杂化轨道理论解释

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杂化轨道详细解说

杂化轨道详细解说

高中化学7:杂化轨道1、概念理解原子在形成分子时,原子轨道不可能只重叠而本身不变,实际上个原子的价电子运动状态必然改变,而使成键能力尽可能增加,体系能量尽可能降低。

能量相近的不同原子轨道重新合成相同数目的新原子轨道。

通常有sp型、dsp型、spd型等。

杂化并非一个实际过程,而是一个数学概念。

为了得到波动方程有关价层电子的解,及波函数而采取的一个步骤。

和原有的s、p轨道相比,杂化轨道分布图具有一个肥大的正瓣,这一区域大大有利于成键轨道之间的重叠。

而且杂化轨道空间分布合理,降低了成键电子的排斥。

2个方面都有利于体系能量的下降。

2、价层电子对互斥理论(VSEPR理论)对轨道形状的推测、价层电子对互斥理论(VSEPR理论):对于一个ABm型分子(或离子),围绕中心A原子的价层对子对(包括成键电子对和未成键的孤电子对)的空间分布是受静电相互作用所支配。

电子对之间尽可能互相远离,这样斥力小,体系趋于稳定。

、A原子价层电子对数的确定:[A原子价层电子数 + B原子提供的用于形成共价单键的电子数(双剑、三键均按生成一个单键考虑)]/2若是阴离子,电子数要加阴离子电荷数,阳离子则要减去。

B是H或卤素元素,每个原子提供一个共用电子。

B若是是氧族元素,规定不提供共用电子。

四氯化碲TeCl4分子:Te有6个价层电子,加上4个Cl提供的共用电子,中心Te原子价层电子数等于10,对数为5。

SO42-离子:S有6个价层电子,规定O原子不提供共用电子,加上离子电荷数2,中心S原子价层电子数等于8,对数为4。

、VSEPR理论推测分子形状:判断非过渡元素化合物的分子(或离子)的几何构型是相当成功的。

价层电子对数在4以内,未发现例外;价层电子对数为5、6时,发现个别例外;价层电子对数为7以上时,中心不单一,出入较大;步骤:1、确定中心原子的价层电子对数2、确定价层电子对对应的最佳分布构型:2直线、3平面三角、4正四面体、5三角双锥体、6正八面体。

杂化轨道理论解释

杂化轨道理论解释

杂化轨道理论解释这么给你说吧,原子有核外电子,电子要排在轨道上;总的说来,核外电子层分K、L、M、N、O、P,这你知道吧,可是科学家发现,在这每一层上,又有很多能量不同的区域,即电子亚层;这种电子亚层有四种,分别用字母s,p,d,f来表示;电子亚层,其实你就可以理解为电子轨道群,每个亚层上都有若干个轨道,s亚层有1个轨道,p亚层有3个轨道,d亚层有5个轨道,f亚层有7个轨道,有了这些轨道,电子才能装进去,每个轨道上能容纳2个自旋方向相反的电子(意思就是说,这两个电子旋转方向不一样)。

那么我再给你找些实用的资料,以后对你会很有用的:①K层只有s亚层,简称为1s;L层有s,p两个亚层,简称为2s,2p;M层有s,p,d三个亚层,简称为3s,3p,3d;等等。

②由于亚层的存在,使同一个电子层中电子能量出现不同,甚至出现低电子层的高亚层能量大于高电子层的低亚层,各亚层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....... 补充一点:根据能量最低原理,电子通常总是先填充能量低的亚层(懂了这个你就知道为什么有时第三层,就是M层有时没有填满,电子就去添下一层N层了吧,如钙,3s和3p都填满了,但是没填3d,就去填4s)③个人建议:如果你想更了解关于电子亚层的知识,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。

真的很有用!!1 能量最低原理自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。

原子中的电子也是如此。

在不违反保里原理的条件下,电子优先占据能量较低的原子轨道,使整个原子体系能量处于最低,这样的状态是原子的基态。

原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。

当l相同时,n越大,原子轨道能量E越高,例如E1s<E2s<E3s;E2p<E3p<E4p。

当n相同时,l越大,能级也越高,如E3s<E3p<E3d。

分子的立体构型之杂化轨道理论

分子的立体构型之杂化轨道理论

杂化轨道理论为了更好地解释多原子分子的实际空间构型和性质,1931年鲍林和斯莱脱(Slater)在电子配对理论的基础上,提出了杂化轨道理论(hybrid orbital theory),丰富和发展了现代价键理论。

1、杂化轨道理论的基本要点原子在形成分子时,为了增强成键能力,同一原子中能量相近的不同类型(s、p、d…)的几个原子轨道可以相互叠加进行重新组合,形成能量、形状和方向与原轨道不同的新的原子轨道。

这种原子轨道重新组合的过程称为原子轨道的杂化,所形成的新的原子轨道称为杂化轨道。

注意:①、只有在形成分子的过程中,中心原子能量相近的原子轨道才能进行杂化,孤立的原子不可能发生杂化。

②、只有能量相近的轨道才能互相杂化。

常见的有:ns、np 、nd;(n-1)d 、ns、np;③、杂化前后,总能量不变。

但杂化轨道在成键时更有利于轨道间的重叠,即杂化轨道的成键能力比未杂化的原子轨道的成键能力增强,形成的化学键的键能大。

这是由于杂化后轨道的形状发生了变化,电子云分布集中在某一方向上,成键时轨道重叠程度增大,成键能力增强。

④、杂化所形成的杂化轨道的数目等于参加杂化的原子轨道的数目,亦即杂化前后,原子轨道的总数不变。

⑤、杂化轨道的空间构型取决于中心原子的杂化类型。

不同类型的杂化,杂化轨道的空间取向不同,即一定数目和一定类型的原子轨道间杂化所得到的杂化轨道具有确定的空间几何构型,由此形成的共价键和共价分子相应地具有确定的几何构型。

☆什么叫杂化?同一原子的能量相近的原有的原子轨道“混杂”起来,重新组合形成新轨道的过程,叫做杂化。

☆什么叫杂化轨道?新组合的原子轨道叫做杂化轨道。

☆为什么要杂化?杂化轨道形成的化学键的强度更大,体系的能量更低。

☆杂化的动力:受周围原子的影响。

☆为什么杂化后成键,体系的能量降低?杂化轨道在一个方向上更集中,便于轨道最大重叠。

☆杂化轨道的构型决定了分子的几何构型:杂化轨道有利于形成σ键,但不能形成π键。

高中化学 选择性必修2 第二章 第二节 第3课时 杂化轨道理论

高中化学  选择性必修2 第二章  第二节 第3课时 杂化轨道理论

二、杂化轨道类型与分子空间结构的关系
1.杂化轨道的类型
(1)sp3杂化轨道——正四面体形
sp3杂化轨道是由 1个 ns轨道和
3个 np轨道杂化而成,每个sp3
杂化轨道都含有
1 4s

3 4p
的成
分,sp3杂化轨道间的夹角为
109°28′ ,空间结构为正四面
体形。如右图所示。
(2)sp2杂化轨道——平面三角形 sp2杂化轨道是由 1个 ns轨道和 2个 np轨道杂化而成的,每个sp2杂化轨道
4.下列有关甲醛(HCHO)分子的说法正确的是
①C原子采取sp杂化 ②甲醛分子为三角锥形结构
③C原子采取sp2杂化 ④甲醛分子为平面三角形结构
A.①②
√C.③④
B.②③ D.①④
5.在BrCH==CHBr分子中,C—Br采用的成键轨道是
A.sp-p
√C.sp2-p
B.sp2-s D.sp3-p
12 含有 3s 和 3p成分,sp2杂化轨道间的夹角都是120°,呈平面三角形,如 下图所示。
(3)sp杂化——直线形
sp杂化轨道是由 1个 ns轨道和 1个 np轨道杂化而成的,每个sp杂化轨道含

1 2s
和12p
的成分,sp杂化轨道间的夹角为180°,呈直线形,如下图所示。
2.杂化轨道类型与分子空间结构的关系 (1)当杂化轨道全部用于形成σ键时,分子或离子的空间结构与杂化轨道 的空间结构相同。
中心原子 中心原子孤 ABn型分子 杂化类型 电子对数 空间结构
实例
AB2
sp2
1
_V_形__
SO2
AB3 sp3
AB2或(B2A)
1
_三__角__锥__形__ NH3、PCl3、NF3、

简述杂化轨道理论的基本要点

简述杂化轨道理论的基本要点

简述杂化轨道理论的基本要点导读:杂化轨道理论,在宏观上研究了分子结构和反应速率的关系。

1、杂化轨道理论的要点如下:该理论是描述化学反应速率常数随着原子序数和反应物浓度而变化的理论,它首先建立于量子力学,并经过大量的实验验证而得到进一步完善。

2、杂化轨道理论研究的内容包括:杂化轨道理论认为:不同元素的电负性强弱对反应速率影响的规律相同。

例如:负电荷较多的元素所形成的杂化轨道,在电场作用下,总是倾向于接受电子,所以总的来说,电负性强的原子(或原子团)容易形成给出电子的杂化轨道。

电负性强的元素可以形成电子的杂化轨道多,其余杂化轨道就少。

因此,除了少数几种情况,各元素的相对原子质量主要取决于它所带的电荷数,与所含的核外电子总数无关。

这就是“电负性规则”。

3、杂化轨道理论是个能量理论,描述各种粒子运动能量的高低。

其能量表达式为: E=mc2,其中E为总能量, M为原子核所带正、负电荷数, N为电子数。

能量最低的电子轨道称为“基态轨道”,能量最高的电子轨道称为“激发态轨道”。

激发态轨道具有大的能量,通常占据最高能级。

基态轨道能量最低,即形成分子的稳定结构。

“杂化”原子轨道中,核外电子按照轨道电子排布的特征分为两类:一类叫做非转移性轨道,简称ns轨道,一类叫做转移性轨道,简称rf轨道。

在s轨道上排布的电子云偏向于原子的外层,这样的轨道称为非转移性轨道,又称外轨道。

在f轨道上排布的电子云偏向于原子的中心,这样的轨道称为转移性轨道,又称内轨道。

不论哪一类电子轨道,最外层轨道与最内层轨道的电子云都是杂乱无章的。

当原子处于基态时,外层电子云将部分地或全部地被激发到较高能级的状态,叫做激发态;当原子处于激发态时,原子外层电子会向基态跃迁,能量逐渐降低。

在这一跃迁过程中,放出能量和一定数目的电子,这些电子叫做激发电子。

一般情况下,从最外层的价电子跃迁到最内层的原子轨道,至少需要能量最低的激发电子,叫做最小能量原则。

在此基础上,又引申出最大轨道间能量原则。

杂化轨道理论

杂化轨道理论

杂化轨道理论在形成多原子分子的过程中,中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合,形成一组新的轨道,这个过程叫做轨道的杂化,产生的新轨道叫做杂化轨道。

1基本介绍杂化轨道理论(hybrid orbital theory)是1931年由鲍林(Pauling L)等人在价键理论的基础上提出,它实质上仍属于现代价键理论,但是它在成键能力、分子的空间构型等方面丰富和发展了现代价键理论。

核外电子在一般状态下总是处于一种较为稳定的状态,即基态。

而在某些外加作用下,电子也是可以吸收能量变为一个较活跃的状态,即激发态。

在形成分子的过程中,由于原子间的相互影响,单个原子中,具有能量相近的两个能级中,具有能量较低的能级的一个或多个电子会激发而变为激发态,进入能量较高的能级中去,即所谓的跃迁现象,从而新形成了一个或多个能量较高的能级。

此时,这一个或多个原来处于较低能量的能级的电子所具有的能量增加到与原来能量较高的能级中的电子相同。

这样,这些电子的轨道便混杂在一起,这便是杂化,而这些电子的状态也就是所谓的杂化态。

用化学语言讲,杂化轨道理论从电子具有波动性、波可以叠加的观点出发,认为一个原子和其他原子形成分子时,中心电子所用的电子轨道不是原来纯粹的s轨道或p轨道,而是若干不同类型、能量相近的电子轨道经叠加混杂、重新分配轨道的能量和调整空间伸展方向,组成了同等数目的能量完全相同的新的电子轨道——杂化轨道,以满足化学结合的需要。

这一过程称为电子轨道的杂化。

2基本要点只有最外电子层中不同能级中的电子可以进行轨道杂化,且在第一层的两个电子不参与反应。

不同能级中的电子在进行轨道杂化时,电子会从能量低的层跃迁到能量高的层,并且杂化以后的各电子轨道能量相等又高于原来的能量较低的能级的能量而低于原来能量较高的能级的能量。

当然的,有几个原子轨道参加杂化,杂化后就生成几个杂化轨道。

杂化轨道成键时,要满足原子轨道最大重叠原理。

杂化后的电子轨道与原来相比在角度分布上更加集中,从而使它在与其他原子的原子轨道成键时重叠的程度更大,形成的共价键更加牢固。

杂化轨道理论解释

杂化轨道理论解释
核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则.能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下,核外电子总是尽先占有能量最低的轨道,只有当能量最低的轨道占满后,电子才依次进入能量较高的轨道,也就是尽可能
使体系能量最低.洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道,且自旋方向相同.后来量子力学证明,电子这样排布可使能量最低,所以洪特规则可以包括在能量最低原理中,作为能量最低原理的一个补充.
泡利不相容原理:
指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原子、不相容原理。一个原子中不可能有电子层、电子亚层、电子云伸展方向和自旋方向完全相同的两个电子。如氦原子的两个电子,都在第一层(K层),电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向,自旋方向必然相反。每一轨道中只能客纳自旋相反的两个电子,每个电子层中可能容纳轨道数是n2个、每层最多容纳电子数是2n2。
形成p—pπ键和p—p大π键的条件是分子或离子里有平行的p道可以容纳分子中的电子(一般在电子占据能量较低的σ和孤对电子对的轨道后)。p—p大π键是存在于两个以上原子核之间的化学键,常称为“离域大π键”。大π键的符号 。其中的a是平行p轨道数,b是这些轨道里的电子数。当a=b=2时,就是一般的p—pπ键。应当注意,b<2a,否则不能形成π键。
钠(Na)原子核外共有11个电子,按照电子排布顺序,最后一个电子应填充到第三电子层上,它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s1。为了避免电子结构式书写过繁,也可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”,以稀有气体的元素符号外加方括号来表示,例如钠原子的电子构型也可以表示为〔Ne〕3s1
洪特规则之二
洪特规则 又称等价轨道规则。在同一个电子亚层中排布的电子,总是尽先占据不同的轨道,且自旋方向相同。如氮原子中的3个p电子分布于3个p轨道上并取向相同的自旋方向。p轨道上有3个电子、d轨道上有5个电子、f轨道上有7个电子时,都是半充满的稳定结构。另外量子力学的研究表明;等价轨道全空(p0、d0、f0)和全满时(p6、d10、f14)的结构,也具有较低能量和较大的稳定性。像铁离子Fe3+(3d5)和亚铁离子Fe2+(3d6)对比看,从3d6→3d5才稳定,这和亚铁离子不稳定易被氧化的事实相符合。根据洪特规则铬的电子排布式应为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1。

杂化轨道理论、配合物理论

杂化轨道理论、配合物理论
为材料科学和生物学提供理论基础
杂化轨道理论和配合物理论在材料科学和生物学中都有广泛的应用前景,两者结合可以为 这些领域提供更完善的理论基础。
促进理论和实验的结合
理论和实验是相辅相成的,杂化轨道理论和配合物理论的结合可以促进理论和实验的结合 ,推动化学学科的进步。
感谢观看
THANKS
配合物理论可以用来预测 和解释配合物的磁性和光 学性质。
配合物理论有助于解释配 合物中金属与配体之间的 相互作用。
配合物理论为杂化轨道理 论的发展提供了重要的补 充和完善。
两者相互促进与发展
杂化轨道理论与配合物理论相互补充,共同构成了现代 化学键理论的基础。
在实际应用中,两个理论相互支持,为化学研究提供了 更全面、深入的理论指导。
sp3杂化轨道
由一个s轨道和三个p轨道组合而成, 形成的杂化轨道具有四面体型的电子 云分布,如四面体分子。
sp2杂化轨道
由一个s轨道和两个p轨道组合而成, 形成的杂化轨道具有平面三角形的电 子云分布,如平面三角形分子。
特性
不同类型的杂化轨道具有不同的空间 构型和电子云分布,可以满足不同类 型分子的成键需求。同时,杂化轨道 的形成可以使分子更稳定。
根据参与杂化的原子轨道类型,杂化 轨道可以分为sp、sp2、sp3等类型, 不同类型的杂化轨道具有不同的空间 构型和电子云分布。
杂化轨道的形成
在形成分子的过程中,原子轨道通过 自旋相反的电子配对,形成电子对, 同时其他未参与配对的电子则进行杂 化,形成杂化轨道。
杂化轨道的形成过程
原子轨道线性组合
在形成分子的过程中,不同类型(s、p)的原子轨道进行线性组 合,形成新的杂化轨道。
的关系
杂化轨道理论在配合物中的应用

杂化轨道理论对分子光谱的解释

杂化轨道理论对分子光谱的解释

杂化轨道理论对分子光谱的解释分子光谱是研究分子结构和化学反应过程中必不可少的手段之一。

在分子光谱的解释中,杂化轨道理论被广泛应用,可以更好地理解光谱现象,并为分子的电子结构提供解释。

本文将介绍杂化轨道理论的基本原理,并探讨其在分子光谱中的应用。

一、杂化轨道理论的基本原理杂化轨道理论是由化学家Linus Pauling提出的,用于解释无机和有机化学中的分子结构和键的性质。

该理论基于量子力学的基本原理,结合了原子轨道的线性组合理论和分子的空间排列,使我们能够更好地理解分子的形状、键长度和键角等性质。

在杂化轨道理论中,原子的电子轨道会重新组合成新的轨道,称为杂化轨道。

这些杂化轨道具有不同的能量和方向性,用于形成和强化分子中的化学键。

通过对原子轨道的线性组合,可以获得杂化轨道的性质,并进一步理解分子的光谱现象。

二、杂化轨道理论在分子光谱中的应用1. 红外光谱红外光谱是分析分子结构的重要手段之一。

杂化轨道理论可以解释红外光谱中的吸收带和峰的出现。

根据杂化轨道的类型和能量差异,可以推断吸收带的位置和强度。

例如,在杂化轨道理论中,sp3杂化轨道的出现可以解释C-H键的红外吸收带。

2. 紫外可见光谱紫外可见光谱是研究分子电子结构和化学键性质的重要手段。

杂化轨道理论可以解释紫外可见光谱中的吸收峰的位置和强度。

根据杂化轨道的类型和能量差异,可以推断吸收峰的出现。

例如,在杂化轨道理论中,π轨道的出现可以解释分子中的π-π*跃迁吸收。

3. 核磁共振光谱核磁共振光谱是研究分子结构和取向的重要手段。

杂化轨道理论可以解释核磁共振光谱中不同化学环境的出现。

通过对杂化轨道的角动量和方向性的理解,可以解释核磁共振光谱中化学位移和耦合常数的变化。

三、结论杂化轨道理论在分子光谱的解释中起着重要作用。

通过对杂化轨道的性质和能量差异的理解,可以更好地解释分子光谱中的吸收带和峰的出现。

同时,杂化轨道理论也为分子的电子结构提供了重要的解释。

在未来的研究中,我们可以进一步拓展杂化轨道理论在分子光谱解释中的应用。

杂化轨道理论简介ppt课件

杂化轨道理论简介ppt课件

无机化学
在无机化学中,杂化轨道理论用于解释复 杂化合物的成键方式和性质,如配合物、 金属氧化物等。
B
C
材料科学
在材料科学中,杂化轨道理论用于研究材料 的电子结构和性质,为新材料的开发和性能 优化提供理论支持。
生物学
在生物学中,杂化轨道理论用于解释生物大 分子的结构和功能,如蛋白质、核酸等。
D
02 杂化轨道的形成
案例二:乙烯分子的化学反应活性分析
总结词
乙烯分子的双键碳原子采用sp2杂化,这与其化学反应活性有关。
详细描述
乙烯分子中的碳原子通过sp2杂化形成三个等同的杂化轨道,其中两个杂化轨道与两个氢原子形成C-H共价键, 而第三个杂化轨道则与另一个碳原子的杂化轨道形成π键。这种杂化方式使得乙烯分子中的碳原子具有未共用的 电子对,易于发生亲电加成反应,表现出较高的化学反应活性。
04 杂化轨道理论的应用
在分子结构中的应用
1 2
确定分子空间构型
杂化轨道理论可以用来解释分子的空间构型,例 如甲烷分子中的碳原子通过sp3杂化形成四面体 结构。
预测键角和键长
通过杂化轨道理论,可以预测分子中键角和键长, 这对于理解分子性质和行为至关重要。
3
解释键的极性和非极性
杂化轨道理论有助于解释分子中键的极性和非极 性,这对于理解分子间的相互作用和化学反应机 制具有重要意义。
附性能、催化性能和光学性能等。
谢谢聆听
杂化轨道理论是通过将不同类型的原子轨道进行线性组 合,形成新的原子轨道,以更好地满足成键的需求。
03
概念
杂化轨道理论的核心概念是轨道的杂化和电子云的分布 ,它有助于理解分子的几何构型和化学键的性质。
杂化轨道理论的发展历程

杂化轨道理论简介——高二化学人教版(2019)选择性必修2课前导学

杂化轨道理论简介——高二化学人教版(2019)选择性必修2课前导学

高二化学人教版(2019)选择性必修2课前导学2.2.2杂化轨道理论简介1.用杂化轨道理论解释甲烷分子的形成在形成CH4分子时,碳原子的一个轨道和三个轨道发生混杂,形成4个能量相等的杂化轨道。

4个杂化轨道分别与4个H原子的1s轨道重叠形成4个C—Hσ键,所以4个C—H键是等同的。

2.杂化轨道的形成及其特点3.杂化轨道类型及其空间结构(1)sp3杂化轨道sp3杂化轨道是由个s轨道和个p轨道杂化形成的。

sp3杂化轨道间的夹角是109°28′,空间结构为(如下图所示)。

(2)sp2杂化轨道sp2杂化轨道是由个s轨道和个p轨道杂化而成的。

sp2杂化轨道间的夹角是,呈(如下图所示)。

(3)sp杂化轨道sp杂化轨道是由个s轨道和个p轨道杂化而成的。

sp杂化轨道间的夹角是,呈(如下图所示)。

微点拨:sp、sp2两种杂化形式中还有未参与杂化的p轨道,可用于形成π键,而杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。

(4)VSEPR模型与中心原子的杂化轨道类型杂化轨道类型VSEPR模型典型分子空间结构sp CO2直线形sp2SO2V形sp3H2O V形sp2SO3平面三角形sp3NH3三角锥形sp3CH4正四面体形答案:2s 2p sp3 sp3 1 3 1 2 120°平面三角形 1 1 180°直线形判断正误(对的在括号内打“√”,错的在括号内打“×”。

)(1)杂化轨道与参与杂化的原子轨道的数目相同,但能量不同。

( )(2)杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同。

()(3)凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其空间结构都是正四面体形。

() (4)凡AB3型的共价化合物,其中心原子A均采用sp3杂化轨道成键。

() 答案:√√××。

杂化轨道理论

杂化轨道理论

ψ2 ψ3
y ψ1
x
z
= c1ψpx + c2ψpy + c3 ψpz 由正交归一性 得 ∫ψp2dτ = ∫ (c1ψpx + c2ψpy + c3ψpz)2 dτ = 1
c12 + c22 + c32 = 3c12 = 1, c1 = c2 = c3 = ±(1/3)1/2 即 ψp = c1(ψpx + ψpy + ψpz) ψ1 = 1/2ψs + c1(ψpx + ψpy + ψpz) = 1/2ψs + (31/2/2)(1/31/2)(ψpx + ψpy + ψpz) =(ψs + ψpx + ψpy + ψpz)/2 另外三条杂化轨道,系数与ψ1相同,只是方向不同, z 根据右图判断方向得到另外三条杂化轨道
b. 从sp2杂化轨道的图形出发计算可以简化计算 sp2等性杂化轨道是平面正三角形,其中一条 我们把它放在x轴上,另外两条与第一条成120 度夹角。利用杂化轨道夹角公式计算。 cos120 = −α/(1−α) =−1/2 得 α = 1/3, β = 2/3 所以 ψ1 = (1/3)1/2 ψs + (2/3)1/2ψpx 对ψ2和 ψ3有: 原子轨道px和py 的贡献为: ψ2 = (2/3)1/2(-cos60 ψpx + sin60 ψpy) + (1/3)1/2 ψs = (2/3)1/2(-1/2 ψpx + 31/2/2 ψpy) + (1/3)1/2 ψs = (1/3)1/2 ψs – (1/6)1/2 ψpx + (1/2)1/2 ψpy ψ3 = (2/3)1/2(-cos60 ψpx - sin60 ψpy) + (1/3)1/2 ψs = (2/3)1/2(-1/2 ψpx - 31/2/2 ψpy) + (1/3)1/2 ψs = (1/3)1/2 ψs – (1/6)1/2 ψpx - (1/2)1/2 ψpy (3) sp3等性杂化 一条s原子轨道和3条p轨 道杂化而成. 一般形式为 ψsp^3 = (1/4)1/2ψs + (3/4)1/2ψp 从图可见,四个杂化轨道方向是指向四个定点 x 而且对坐标轴具有相同对称性,组合系数是相同

分子的空间构型杂化轨道理论

分子的空间构型杂化轨道理论

难以给出精确的预测。
杂化轨道理论的发展方向
扩展到非共价分子
发展能够适用于非共价分 子的杂化轨道理论,以更 好地解释金属、离子等分 子的性质。
引入量子力学
将量子力学原理与杂化轨 道理论相结合,以更精确 地描述电子行为和分子性 质。
复杂分子结构研究
深入研究复杂分子结构, 发展更精确的模型和方法, 以解释和预测复杂分子的 性质和行为。
杂化后的轨道称为杂化轨道,它们具有与原始原子轨道不同的形状和取向,可以与其他原子 轨道相互作用形成更稳定的化学键。
杂化轨道理论可以用来预测分子的空间构型和化学键的性质,是现代化学键理论的重要组成 部分。
杂化轨道理论的发展历程
01
1930年代
德国化学家鲍林和美国化学家斯莱特提出了杂化轨道理论的基本概念,
杂化轨道理论在化学反应机理、物质结构和性质预测等方 面具有广泛的应用。通过了解分子的杂化方式,可以预测 分子的性质和反应活性,从而指导化学反应的设计和合成 。
在药物设计和材料科学中,了解分子的杂化方式对于预测 分子的生物活性、稳定性、导电性等性质至关重要。通过 合理设计分子的杂化方式,可以开发出具有特定功能的新 型药物或材料。
3
分子所处的环境
温度、压力、溶剂等环境因素对分子构型有一定 影响。
分子构型与化学反应的关系
01
02
03
反应活性
某些特定的分子构型有利 于化学反应的进行,如碳 正离子的平面构型更易发 生亲电取代反应。
选择性
在某些化学反应中,特定 的分子构型可能导致产物 具有更高的选择性。
反应机理
分子构型影响化学反应的 机理,如环己烯的椅式构 型有利于顺式加成反应的 进行。
分子的空间构型杂化轨道理论

杂化轨道理论简介

杂化轨道理论简介
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例、对SO2与CO2说法正确的是( D ) A.都是直线形结构 B.中心原子都采取sp杂化轨道 C. S原子和C原子上都没有孤对电子 D. SO2为V形结构, CO2为直线形结构
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试用杂化轨道理论分析乙烯和乙炔分子 的成键情况
13
C原子在形成乙烯分子时,碳原子的2s轨道与2个2p轨 道发生杂化,形成3个sp2杂化轨道,伸向平面正三角形 的三个顶点。每个C原子的2个sp2杂化轨道分别与2个H原 子的1s轨道形成2个相同的σ键,各自剩余的1个sp2杂化 轨道相互形成一个σ键,各自没有杂化的l个2p轨道则垂 直于杂化轨道所在的平面,彼此肩并肩重叠形成π键。 所以,在乙烯分子中双键由一个σ键和一个π键构成。
4 sp3 正四面体
A的杂化轨道空间构型
ABm型分子或离子空间构 型
直线形 直线形
平面三角形
平面三角 形或V形
10
正四面体
正四面体三角 锥形或V形
例:计算下列分子或离子中的价电子对数,并根据已学填写下表
物质
价电 子对

中心原 子杂化 轨道类型
杂化轨道/ 电子对空
间构型
轨道 夹角
分子空 间构型
键角
2 气态BeCl2
2s
2p
激发
2s
2p
sp3杂化
sp3
由1个s轨道和3个p轨道混杂并重新组合成4个 能量与形状完全相同的轨道。我们把这种轨道称之 为 sp3杂化轨道。
•3
1.概念:在形成分子时,在外界条件影响下若干不同 类型能量相近的原子轨道混合起来,重新组合成一组 新轨道的过程叫做原子轨道的杂化,所形成的新轨道 就称为杂化轨道。
Cl
Be

杂化轨道理论

杂化轨道理论

• •
三、杂化轨道理论 从结果看,杂化=混合+均分
杂化后的轨道,简称杂化轨道,依然用形状、能量、数量、空间分布四参数描述。 一般来讲,杂化轨道的数量等于参与杂化的轨道数量之和。其他三参数都要改变。 四、sp3 sp2 sp三种杂化轨道的形状、能量和空间分布。 五、背景知识:量子数n、l严格定义):电子运动所经过的点的集合。“轨道能量"与”电子能量 “这两个概念不做严格区分。 s和p,描述轨道的四参数: 形状(大概),能量(相对高低),数量, 空间分布(同种轨道间的相互位置关系,主要体现为大体形状和相互夹角) s:球形、低能量。每层一个。 p:“哑铃”形、较高能量。从第2层起,每层三个。两两垂直。 d和f轨道能量更高,每层的数量更多,空间分布更复杂。 二、核外电子排布三原则(仅供参考) 1、不相容原理:一个轨道最多排2个电子 2、能量最低原则:先排满低能量轨道,再排高能量轨道。(一般外层电子能量(轨 道能量)高于内层,但不绝对,例如,3d轨道能量高于4s轨道) 3、洪特规则:电子应占据尽可能多的轨道。全空、全满、半满状态较稳定,优先。

高中化学选修三杂化轨道理论简介

高中化学选修三杂化轨道理论简介

杂化轨道理论简介思考:写出碳原子的核外电子排布图,思考为什么碳原子与氢原子结合形成CH4,而不是CH2 ?一.杂化轨道理论1.概念:在形成分子时,在外界条件影响下若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来,重新组合成一组新轨道的过程叫做原子轨道的杂化,所形成的新轨道就称为杂化轨道。

2.杂化条件:(1)参与参加杂化的各原子轨道能量要相近(同一能级组或相近能级组的轨道);(2)只有在形成分子的过程中才能会发生杂化。

3、杂化轨道特点(1)杂化轨道前后轨道总数不变,形状发生改变,一头大,一头小,杂化后各轨道能量相同。

(2)杂化轨道成键时同样遵循互斥理论,满足化学键间排斥力最小,故杂化轨道之间在空间内尽可能远离,呈立体对称结构。

(3)杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。

未参与杂化的P轨道可用于形成π键。

(4)一个轨道不管有没有电子,只要符合杂化的条件就可能参与杂化。

4、杂化轨道形成过程(1)sp3杂化sp3杂化:1个s 轨道与3个p 轨道进行的杂化,形成4个sp3 杂化轨道。

每个sp3杂化轨道的形状也为一头大,一头小,含有1/4 s 轨道和3/4 p 轨道的成分每两个轨道间的夹角为109 °28,。

空间构型为正四面体型。

价层电子对数为4的中心原子采用sp3杂化方式(2)sp2杂化sp2杂化:1个s 轨道与2个p 轨道进行的杂化,形成3个sp2 杂化轨道。

每个sp2杂化轨道的形状也为一头大,一头小,含有1/3 s 轨道和2/3 p 轨道的成分,每两个轨道间的夹角为120°,呈平面三角形。

例:用杂化轨道理论分析乙烯的杂化类型及分子空间构型?杂化轨道只能形成σ键或容纳未参与成键的孤电子对,不能形成π键;未参与杂化的p轨道可用于形成π键。

例:苯环的结构1.苯环中的碳均是以sp2杂化成夹角为1200三个sp2杂化轨道.2.苯环中六个碳之间形成6个σ键,每个碳与氢形成1个σ键.3.苯环中六个碳中未杂化的P轨道彼此形成一个大π键.4.形成大π键比一般的π键更稳定,因此苯环体现特殊的稳定性(3)sp杂化sp杂化:1个s 轨道与1个p 轨道进行的杂化,形成2个sp杂化轨道。

杂化轨道理论

杂化轨道理论

杂化轨道理论杂化轨道在形成多原子分子的过程中,中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合,形成一组新的轨道,这个过程叫做轨道的杂化,产生的新轨道叫做杂化轨道。

目录基本介绍价键理论的论证相关种类几种杂化轨道之后的分子空间形态编辑本段基本介绍分子的空间结构可以通过X射线衍射,电子衍射等实验手段进行测定。

为了解决许多分子构型的理论分析和实验不符的矛盾,更好的解释分子的实际空间构型和稳定性,1931年由鲍林等人在价键理论的基础上提出了杂化轨道理论。

杂化轨道理论就是:在形成分子的过程中,由于原子间的相互影响,若干类型不同而能量相近的原子轨道相互混杂,sp3杂化重新组合成一组能量相等,成分相同的新轨道,这一过程称为杂化。

经过杂化而形成的新轨道叫做杂化轨道,杂化轨道与其他原子轨道重叠时形成σ共价键。

原子在形成分子的过程中,为了使所成化学键强度更大,更有利于体系能量的降低,总趋向于将原来的原子轨道进一步线性组合,以形成新的原子轨道。

编辑本段价键理论的论证价键理论对共价键的本质和特点做了有力的论证,但它把讨论的基础放在共用一对电子形成一个共价键上,在解释许多分子、原子的价键数目及分子空间结构时却遇到了困难。

例如C原子的价电子是2s22p2,按电子排布规律,2个s电子是已配对的,只有2个p电子未成对,而许多含碳化合物中C都呈4价而不是2价,可以设想有1个s电子激发到p轨道去了。

那么1个s轨道和3个p轨道都有不成对电子,可以形成4个共价键,但s和p的成键方向和能量应该是不同的。

而实验证明:CH4分子中,4个C-H共价键是完全等同的,键长为114pm,键角为109°28'。

BCl3,BeCl2,PCl3等许多分子也都有类似的情况。

为了解释这些矛盾,1928年鲍林(Pauling)提出了杂化轨道概念[1],丰富和发展了的价键理论。

他根据量子力学的观点提出:在同一个原子中,能量相近的不同类型的几个原子轨道在成键时,可以互相叠加重组,成为相同数目、能量相等的新轨道,这种新轨道叫杂化轨道。

杂化轨道理论简介

杂化轨道理论简介

理论分析:C原子的4个sp3杂化轨道分别与4个Cl 原子含有单电子的2p轨道重叠,形成4个sp3-p的σ 键。故CCl4 分子的空间构型是正四面体.
实验测定:CCl4分子中有四个完全等同的C-Cl键, 其分子的空间构型为正四面体。
练习: 用杂化轨道理论分析下列物质的杂化类型、
成键情况和分子的空间构型。 (1)CH2=CH2 (2)CHΞCH (3)HCHO (4)HCN
实例分析1: 试分析BeCl2分子的形成和空间构型。
Be原子的价层电子排布为2s2 。在形成BeCl2 分子的过程中,Be原子的1个2s电子被激发到2p 空轨道,价层电子排布变为为2s1 2px1 。这2个 含有单电子的2s轨道和2px轨道进行sp杂化,组 成夹角为1800 的2个能量相同的sp杂化轨道,其 形成过程可表示为:
杂化轨道所用原子轨道的能量要相近,且 杂化轨道只能用于形成σ键或容纳孤对电 子,剩余的p轨道还可形成∏键。
练习: 1、分析BeF2中的Be和NF3中N的杂化轨道类型及用杂化
轨道理论分析它们的立体构型。
2、指出下列分子或离子中的杂化轨道的类型及分子或离 子的路易斯结构式
A、CO2中的C_____ ________ B、BF3中的B_____ ________ C、CCl4中的C_____ _______ D、NH3中的N______ ________
杂化轨道理论简介
分析思考:
1、写出C原子电子排布的轨道表示式,并由此推 测:CH4分子的C原子有没有可能形成四个共价 键?怎样才能形成四个共价键?
2、如果C原子就以1个2S轨道和3个2P轨道 上的单电子,分别与四个H原子的1S轨道上的单 电子重叠成键,所形成的四个共价键能否完全相同? 这与CH4分子的实际情况是否吻合?

杂化轨道理论

杂化轨道理论

杂化轨道理论
杂化轨道理论是一种用于计算原子和分子性质的理论,可以用来描述原子或分子的结构、能量、光谱和其他性质。

它是一种使用杂化轨道描述原子和分子构型的方法。

所谓杂化轨道,是指原子或者分子中的电子可以同时存在多个不同的能级,而不是单独存在于单一的能级中。

杂化轨道理论的核心思想是将原子或分子的性质表示为一组“杂化轨道”,这些轨道可以用来描述原子或分子的结构、能量、光谱和其他性质。

杂化轨道理论的优势在于,它可以很好地描述原子或分子的特征,例如电荷密度、电子结构和电荷分布等。

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当原子之间有一对以上电子时,所对应的化学键称为重键。最常见的重键是由一个σ键和一个或数个p—pπ键或p—p大π键组成的。π键是成健原子的p轨道电子云“肩并肩”进行重叠而形成的共价键。一般来说,π健不能独立存在,总是和σ键一起形成双键或叁键。π键的特点是重叠的电子云分布在两核连线的两方,受原子核束缚力小,电子云重叠程度要比σ键小得多,所以π键不如σ键牢固。但是π键电子云受原子束缚力小,电子的能量较高,易活动,其化学性质较σ键活泼。π键绕键轴(两轴连线)旋转后会发生破裂。
原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时,n越大,原子轨道能量E越高,例如E1s<E2s<E3s;E2p<E3p<E4p。当n相同时,l越大,能级也越高,如E3s<E3p<E3d。当n和l都不同时,情况比较复杂,必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力,从而使多电子原子的能级产生交错现象,如E4s<E3d,E5s<E4d。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果,提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道,按能量高低顺序排列起来,将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组,共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。
钠(Na)原子核外共有11个电子,按照电子排布顺序,最后一个电子应填充到第三电子层上,它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s1。为了避免电子结构式书写过繁,也可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”,以稀有气体的元素符号外加方括号来表示,例如钠原子的电子构型也可以表示为〔Ne〕3s1
最初泡利是在总结原子构造时提出一个原子中没有任何两个电子可以拥有完全相同的量子态。
一个由个费米子组成的量子系统波函数完全反对称:
和是第个费米子的位置和自旋,是置换算符,其作用是对换两个粒子:
解释:
假如将任何两个粒子对调后波函数的值的符号改变的话,那么这个波函数就是完全反对称的。这说明两个费米子在同一个系统中永远无法占据同一量子态。由于所有的量子粒子是不可区分的,假如两个费米子的量子态完全相同的话,那么在将它们对换后不应该波函数的值不应该改变。这个悖论的唯一解是该波函数的值为零:
核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则.能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下,核外电子总是尽先占有能量最低的轨道,只有当能量最低的轨道占满后,电子才依次进入能量较高的轨道,也就是尽可能使体系能量最低.洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道,且自旋方向相同.后来量子力学证明,电子这样排布可使能量最低,所以洪特规则可以包括在能量最低原理中,作为能量最低原理的一个补充.
氖(Ne)原子核外有10个电子,根据电子排布三原则,第一电子层中有2个电子排布到1s轨道上,第二层中有8个电子,其中2个排布到2s轨道上,6个排布到2p轨道上。因此氛的原子结构可以用电子构型表示为1s2 2s2 2p6。这种最外电子层为8电子的结构,通常是一种比较稳定的结构,称为稀有气体结构。
根据以上原则,电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…。
下面我们运用核外电子排布的三原则来讨论核外电子排布的几个实例。
氮(N)原子核外有7个电子,根据能量最低原理和保里不相容原理,首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中,又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。按照洪特规则,余下的3个电子将以相同的自旋方式分别排布到3个方向不同但能量相同的2p轨道中。氮原子的电子排布式为1s2 2s2 2p3。这种用量子数n和l表示的电子排布方式,叫做电子构型或电子组态,右上角的数字是轨道中的电子数目。也可以用下式比较形象地表明这些电子的磁量子数和自旋量子数:
1.甲醛分子中的p—pπ键。
甲醛分子中心原碳采取sp3杂化轨道,碳原子上还有一个未参加杂化的p轨道是与分子的σ键形成的骨架平面垂直的,氧原子上有一个p轨道与碳原子的上p产轨道互相平行,形成一个p—pπ键。在π键里的电子数可以通过下面的顺序来计算:①甲醛分子里的电子总数==中性原子的价电子之和==2×1+4+6==12。②计算σ键和孤对电子的电子数:2H—C+C—O+4==10。③剩下的电子是在p—pπ键或p—p大π键里的电子:12-10==2。所以甲醛分子里的p—pπ键是一般的p—pπ键。
钾(K)原子核外共有19个电子,由于3d和4s轨道能级交错,第19个电子填入4s轨道而不填入3d轨道,它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1或〔Ar〕4s1。同理20号元素钙(Ca)的第19,20个电子也填入4s轨道,钙原子的电子构型为〔Ar〕4s2。
铬(Cr)原子核外有24个电子,最高能级组中有6个电子。铬的电子构型为〔Ar〕3d5 4s1,而不是〔Ar〕3d4 4s2。这是因为3d5的半充满结构是一种能量较低的稳定结构。
2 另外解释一下 是洪特规则 不是洪特原理 在能量相等的轨道上,自旋平行的电子数目最多时,原子的能量最低。所以在能量相等的轨道上,电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。例如碳原子核外有6个电子,按能量最低原理和保里不相容原理,首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中,另外2个电子填入第二层的2s轨道中,剩余2个电子排布在2个p轨道上,具有相同的自旋方向,而不是两个电子集中在一个p轨道,自旋方向相反。作为洪特规则的补充,能量相等的轨道全充满、半克满或全空的状态比较稳定。
自旋为半整数的粒子(费米子)所遵从的一条原理。简称泡利原理。它可表述为全同费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。电子的自旋,电子遵从泡利原理。1925年W.E.泡利为说明化学元素周期律提出来的。原子中电子的状态由主量子数n、角量子数l、磁量子数ml以及自旋磁量子数ms所描述,因此泡利原理又可表述为原子内不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的4个量子数n、l 、ml 、ms 。根据泡利原理可很好地说明化学元素的周期律。泡利原理是全同费米子遵从的一条重要原则,在所有含有电子的系统中,在分子的化学价键理论中、在固态金属、半导体和绝缘体的理论中都起着重要作用。后来知道泡利原理也适用于其他如质子、中子等费米子。泡利原理是认识许多自然现象的基础。
比如在上面的例子中假如两个粒子的位置波函数一致的话,那么它们的自旋波函数必须是反对称的,也就是说它们的自旋必须是相反的。
4 至于洪特特例包含在上面的洪特规则了,你可以自己看啊
从电子云重叠的方式来看,共价键可分为σ键和π键。
当原子之间只有一对电子时,这对电子形成的化学键为单键。单键是σ键,σ键是成键的两个原子的轨道沿着两核连线方向“头碰头”进行重叠而形成的共价键。s与s轨道,s与p轨道,p与p轨道以及s、p与杂化轨道,杂化轨道和杂化轨道之间都可以形成σ键。σ键的特点是重叠的电子一在两核连线上,受原子核束缚力较大,重叠程度也大,比较牢固,σ键绕轴旋转时,电子云重叠程度不受影响。电子云对两个原子核的连线——键轴呈圆柱形对称。
形成p—pπ键和p—p大π键的条件是分子或离子里有平行的p道可以容纳分子中的电子(一般在电子占据能量较低的σ和孤对电子对的轨道后)。p—p大π键是存在于两个以上原子核之间的化学键,常称为“离域大π键”。大π键的符号 。其中的a是平行p轨道数,b是这些轨道里的电子数。当a=b=2时,就是一般的p—pπ键。应当注意,b<2a,否则不能形成π键。
一切自然变化进行的方向都是使能量降低,因为能量较低的状态比较稳定,此谓能量最低原理。人是自然界的一员,我想也应该适用于此原理。所以人才会通过各种方式发泄和排解自己的各种能量。这其中包括喜怒哀乐等情绪以运动。不过释放能量的方式还是要注意的,如小孩本身不能存储过多的情绪,想哭就哭、想笑就笑,没有太大的冲击;而成人能够容纳很多的能量,所以感情更深沉丰富。但也有弊端,如果这些能量不能合理的排解,一旦冲垮理智的大坝,江河泛滥,后果不堪设想。我想在我们提升自身修养与胸怀的同时,一定要时刻注意心理能量的警戒线,及时合理宣泄自身的情绪。有容乃大,无欲则刚。
3 保里不相容原理 在一个原子中没有两个或两个以上电子具有完全相同的四个量子数(在主量子数n、角量子数l、磁量子数ml、自旋磁量子数ms表象中的表达)。或者说一个原子轨道上(主量子数n、角量子数l、磁量子数ml 相同时)最多只能排两个电子,而且这两个电子自旋方向必须相反。因此一个s轨道最多只能有2个电子,p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理,表1-1归纳了各个原子轨道上可容纳最多的电子数,从表中可得出第n电子层能容纳的电子总在等价轨道(指相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道,且自旋方向相同。后来经量子力学证明,电子这样排布可能使能量最低,所以洪特规则也可以包括在能量最低原理中。
洪特规则之二
洪特规则 又称等价轨道规则。在同一个电子亚层中排布的电子,总是尽先占据不同的轨道,且自旋方向相同。如氮原子中的3个p电子分布于3个p轨道上并取向相同的自旋方向。p轨道上有3个电子、d轨道上有5个电子、f轨道上有7个电子时,都是半充满的稳定结构。另外量子力学的研究表明;等价轨道全空(p0、d0、f0)和全满时(p6、d10、f14)的结构,也具有较低能量和较大的稳定性。像铁离子Fe3+(3d5)和亚铁离子Fe2+(3d6)对比看,从3d6→3d5才稳定,这和亚铁离子不稳定易被氧化的事实相符合。根据洪特规则铬的电子排布式应为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1。
这么给你说吧,原子有核外电子,电子要排在轨道上;
总的说来,核外电子层分K、L、M、N、O、P,这你知道吧,
可是科学家发现,在这每一层上,又有很多能量不同的区域,即电子亚层;
这种电子亚层有四种,分别用字母s,p,d,f来表示;
电子亚层,其实你就可以理解为电子轨道群,
每个亚层上都有若干个轨道,
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