状态
Li Be B C N O F Ne NaMg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V CrMn Fe Co Ni CuZn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr NbMo Tc Ru RhPd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Pr NdPmSmEu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Th Pa U Np PuAmCmBk Cf Es FmMd No Lr Rf Db Sg BhHs MtUunUuuUub
第三节多电子原子核外电子的运动状态第三节主要内容一屏蔽效应与穿透效应二多电子原子的原子轨道能级图三原子核外的电子排布一屏蔽效应与穿透效应1屏蔽效应对多电子原子其薛定谔方程的求解十分困难通常是采用某些近似方法如在中心力场模型中把多电子原子中其它电子对某个指定电子的作用近似看作是该电子对部分核电荷的抵消作用即指定电子受到核的作用力为具有z个核电荷对该电子的作用力
6 55 Cs 56 Ba 57-71 72 Hf 73 Ta 74 W 75Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
铯 钡 La-Lu 铪 钽 钨 铼 锇 铱 铂 金 汞 铊 铅 铋 钋 砹 氡
7 87 Fr 88 Ra 89-103 104 Rf 105 Db 106Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 111 112
第四节、原子结构和元素周期律
第四节 主要内容 一、核外电子排布与周期律 二、元素周期表的结构 三、原子半径及其变化规律 四、Ionization Energy（电离能） 五、Electron Affinity（电子亲合能） 六、电负性及其变化规律 七、Periodic Properties of the Elements（元素的周期性）
无机化学——多电子原子核外电子的运动状态
道只能容纳自旋方向相反的两个电子。 （2）Building-up principle (能量最低原理) ：电子排布应尽
可能使整个原子体系能量最低，通常按Pauling近似能 级图由低到高排布电子。 （3）Hund‘s rule（洪特规则）：简并轨道（能量完全相同 的轨道）上的电子应尽可能地分占不同轨道，且全满、 半满、全空状态是较稳定的。
2.15
Z
* 3d
22 19.05
2.95
E4s E3d
2、钻穿效应
由波函数的径向分布图可知，n越大的电子在离核较远的地方 出现的机会较多，但在核附近仍有一定的几率，这种外层电子 向内层穿透，导致内层电子对它的屏蔽作用减弱的效应叫钻穿 效应，有以下几种情况
(1) l相同，n不同 1s<2s<3s (2) n相同，l不同 3s<3p<3d
2、鲍林近似轨道能级图
3、科顿能级图 Pauling的近似能级图并不能 反映不同元素同一原子轨道在 能量上的差异。实际上，对不 同元素的同一原子轨道在能量 上是有差异的。Cotton的能级 图能很好地反映这一差异。如 HCl分子就是由H原子的1s轨 道和Cl的2p轨道共用成键的。
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三、 Electron Configurations in Atoms（原子核外电子排布）
中常有一些目前无法解释的排布方式。
（2）原子失去电子变为离子，离子电子排布式取决失电子的 次序，其次序为：np,ns,(n-1)d,(n-2)f依次失去。
如Cu2+: [Ar]3d104s1 → [Ar]3d9 Ni3+: [Ar]3d84s2 → [Ar]3d7
电子轨道或原子轨道磁量子数与能量无关
第一节 核外电子运动的特殊性
三、波函数
1926年薛定谔建立了著名的描述微
观粒子运动状态的量子力学波动方程：
2 x 2
2 y 2
2 z 2
8 2m
h2
(E
V
)
0
－量子力学中描述核外电子 在空间运动
的数学函数式，即原子轨道
E－轨道能量
m—微粒质量
h—普朗克常数
x,y, z 为微粒的空间坐标 (x,y,z) 波函数
P = mc = h / c = h /
电子衍射实验，得到一系列明暗相间的 环──衍射环纹，证实电子具有波动性。
第一节 核外电子运动的特殊性
•
2.不确定原理
微观粒子，不能同时准确测量其位置和动量
测不准原理来源于微观粒子运动的波粒二象性，
是微观粒子的固有属性。
电子的位置虽然测不准, 但可以知道它在某空 间附近出现的几率，因而可以用统计的方法和观点, 考察其运动行为，用电子出现在核外空间各点的几 率分布图来描述。
子结构模型。该模型中， 把微观的原子看成“太阳 系”，带正电的原子核好 比“太阳”，电子在原子 核外绕核旋转，就象行星 绕着太阳运动一样。原子 核占有全部正电荷和几乎 全部的原子质量。
第一节 核外电子运动的特殊性
玻尔的氢原子模型
1.氢原子结构理论的基本假说
（1）分层 （2）跃迁
n=4 n=3 n=2 n=1
1 主量子数 n 2 角量子数 l 3 磁量子数 m 4 自旋量子数 ms
第一节 核外电子运动的特殊性
(一) 主量子数 n 取值： n =1，2，3，……； 物理意义： n值的大小表示电子的能量高低。 n值越大表示电子所在的层次离核较远，电子具有 的能量也越高。 对于n =1，2，3，…分别称为第第一能层，第 二能层，第三能层…
第1章 小专题 大智慧 比较原子轨道能量高低的规律
第 1 章
专题专练
比较原子轨道能量高低的规律
1．多电子原子中，原子轨道能量高低的一般规律 (1)相同电子层上的原子轨道能量：ns<np<nd<nf。 (2)形状相同、不同电子层上的原子轨道能量： 1s<2s<3s<4s<…… (3)同能级的几个原子轨道的能量相等，如2p能级的三个轨 道2px、2py、2pz能量相等。
1 1 C．3、1、0、－2 D．3、1、－1、－2 [解析] 多电子原子中，电子的能量与主量子数和角量
子数有关，主量子数n起决定作用，n值越大则能量越高，n 若相同时，l值越大则能量越高。 [答案] A
点击下图片进入“专题专练”
2．用量子数来比较轨道能量的大小
(1)当主量子数n相同时，角量子数l越大，轨道能量(E)越大。 (2)当角量子数l相同时，主量子数n越大，轨道能量(E)越大。
(3)磁量子数m与轨道能量(E)无关。
[例证]
在多电子原子中，具有下列各组量子数的电子 ( 1 B．2、1、＋1、－2 )
中能量最高的是 1 A．3、2、＋1、＋2
原子轨道是不是能级的区别
原子轨道是不是能级的区别1.引言1.1 概述原子轨道和能级是量子力学中关键概念，用于描述和解释原子中电子的行为和能量变化。
尽管两者都与原子结构有关，但它们在定义和特点上存在一些区别。
首先，原子轨道是描述电子在原子核周围运动的三维空间区域。
根据量子力学的原理，电子不能以任意路径绕核运动，而是沿着特定的轨道进行定量化的运动。
原子轨道可以分为不同的类型，包括s轨道、p轨道、d轨道和f轨道，每种轨道都有特定的形状和能量级别。
能级则是用来描述原子中电子能量的量化概念。
根据量子力学的原理，电子的能量只能取特定的数值，而不能连续变化。
能级是能量取值的框架，表示电子在原子中可能存在的不同能量状态。
这些能级之间存在能量差别，称为能级间隔或能量间隔。
原子轨道和能级之间存在密切的关系。
原子轨道决定了电子的运动路径和可能的位置，而能级则决定了电子的能量取值。
具体来说，每种原子轨道都对应着一系列能级，其中每个能级代表了电子在该轨道上的不同能量状态。
不同类型的原子轨道具有不同数量的能级，而相同类型的原子轨道具有相同数量的能级。
尽管原子轨道和能级在描述电子行为和能量状态时存在紧密联系，但它们在定义和特点上也有一些区别。
原子轨道是空间中的具体区域，它描述了电子的可能位置。
而能级是能量的抽象概念，用于描述电子的能量状态。
此外，原子轨道可以通过波函数来描述，而能级可以通过能量数值来表示。
综上所述，原子轨道和能级是描述电子在原子中行为的重要概念。
原子轨道描述了电子的运动路径和可能位置，而能级描述了电子的能量取值。
它们在定义和特点上存在一些区别，但彼此之间也存在密切的关系。
在进一步研究原子结构和电子行为时，深入理解原子轨道和能级的区别是至关重要的。
文章结构部分的内容可以从以下几个方面展开阐述：1.2 文章结构本文将按照以下结构进行探讨原子轨道和能级的区别：1. 引言：在引言部分，将概述原子轨道和能级的概念，并介绍本文的研究目的。
2. 正文：2.1 原子轨道的定义和特点：在这一部分，将对原子轨道的定义和特点进行详细阐述，包括原子轨道的形状、位置以及对电子行为的影响等内容。
多电子原子的能级与核外电子排布
XI’AN JIAOTONG UNIVERSITY
3 Na Mg
第三周期： 8 种元素 第三能级组： 8 个电子
Al Si P S Cl Ar
2 个能级 3s 3p
4 个轨道
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
第四周期： 18 种元素 第四能级组： 18 个电子
XI’AN JIAOTONG UNIVERSITY
多电子原子核外电子的能量：
Z*2 E 13.6 n 2 eV,
E
13.6
(Z )2 n2
eV
受到屏蔽作用的大小，因电子的角量子数 l 的 不同而不同。4s ，4p ，4d ，4f 受到其它电子的屏 蔽作用依次增大，故有
E 4s < E4p < E 4d < E4f
XI’AN JIAOTONG UNIVERSITY
d 区元素 包括 III B 族，IV B 族，V B 族，VI B 族， VII B 族，VIII 族 。价层电子组态一般为 ( n－1 ) d 1 ~ 8 ns 2 ，为 过渡金属。( n－1 ) d 中的电子由不充满向充满过渡。第 4，5，6 周期的过渡元素分别称为第一，第二，第三过渡系列元素。
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1.2.1 多电子原子中轨道的能级
单电子体系，单电子原子的能级公式为
E
e 4
8
2 0
h
2
Z2 n2
13.6
Z2 n2
eV
单电子体系中，轨道 ( 或轨道上的电子 ) 的能量，
只由主量子数 n 决定。 n 相同的轨道，能量相同 ：
2020高中化学多电子原子核外电子的排布
3、核外电子的排布
电子在核外的排布应遵循三个原则，即能量最低 原理、Pauli 原理和 Hund 规则。了解核外电子的排布， 可以从原子结构的观点认识元素性质变化的周期性的 本质。
（1）、构造原理
基态
泡利不相容原理： 基态多电子原子 中不可能同时存 在4个量子数完 全相同的电子， 即，在一个轨道 里最多只能容纳 2个电子，它们 的自旋方向相反。
价电子
洪特规则：基态多电子原子中同一能级的轨道能量相等，称 为简并轨道；基态多电子原子的电子总是首先自旋平行地、 单独地填入简并轨道。
洪特规则特例：半满规则、全满规则、全空
24 Cr [Ar] 3d5 4s1； 42 Mo [Kr] 4d5 5s1 74 W [Xe] 5d4 6s2
(2) 徐光宪规则
对于一个能级，其（n + 0.7 l ）值越大，则能量越高。 而且该能级所在能级组的组数，就是（n + 0.7 l ）的整 数部分。以第七能级组为例进行讨论
7 p （n + 0.7 l ）= 7 + 0.7 1 = 7.7 6 d （n + 0.7 l ）= 6 + 0.7 2 = 7.4 5 f （n + 0.7 l ）= 5 + 0.7 3 = 7.1 7 s （n + 0.7 l ）= 7 + 0.7 0 = 7.0
因此，各能级均属于第七能级组，能级顺序为 E7s E5f E6d E7p
这一规则称为 n + 0.7 l 规则。
(3) 科顿原子轨道能级图
Pauling 的原子轨道能级图是一种近似的能级图，基本上 反于各原子轨道的能量随原子序数增加而降低，且能量降低 的幅度不同，所以造成不同元素的原子轨道能级次序不完全 一致。这一重要事实，在 Pauling 的原子轨道能级图中没有得 到体现。
各种轨道能量的比较
各种轨道能量的比较作者：林飞来源：《中学教学参考·理科版》2012年第04期学习苏教版高中化学选修3《物质结构与性质》这本书的专题1时，会讲到原子核外电子的排布原理：1.能量最低原理：电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道；2.泡利不相容原理：每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子；3.洪特规则：在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。
学生在学习能量最低原理时，就必须按照书上第13页的图（见下图），记住各个轨道能量的高低。
原子核外电子排布的轨道能量顺序这个图形存在三个缺陷：一是图形比较难画，要画出比较规范醒目的图形是不容易的；二是图形顺序斜线上升，与人们视觉记忆“上、下、左、右”的习惯不同；三是不易于记忆，容易把轨道填充顺序记错。
本人根据教学实践，认为死记上图，不如记忆北京大学徐光宪院士归纳的近似规律好。
即对于原子的外层电子轨道，值越大，则能量越高。
为主量子数，即电子层数；为角量子数，取值范围：0≤-1的整数。
、与轨道类型之间的关系如下表：只要知道和的值，各种轨道能量的高低就很好比较。
现枚举几例——只需比较的大小。
1.不同电子层上的同一轨道能量高低：1s＜2s＜3s＜4s（比较：1＜2＜3＜4）。
2.同一电子层上，各轨道能量高低：＜＜＜（比较：＜n+0.7＜n+1.4＜）。
3.同一电子层内形状相同而伸展方向不同的轨道，能量相等，如：2px=2py=2pz（值相等）。
4.核外电子的轨道能量的大小：1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s＜3d＜4p＜5s＜4d＜5p＜6s＜4f＜5d＜（比较：1＜2＜2.7＜3＜3.7＜4＜4.4＜4.7＜5＜5.4＜5.7＜6＜6.1＜6.4＜6.7）。
训练题：1.下列各组多电子原子的原子轨道能量比较，不正确的是（C）。
A．3px＝3pz B．4s＜3d C．4p＞4f D．7s＜参考答案：A．轨道3px和3pz的值均等于1，对应的均等于3+0.7=3.7，能量相等，故A正确。
浅析多电子原子轨道3d与4s能量的高低
浅析多电子原子轨道3d与4s能量的高低作者：王明江来源：《新课程·中学》2019年第08期摘要：中学教学中常遇到多电子原子3d与4s轨道能量高低比较问题、填充电子与失去电子的顺序是否一致等问题，一直困扰着老师和学生。
将用屏蔽常数近似计算多电子原子轨道能，对这一问题进行了探索，希望能对中学化学教学有一定的帮助。
关键词：新原子轨道能;屏蔽常数;电子数目一、理论分析多电子原子中，由于电子间存在着复杂的瞬间相互作用，求解波函数方程比较困难，一般采取近似方法。
在不忽略电子相互作用的情况下，用单电子波函数来描述多电子原子中单个电子的运动状态。
这时体系中各个电子都分别在某个势场中独立运动，恰如单电子体系那样。
我们把原子中其他电子对第i个电子的排斥作用看成是球对称的，第i个电子受其余电子的排斥作用被看成相当于σ个电子在原子中心与之相排斥，相当于屏蔽了一部分原子核的正电荷对第i个电子的吸引，导致这一电子受原子核的控制减弱了，容易挣脱原子核的束缚离它而去。
我们规定当电子离原子核无限远时（完全不受原子核的控制）其能量为0，电子挣脱原子核的束缚所需的能量叫电离能（其余原子轨道上的电子的排布不因此而发生变化，即轨道冻结）。
这个电离能的负值即为该轨道的电子结合能，也称为中性原子的原子轨道能。
Zi*：有效核电荷数;Z：核电荷数;σ：屏蔽常数;n：主量子数Slater提出了估算屏蔽σ常数的经验方法：（1）將电子分组如下：（1s）（2s，2p）（3s，3p）（3d）（4s，4p）（4d）（4f）（5s，5p）（5d）等，所有的电子层按上面的顺序在原子核外由内向外排布。
（2）屏蔽常数σ由如下几条规则确定：①右边各组对左边各组没有屏蔽作用。
即外层电子对内层电子的屏蔽常数为0;②同一组电子之间的σ=0.35（但对1s来说，σ=0.30）;③若考虑的是（ns，np）组，则主量子数为（n-1）的各组σ=0.85，更内各组的所有电子对其的屏蔽常数都为1.00;④若考虑的是d或f组，则其左边各组屏蔽常数都为1.00。
多电子原子中轨道能级和( )有关
多电子原子中轨道能级和( )有关
在多电子原子中，轨道能量是由以下哪些因素决定（）
①能层②能级③空间伸展方向④自旋状态．
A. ①②
B. ①④
C. ②③
D. ③④
在多电子原子中，轨道能量是由主量子数和角量子数决定，n 代表主量子数，主要是决定原子的电子占据哪个电子能层．主量子数越大则电子占据更高的电子能层，原子的能量越高；主量子数越小则电子占据更低的电子能层，原子的能量越低；
l 代表角量子数，主要决定原子的电子占据同一个电子层的哪个亚电子层．主量子数相同时，电子都处在同一个电子层．此时，角量子数越大，则电子占据更高的能级，原子的能量越高；角量子数越小，则电子占据更低的能级，原子的能量越低；
所以轨道能量由电子能层和电子能级决定；
故选A．。
原子中每个原子轨道最多容纳的电子数
原子中每个原子轨道最多容纳的电子数在原子中，每个原子轨道最多容纳的电子数可以通过规律命题来确定。
规律命题是指根据原子结构的相关规律，
对原子中不同轨道能容纳的电子数进行命题。
根据规律命题，我们可以确定一个原子中每个原子轨道最多容纳的电
子数。
下面是规律命题中的一些规律：
•每个原子轨道的能级有序，即：1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s ……
•在相同能级的原子轨道中，电子数越大，能量越高。
•在相同电子数的原子轨道中，能级越高，能量越高。
•原子轨道能容纳的电子数受到原子核的极化影响。
根据以上规律，我们可以确定一个原子中每个原子轨道最多容纳的电子数。
例如，对于一个原子来说，1s 轨道最多容纳 2 个电子，2s 轨道最多容纳 2 个电子，2p 轨道
最多容纳 6 个电子，3s 轨道最多容纳 2 个电子，3p 轨
道最多容纳 6 个电子……以此类推。
原子轨道名词解释
原子轨道名词解释原子轨道是电子在原子核周围运动的轨道，是数量化描述原子电子构型的重要工具，是理解原子和分子的基础。
它的发展起源于量子力学的建立，得益于对原子结构中基本性质的量子力学研究，在原子物理和化学领域有着广泛的应用。
原子轨道可以简单地概括为原子能级，原子轨道和电子数目。
原子能级是指电子在原子核周围运动时的能量，它有主值、轨道和旋转角的三个基本能级组成，根据与原子核的距离、电子的质量、运动的惯性和它们之间的相互作用确定。
原子轨道是指电子围绕原子核运动时，沿特定方向旋转而形成的椭圆形或者其他形状的路径，该路径不像空气中的飞机拐弯，而是一种曲线，它实际上是原子核电荷和电子之间的相互作用，因此可以用数学方法精确描述。
电子数是指电子在原子核周围所占有的轨道数量，取决于原子核的中子数和电子质量，一般而言，原子的电子轨道数受到其原子序数的限制。
原子的不同能级之间的结构关系说明了电子在原子核周围运动的特性。
电子在原子核周围运动时，其能量有若干级，原子轨道上的电子可以大致分为内核电子和外核电子，内核电子在原子内部，他们的能量级较低，而外核电子则在原子核的外围，他们的能量级较高。
电子在原子内部的运动轨道被称为闭轨道，电子在原子核的外围的运动轨道被称为开轨道，它们之间的能量级差别称为能带间隙。
此外，原子轨道的表达式通常用来表示原子构型的细节性特征，它们是由椭圆、圆锥、抛物线或是其他复杂曲线组合而成的。
在电子配对下，原子轨道可以细分为α原子轨道和β原子轨道，二者有着不同的结构特征，α原子轨道更加“紧凑”，更容易结合；而β原子轨道更加“松散”，不太容易结合。
综上所述，原子轨道是数量化描述原子电子构型的重要工具，是理解原子和分子的基础。
原子轨道可以简单地概括为原子能级、原子轨道和电子数目；电子运动于原子核周围时的能量分布，形成了不同的原子结构；电子配对下，原子轨道可以细分为α原子轨道和β原子轨道，它们有着不同的结构特征，为化学反应提供了重要的基础。
原子轨道(3,2,1)
原子轨道(3,2,1)
首先，主量子数(n)决定了电子的能级大小和能量，取正整数值。
在这里，主量子数为3，表示这个轨道的能级较高，电子离核较远，能量较大。
其次，角量子数(l)描述了电子轨道的形状，取0到n-1的整数值。
在这里，角量子数为2，表示这个轨道的形状是d轨道，具有
复杂的多轴对称性。
最后，磁量子数(m)描述了电子在空间中的定向，取从-l到l
的整数值。
在这里，磁量子数为1，表示电子在d轨道中的具体定向。
总的来说，原子轨道(3,2,1)对应着一个能级较高、形状为d轨道、具有特定定向的电子轨道。
这些量子数的组合唯一地确定了一
个特定的原子轨道，帮助我们理解电子在原子中的分布和运动。
这
对于理解原子结构和化学性质具有重要意义。
多电子原子的光谱项
MαL定,MLAXα和，MLββL的,M其AX确他定较了小L值α。，Lβ的最大值，然后，在依据一定的规则确
然后，再由Lα，Lβ按矢量和定则球的总轨道角动量量子数L
❖ 计算原则
1. 依据S值由大到小分组求光谱项。每组根据S值确定Nα和Nβ数，再求 出MαL,MAX和MβL,MAX，最后确定Lα和Lβ值。
(3)、L对应的光谱符号
L取值 0 1 2 3 4 5 6 表示符号 S P D F G H I
(4)、原子总轨道角动量在z轴方向的分量 L z
Lz ML
❖(a)、M L 称总轨道磁量子数，决定原子总轨道角 动量在磁场方向的分量。
2、原子总自旋量子数S
原子光谱项
❖ 多电子原子的运动状态用四个量子数描述。 ❖ 多电子原子在同一电子组态下，可出现量子数
最小的Lα 为0，另加一个个偶数的算术平均值。
3. 最大的S值组中L取Lα和Lβ按矢量和定则组合得到的数值， 其余每组的L取Lα和Lβ组合得到的数值减去前一组L余下 的值
4. 当N<=2l+1（即电子数小于等于半充满）时，nl2(2l+1)-N组 态可以看作是在全充满的nl2(2l+1)组态中添加N个正电子 的系统。正电子除电荷的符号外，与电子的性质完全一 样，因此，它们之间的作用与电子之间的作用一样，所 以， nlN组态产生的光谱项与nl2(2l+1)-N组态光谱项全同 ，只是光谱支项后者是倒易的
自旋磁量子数ms：描述原子中的电子的自旋运动，取值为±1/2分别 表示同
一原子轨道中电子的两种取向，即顺时针方向和逆时针方向。
基态原子核外电子排布的规则
❖ 基态的原子核外电子应遵从三条原则： – 泡利不相容原理：一个原子中不可能存在两个具有相同的4个量 子数的电子，可见，一个原子轨道最多只能排两个电子，而且这 两个电子的自旋必须相反。 – 能量最低原理：为了使原子系统能量最低，在不违背泡利不相容 原理的前提下，电子尽可能地先占据能量最低的轨道。这个状态 就使原子系统的基态。 – 洪德原则：在等能量（n,l相同）的轨道上，自旋平行电子数越 多原子系统的能量则越低。即：在一组能量相同的轨道上，电子 尽可能以自旋相同的方向分占不同的轨道。 – 作为洪德规则的补充，能量兼并的轨道上全充满、半充满或全空 的状态是比较稳定的。
核外电子的排布规律
核外电子的排布规律一、能量最低原理所谓能量最低原理是,原子核外的电子,总是尽先占有能量最低的原子轨道,只有当能量较低的原子轨道被占满后,电子才依次进入能量较高的轨道,以使原子处于能量最低的稳定状态;原子轨道能量的高低为：1．当n相同,l不同时,轨道的能量次序为s＜p＜d＜f;例如,E3S＜E3P＜E3d;2．当n不同,l相同时,n愈大,各相应的轨道能量愈高;例如,E2S＜E3S＜E4S;3．当n和l都不相同时,轨道能量有交错现象;即n－1d轨道能量大于ns轨道的能量,n-1f轨道的能量大于np轨道的能量;在同一周期中,各元素随着原子序数递增核外电子的填充次序为ns,n－2f,n－1d,np;核外电子填充次序如图1所示;图1电子填充的次序图2多电子原子电子所处的能级示意图最外层最多能容纳8电子,次外层最多能容纳18电子;每个电子层最多容纳的电子数为2n2个n为电子层数的数值如:各个电子层中电子的最大容纳量从表可以看出,每个电子层可能有的最多轨道数为n2,而每个轨道又只能容纳2个电子,因此,各电子层可能容纳的电子总数就是2n2;二、鲍利Pauli不相容原理鲍利不相容原理的内容是：在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子,或者说在同一原子中没有运动状态完全相同的电子;例如,氦原子的1s轨道中有两个电子,描述其中一个原子中没有运动状态的一组量子数n,l,m,ms为1,0,0,+1/2,另一个电子的一组量子数必然是1,0,0,－1/2,即两个电子的其他状态相同但自旋方向相反;根据鲍利不相容原理可以得出这样的结论,在每一个原子轨道中,最多只能容纳自旋方向相反的两个电子;于是,不难推算出各电子层最多容纳的电子数为2n2个;例如,n=2时,电子可以处于四个量子数不同组合的8种状态,即n=2时,最多可容纳8个电子,见下表;n 2 2 2 2 2 2 2 2l 0 0 1 1 1 1 1 1m 0 0 0 0 +1 +1 －1 －1ms +1/2 －1/2 +1/2 －1/2 +1/2 －1/2 +1/2 －1/2 在等价轨道中,电子尽可能分占不同的轨道,且自旋方向相同,这就叫洪特规则;洪特规则实际上是最低能量原理的补充;因为两个电子同占一个轨道时,电子间的排斥作用会使体系能量升高,只有分占等价轨道,才有利于降低体系的能量;例如,碳原子核外有6个电子,除了有2个电子分布在1s 轨道,2个电子分布在2s轨道外,另外2个电子不是占1个2p轨道,而是以自旋相同的方向分占能量相同,但伸展方向不同的两个2p轨道;碳原子核外6个电子的排布情况如下：作为洪特规则的特例,等价轨道全充满,半充满或全空的状态是比较稳定的;全充满、半充满和全空的结构分别表示如下：全充满：；半充满：；全空：;用洪特规则可以解释为什么Cr原子的外层电子排布式为3d54s1而不是3d44s2,Cu原子的外层电子排布为3d104s1而不是3d94s2;应该指出,核外电子排布的原理是从大量事实中概括出来的一般规律,绝大多数原子核外电子的实际排布与这些原理是一致的;但是随着原子序数的增大,核外电子排布变得复杂,用核外电子排布的原理不能满意地解释某些实验的事实;在学习中,我们首先应该尊重事实,不要拿原理去适应事实;也不能因为原理不完善而全盘否定原理;科学的任务是承认矛盾,不断地发展这些原理,使之更加趋于完善;原子的最外层电子数为什么不超过8个次外层电子数为什么不超过18个;由于能级交错的原因,E nd＞E n+1s;当ns和np充满时共4个轨道,最多容纳8个电子,多余电子不是填入nd,而是首先形成新电子层,填入n＋1s轨道中,因此最外层电子数不可能超过8个.;同理可以解释为什么次外层电子数不超过18个;若最外层是第n层,次外层就是第n－1层;由于E n-1f＞E n+1s ＞E np,在第n＋1层出现前,次外层只有n－1s、n－1p、n－1d上有电子,这三个亚层共有9个轨道,最多可容纳18个电子,因此次外层电子数不超过18个;例如,原子最外层是第五层,次外层就是第四层,由于E4f＞E6s＞E5p,当第六层出现之前,次外层第四层只有在4s、4p和4d轨道上有电子,这三个亚层共有9个轨道,最多可容纳18个电子,也就是次外层不超过18个电子.;原子电子层结构及与元素基本性质的关系1、随元素核电荷数递增,元素原子外层电子结构呈周期性变化,导致元素性质呈周期性的变化;这就是元素周期律;周期与能级组的关系周期能级组能级组内各原子轨道能级组内轨道所能容纳的电子数各周期中元素1 一1s2 22 二2s2p8 83 三3s3p8 84 四4s3d4p18 185 五5s4d5p18 186 六6s4f5d6p32 327 七7s5f6d7p32 321周期数==电子层数==最外电子层的主量子数=相应能级组数n;2各周期元素的数目==相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数;3主族元素所在族数=原子最外层电子数ns+np电子数=最高正价数;副族ⅢB～ⅦB族数=n-1d+ns电子数；Ⅷ族n-1d+ns电子数为8,9,10；ⅠB、ⅡB族为n-1d10ns1和n-1d10ns2；零族的最外电子数为2或8;4根据原子电子层结构特点,将周期表分为S区,P区主族元素；d区和ds区过渡元素；f区内过渡元素;元素的分区①s区元素,最外电子层结构是ns1和ns2,包括IA、IIA族元素;②p区元素,最外电子层结构是ns2np1-6,从第ⅢA族到第0族元素;③d区元素,电子层结构是n-1d1-9ns1-2,从第ⅢB族到第Ⅷ类元素;④ds区元素,电子层结构是n-1d10ns1和n-1d10ns2,包括第IB、IIB族;⑤f区元素,电子层结构是n-2f0-14n-1d0-2ns2,包括镧系和锕系元素;2．元素基本性质变化的规律性元素原子半径r电离能I及电负性X随原子结构呈周期性递变;1同一周期从左至右,Z逐渐增大r逐渐减小,I、χ逐渐增大,因而元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强;长周期的过渡元素,其次外层电子数依次增多,Z依次增加不大,性质递变较缓慢;2同一族从上至下,主族元素Z变化不大,电子层依次增多,r逐渐增大,I、和χ逐渐减小,因而元素金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,副族元素从上到下,r增加不大,而Z增大起了主导作用,除ⅢB族外,其它副族从上到下I逐渐增大,金属性逐渐减弱;练习1、画出锂、氧、钠原子的轨道表示式;2、写出碳、氟、硫、钙、铜原子,镁离子、铁离子、Br-的电子排布式;3、写出下列金属的元素符号、说明在表中位置、写出价电子层排布式：钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞;铁1s22s22p63s23p63d64s2;4．39号元素钇的电子排布应是下列各组中的哪一组A．1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2B．1s22s22p63s23p63d104s24p65s25p1C．1s22s22p63s23p63d104s24p64f15s2D．1s22s22p63s23p63d104s24p65s25d1A．外围电子构型为4d15s25．某元素位于周期表中36号元素之前,失去3个电子后,在角量子数为2的轨道上刚好半充满,该元素是什么A．铬B．钌C．砷D．铁D．铁;Fe3+外围电子构型是3s23p63d56．下列元素中,哪一个元素外围电子构型中3d全满,4s半充满A．汞B．银C．铜D．镍C．3d全满为3d10,4s半满为4s1,具有外电子构型为3d104s1的元素是I B族铜;7．外围电子构型为4f75d16s2的元素在周期表中应在什么位置A．第四周期ⅦB族B．第五周期ⅢB族C．第六周期ⅦB族D．第六周期ⅢB族D．第六周期ⅢB族,由于内层4f未填满,该元素必然是镧系元素钆;8．下列四种元素的电子构型中,其电子构型的离子状态在水溶液中呈无色的是哪一种A．2,8,18,1 B．2,8,14,2C．2,8,16,2 D．2,8,18,2D．最外层具有2s2,8s2p6,18s2p6d10和18+2等稳定结构类型离子一般都没有颜色,因为在这些结构中,电子所处的状态比较稳定,一般可见光难以激发它们,因而不显颜色;9．如果发现114号元素,该元素应属下列的哪一周期哪一族A．第八周期ⅢA族B．第六周期ⅤA族C．第七周期ⅣB族D．第七周期ⅣA族D．原子序数为114的元素,其电子层结构可能为Rn7s25f146d107p2,它属于第七周期第四主族;10．第二周期各对元素的第一电离能大小次序如下,其错误的是哪一组A．Li＜Be B．B＜C C．N＜O D．F＜NeC．应N＞O;周期表中同一周期电离能有些曲折变化;按照洪特规则,等价轨道全满p6,d10,半满p3,d5和全空p0,d0是相对稳定的;在第二周期中,N有较高的第一电离能是因为N原子为p3半充满之故;11．外层电子构型为3d54s1的元素是,T1+离子的价电子构型是____;铬半满、T1+铊的价电子构型是6s2;12．周期表中所有元素按原子结构的特征,可分为五大区,它们是A．____,B．____,C．____,D．____,E．____;A．s电子区；B．p电子区；C．d电子区；D．f电子区；Eds区;13．如果第七周期是完全周期,其最终的稀有气体的电子层结构为____,其原子序数应为____;第七周期稀有气体的电子层结构为：Rn7s26d107p6,原子序数为118;。
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{ { 原子
原子核
质子 中子
核外电子
5
质子、中子、电子的电性和电量
1个质子带一个单位正电荷 中子不带电 1个电子带一个单位负电荷
6
1、核外电子运动状态
•19世纪初，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，他认为原 子是微小的不可分割的实心球体； •1897年，测试电子的荷质比，英国科学家汤姆生发现了电子； •1911年，卢瑟福（Rutherford）α粒子散射实验，提出行星式 原子模型。如根据经典电磁理论，绕核做加速运动的电子要向 外辐射电磁波，电磁波的频率等于电子绕核旋转的频率等。
2.成功的解释了氢原子光谱
不足之处:1.未完全冲破经典力学范畴(固定轨道),只是加上一
些人为的量子化条件 2.无法解释原子光谱的精细结构 1.3微观粒子的波粒二象性 一、光的二象性
1905年爱因斯坦光子说 :E=hv，普朗克常数h＝6.626×10-34J.S－1 相对论： E=mc2
左边表示粒子性(动量、能量等)：与实物能量交换、光电效 应。
9
波尔原子模型
10
一、玻尔理论 主要内容
1.核外电子运动取一定的轨道，在基态轨道上电子不吸收也不放 出能量。
2.一定轨道上的电子具有一定的能量，该能量只能取某些由量子 化条件决定的正整数倍的值。
推导出氢原子核外轨道能量：
E
k 2 2mZ
h2n2
2e
13 .6 n2
eV
2.179 10 18 n2
X
h mv
6.626 10 34 50 10 3 3 10 4 10 4
对相同速度的电子，位置的不准确值为：
4.42 33 m
原子半径为10－10 数量级。mX来自h mv
6.626 10 34 9.11 10 31 3 10 4 10 4
2.424 4
n1 n2
n=3
帕邢线系 (红外光区)
n=2
巴尔麦线系 (可见光区)
n1=1,赖曼线系 n2=1,巴尔麦线系 n3=1,帕邢线系
赖曼线系 （紫外区）
n=1
410.2 434.1 486.1
656.3 λ/nm
Hδ Hγ Hβ
Hα
图8.2 氢原子光谱产生示意图
13
三、玻尔理论得失
成功之处:1.指出了原子结构量子化特征
右边表示波动性（波长、频率）：干涉、衍射现象。 14
二、德布罗意的预言（微观粒子的波粒二象性）
1924年法国的De.Broglie大胆提出电子、原子等实物微观粒子也 具有二象性,
这种波叫物质波或德布罗薏波
例：已知电子质量m=9.11×10-31Kg，其速度为1×106,计算电子波长
解： h h 6.626 10 34
J
(eV=1.602×10－19J)
式中k,h,e均为常数,m为电子质量，Z为核电荷数
基态 ：n=1, E＝－13.6eV
激发态：n=2, E 13.6 eV 4
n=3, E 13.6 eV
9
11
二、解释 （1）原子可稳定存在，在基态时不放出能量（n=1）
（2）线状光谱：电子受到激发，从基态跃迁到高能级（激发态）， 当电子从高能级（E2）跃迁回到低能级时（E1），以光子的形式释 放能量。
X h
∆X为微观粒子位置测不准量，
mv ∆v为微观粒子速度测不准量 。
宏观物质：已知了运动方程就可确定唯一时刻物体的位置与速度，
对微观粒子，由于其运动的二象性不可能同时准确地测知其位置 和动量。
例：质量为50g的子弹，运动速度变为3×104m.s-1，若速度测不准
量为原速度的0.01%,则其位置的不准确值为：
8．1．4核外电子运动状态的描述
假设电子束很小，电子一个一个地从阴极灯丝飞出。开始电子无 规则分布无法预言下一个电子的出现位置。时间无限延长，开始 出现衍射环，电子出现的几率表现为波动性。
E E2 E1 h
h(E2
E1 )
2.179 1018 h
1 ( n1
1 n2
)
3.289 1015 ( 1 1 )s 1
n1 n2
常数 3.289×1015与里得堡常数 完全一致
12
n=6
n=5 n=4
3.289 1015 ( 1 1 )s 1
原子结构 Atomic Structure
0、前言 1、核外电子运动状态 2、核外电子排布和元素周期律 3、元素性质的周期性
0、前言
19世纪初，英国科学家道尔顿提出近代原子 学说，他认为原子是微小的不可分割的实心 球体。
2
1897年，英国科学家汤姆生发现了电子。
3
卢瑟福原子模型
4
原子的构成、原子核的构成是怎样的?
B n2
n2 4
ν＝C/λ，n为整数,B为常数
1913年，里得堡频率经验公式 ；氢光谱频率符合下列关系式：
R( 1 4
1 n2
)s 1
λ＝C/ν，n＝3,4,5…
里得堡常数 R＝3.289×1015s-1.
1.2玻尔理论
•1900年，Plank提出量子概念，能量象物质微粒一样是不连续 的,能量包括大量微小分子的能量单位称为量子。物质吸收或 发射的能量是量子整数倍。 •1913年，27岁丹麦科学家提出以下原子模型，成功解释了氢 原子光谱
0.728 10 9 m 728 pm
P mv 9.1110 31 110 6
1927年Davisson和Germer电子衍射实验：证明电子的波动性
电子束
电子发 射源
金属箔
15
三、海森堡测不准原理
测不准原理是微观粒子波粒二象性的必然结果 ，1927年德国 Heisenberg提出微观粒子测不准关系式：
不能回答的两个问题：
⊙原子线状光谱 ⊙原子的稳定性
7
.
1.1氢原子光谱和玻尔理论 一、氢原子光谱
光电管
狭缝
棱镜
410.2 434.1 486.1
656.3
图 8
1
氢 原 子 光 投影 谱 示 意 图
λ/nm
Hδ Hγ Hβ
Hα
名称
紫外
可见光
红外
8
1883年，巴尔麦波长经验公式；氢光谱波长符合下列关系式：
m
16
说明：对宏观物质来说，测不准情况是微不足道的。ΔX和 的值均小到可以被忽略的程度，即宏观物体的位置和动量是
可以同时准确测定的。
• 测不准关系反映了微观粒子的运动特征，再次说明微观粒子不能 用经典力学来处理 ;
• 测不准关系并不是说微观粒子的运动是虚无缥缈的，不可认识的， 而对微观世界的微观规律有了更全面的认识。