原子物理轨道知识
量子力学知识：量子力学中的原子轨道
量子力学知识：量子力学中的原子轨道量子力学，是研究微观粒子的物理学分支，揭示了微观世界的奥秘。
在微观物理学中，原子是一个非常重要的研究对象。
原子是由电子、质子和中子等基本粒子组成的。
其中，电子在原子中运动状态的研究，是量子力学中非常重要的内容之一。
量子力学中的原子轨道，指的是电子在原子中的运动轨迹。
本文将从原子轨道的概念、历史、性质和应用方面进行讲解。
一、原子轨道的概念原子轨道，是指电子在原子中运动时的空间位置概率分布。
在经典物理中，原子内部的电子应该按照类似于地球沿着太阳轨道运动一样，按照确定的轨道围绕着原子核运动。
但是在量子力学中，电子的运动状态受到了限制，无法精确地描述其轨道，只能用概率的方式来描述其运动状态。
因此，原子轨道的概念就诞生了。
二、原子轨道的历史20世纪初期，科学家们开始探索原子内部结构，发现原子不是像经典物理学中描述的那样，而是存在着许多奇妙而神秘的现象。
在此背景下，量子力学逐渐诞生并繁荣发展。
1925年，奥地利物理学家波尔提出了著名的波尔理论，认为电子存在于几个固定的轨道中，每个轨道分别对应一种能量状态。
在此理论的基础上，物理学家们开始尝试以这种经典的方式来解释原子结构。
然而，这一理论只能解释轻微的原子中的一些现象，对于较重的原子来说，理论完全失效。
1926年，德国物理学家薛定谔提出了波函数理论，强调电子无法被束缚在某一具体的轨道中。
他的理论将电子视为一种波动，而非具体的粒子，这一理论解释了轻微的原子中的所有现象，并且具有广泛的适用性。
同时，薛定谔的理论带来了一个全新的概念——波函数。
波函数可以用来描述电子的概率分布，也正是在此理论的基础上，原子轨道的概念才得以成立。
三、原子轨道的性质1.基态与激发态：在原子内部，电子的能量状态有多种，最低的能量状态叫做基态，而高于基态的能量状态则称为激发态。
当原子受到外界的激发时，电子会从低能级跃迁到高能级，此时会放出能量，在跃迁完成之后，电子会重新回到低能级。
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。
原子物理轨道知识
原子轨道原子轨道（Atomic orbital）是单电子薛定谔方程的合理解ψ（x，y，z)。
若用球坐标来描述这组解，即ψ（r，θ，φ)=R(r)·Y(θ，φ)，这里R(r)是与径向分布有关的函数，称为径向分布函数，用图形描述就是原子轨道的径向分布函数；Y(θ，φ)是与角度分布有关的函数，用图形描述就是角度分布函数。
1简介原子轨道（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[1][2]。
此波函数可用来计算在原子核外的特定空间中，找到原子中电子的机率，并指出电子在三维空间中的可能位置[1][3]。
“轨道”便是指在波函数界定下，电子在原子核外空间出现机率较大的区域。
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。
电子的原子与分子轨道，依照能阶排序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”[4]越倾向分布在特定球形区域内（区域内电子出现机率较高）。
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[5]。
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[6]。
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[1][7]。
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[8]。
原子排列轨道
原子排列轨道原子排列轨道I. 前言随着科技的发展，人类对于自然界和宇宙中的奥秘有了更深入的探索和理解。
其中，原子结构是一个重要的研究领域之一。
本文将主要介绍原子排列轨道的相关知识。
II. 原子结构原子是构成物质的基本单位，由核和电子组成。
核心是由质子和中子组成，而电子绕核心运动。
原子的电子数目决定其化学性质，而电子轨道结构则决定其物理性质。
电子轨道是电子在原子核周围运动的区域，原子的不同能级对应着不同的轨道。
如图1所示，一般情况下，原子有四种不同的轨道，即：s轨道、p轨道、d轨道和f轨道。
III. s轨道s轨道是最接近原子核的轨道，对应着原子的基态能级。
在周期表中，第一周期的元素只有一个电子，它就在s轨道中。
如图2所示，s轨道是球形对称的，其形状呈现出圆形，原子中只会有一个s轨道。
因为电子在s轨道内运动的通量为零，所以s轨道内永远只有一个电子。
IV. p轨道p轨道则是第二个原子层及以后的轨道，图3展示了p轨道的形状。
p轨道有三种不同的取向，分别沿着x轴、y轴、z轴延伸，与s轨道不同的是，p轨道内最多可以容纳6个电子。
V. d轨道和f轨道在第三个原子层及更高的层次中，d轨道和f轨道也开始出现。
d轨道有5种不同的取向，最多可以容纳10个电子；f轨道有7种不同的取向，最多可以容纳14个电子。
但由于这些元素的外层电子的包容量已经达到饱和，因此他们的电子不太可能在这些轨道中，而主要在外层轨道中运动。
VI. 总结本文简要介绍了原子排列轨道的相关知识。
它们的形状和数量决定了原子的物理性质，这些性质又影响了原子的化学性质。
深入理解原子结构，对于我们探索物质世界和应用科技都有非常重要的意义。
原子轨道f
原子轨道f
介绍
原子轨道f，又称为“外层d轨道”，是指一种在原子模型中出现的高能状态所占据的轨道，在原子中进行电子跃迁时，f轨道可以被视为跃迁的中间或最高能状态，其能级的高度比
L轨道（Shell之内的4个子轨道）和M轨道（Shell之上的4个子轨道）之间存在明显的能隙。
F轨道一般位于L轨道和M轨道之间，有时也可以位于L轨道和N轨道之间。
这类轨道
有8个子轨道，构成5个轨道系统，可容纳多达14个电子，少于L和M轨道的能量状态。
F轨道的出现改变了原子的物理结构，使得有更多的电子可以被容纳，从而进一步加强了
原子的稳定性，使一些带杂质的元素稳定下来，并且由于其较低的占有能量而被用于物理
和化学实验中。
由于f轨道相对于L和M轨道具有较大的能级，因此电子跃迁到这种轨道时，发射出能
量也更高，以致于可以检测到更加高能的X射线，从而对原子機構及跃迁过程进行更为精细的探索。
由于f轨道可以被用于多种实验，这种实验的范围已经从电离定理、X射线特性和跃迁过
程到第二态X射线发射线，甚至提高催化效率等原子和分子的多种性质。
因此，f轨道可以被视为胆用于实验的重要工具，可以为原子结构和电子跃迁过程的更深
入研究提供了重要的实验素材，为原子物理和化学学科进行深入研究奠定了坚实而重要的
基础。
原子物理轨道知识
原子轨道原子轨道（Atomic orbital）是单电子薛定谔方程的合理解ψ（x，y，z)。
若用球坐标来描述这组解，即ψ（r，θ，φ)=R(r)·Y(θ，φ)，这里R(r)是与径向分布有关的函数，称为径向分布函数，用图形描述就是原子轨道的径向分布函数；Y(θ，φ)是与角度分布有关的函数，用图形描述就是角度分布函数。
1简介原子轨道（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[1][2]。
此波函数可用来计算在原子核外的特定空间中，找到原子中电子的机率，并指出电子在三维空间中的可能位置[1][3]。
“轨道”便是指在波函数界定下，电子在原子核外空间出现机率较大的区域。
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。
电子的原子与分子轨道，依照能阶排序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”[4]越倾向分布在特定球形区域内（区域内电子出现机率较高）。
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[5]。
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[6]。
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[1][7]。
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[8]。
f轨道
f轨道4f轨道的立体模型在化学与原子物理学中，f轨道（英语：f orbital）是一种原子轨道，其角量子数为3，其磁量子数可以为0、±1、±2、±3，且每个壳层里中有七个f轨道，fz3、fxz2、fyz2、fxyz、fz(x2-y2)、fx(x2-3y2)、fy(3x2-y2)，有三种形状，且方向不同，每个可以容纳2个电子，因此，f轨道共可以容纳14个电子。
f轨道是锕系元素和镧系元素的价轨道，较不常见，只从第6周期开始出现，由于能级交错，第六周期s轨道填满后就直接先填f轨道了。
命名f轨道的f 是指fundamental ，其为“基系光谱”之意结构f轨道同样存在波节，蓝色和黄色间空隙即为波节。
f轨道从主量子数n=4时开始出现，由于主量子数不能小于4，因此最小的f轨道是4f轨道，且不存在1f、2f和3f轨道。
当角量子数=4时，对应于7个磁量子数：3、2、1、0、-1、-2、-3。
每个壳层皆有7个f轨道，分别为fz3、fxz2、fyz2、fxyz、fz(x2-y2)、fx(x2-3y2)、fy(3x2-y2)，有三种形状，其中磁量子数m = ±1或±3时（fxz2、fyz2、fx(x2-3y2)、fy(3x2-y2)）形状相同但方向不同为豆子形；磁量子数m = ±2时（fxyz、fz(x2-y2)）形状相同但方向不同，为八哑铃形；而磁量子数m = 0时，fz3轨道是七个f轨道中形状较特别的一个，类似于d轨道的dz2，但多了一个环。
电子波七个f轨道的角量子数ℓ皆为4。
f轨道的三次谐波经常表示为：的f轨道角部分的三次谐波为。
在许多情况下，球状谐波选择不同的线性组合构建三次f轨道的基组。
与fz3 fxz2 fyz2 fxyz fz(x2-y2) fx(x2-3y2) fy(3x2-y2)f轨道由于d轨道与f轨道的能量非常接近，因此有时会有f轨道还没填满但先填入了d轨道的情形，例如钍会先在d轨道中填2颗电子再继续填f轨道。
原子物理学中的轨道理论研究
原子物理学中的轨道理论研究原子物理学是研究原子及其内部结构与性质的学科，其发展推动了众多科学和技术领域的进步。
在原子物理学中，轨道理论是一项重要的研究内容，它提供了一种理解原子电子结构和相互作用的方法。
本文将从历史上的发展、定量描述和实验验证三个方面探讨原子物理学中的轨道理论研究。
轨道理论的起源可以追溯到19世纪末，当时科学家根据氢原子光谱的观测数据，提出了玻尔模型。
玻尔模型认为，电子绕原子核运动的轨道是固定的，且在特定能级上存在。
这一模型为后续的研究奠定了基础，同时也引发了对轨道理论更深层次探索的需求。
为了定量描述原子中电子的运动状态，量子力学的发展成为重要的里程碑。
根据量子力学的原理，轨道被描述为电子在原子周围的概率云。
这是由于电子的粒子性与波动性特点的相互作用导致的量子效应。
轨道函数通过波函数来描述电子的运动状态，波函数的平方模表示电子在空间中的分布概率。
轨道理论的发展使得科学家可以定量计算电子在不同能级上的分布情况，进而解释了很多原子光谱和物理性质的实验现象。
实验验证是轨道理论研究中不可或缺的一环。
科学家通过光谱实验和其他物理测量手段来验证轨道理论的结果。
例如，在光谱实验中，当原子吸收或发射特定频率的光子时，会出现特定的光谱线。
这些光谱线可以和量子力学计算得到的结果进行比对，从而验证轨道理论在描述原子光谱方面的准确性。
此外，一些物理性质（如反应速率、电子云的形状等）也可以通过实验来验证轨道理论的预测。
尽管轨道理论在解释原子物理现象方面取得了重要进展，但它仍然有一些局限性。
首先，轨道理论只适用于单电子体系，而对多电子原子而言，其相互作用复杂，难以通过简单的轨道理论进行描述。
其次，轨道理论忽略了电子的自旋效应，这对于某些物理性质的解释可能会带来误差。
因此，为了解决这些问题，科学家们不断致力于发展更为精确的理论模型，如多电子波函数方法和密度泛函理论等。
总结起来，原子物理学中的轨道理论研究是一个宏大且复杂的课题，历经了长期的发展和实验验证。
原子轨道杂化的初步知识总结
原子轨道杂化的初步知识总结(总13页)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--本科学年论文原子轨道杂化的初步知识总结摘要：杂化就是指在形成分子时，由于原子的相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道重新组合成一组新轨道。
这种重新组合的过程叫做杂化，所形成的新轨道叫做杂化轨道。
关键词：原子轨道原子轨道能级杂化轨道杂化类型1 原子轨道.................................................... 错误!未定义书签。
2量子数 ........................................................ 错误!未定义书签。
主量子数（n） ...................................... 错误!未定义书签。
副量子数（l）........................................ 错误!未定义书签。
磁量子数（m）..................................... 错误!未定义书签。
自旋量子数（m s）................................ 错误!未定义书签。
3原子轨道能级............................................ 错误!未定义书签。
4杂化轨道的概念........................................ 错误!未定义书签。
激发 ......................................................... 错误!未定义书签。
杂化 ......................................................... 错误!未定义书签。
轨道重叠 ................................................. 错误!未定义书签。
选修3原子结构与性质知识点(高二)
第一章原子结构与性质一.原子结构1、能级与能层2、原子轨道3、原子核外电子排布规律（1）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右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
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。
（说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s 能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
）（2）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
（3）、电子云与原子轨道①电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。
因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。
“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。
②原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。
s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。
（2）、核外电子排布规律①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，简称能量最低原理。
②泡利（不相容）原理：一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。
③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，这个规则叫洪特规则。
n=4m=正负1存在的原子轨道数目
n=4时，正负1存在的原子轨道数目1. 基本概念在原子物理学中，原子轨道是描述原子中电子可能存在的特定区域的一种数学模型。
每个原子轨道都有不同的能量和形状特征，这些特征对应于电子在原子核周围的运动状态。
原子轨道的数目取决于原子的量子数，而正负1存在的原子轨道数目则与原子的主量子数和角量子数有关。
2. 主量子数n的影响主量子数n表示了电子与原子核之间的平均距离。
根据主量子数n的不同取值，原子轨道可以分为不同的能级。
当n=4时，原子轨道处于第四能级，对应着较高的能量水平。
此时，正负1存在的原子轨道数目会受到主量子数n的影响。
3. 角量子数m的作用角量子数m描述了电子在原子中的轨道形状，也可以理解为原子轨道的空间取向。
而当m=正负1时，对应着具体的轨道形状和取向。
在主量子数n=4的情况下，正负1存在的原子轨道数目与角量子数m 的取值有一定的关联。
4. 正负1存在的原子轨道数目计算根据量子力学的原理，当n=4时，正负1存在的原子轨道数目可以通过以下公式进行计算：N = 2*(2*4 + 1) = 18其中，N表示正负1存在的原子轨道数目，2*4表示了角量子数m的取值范围，而加1是因为m可以取负号。
按照这个公式，我们可以得出n=4时，正负1存在的原子轨道数目为18个。
5. 结论总结来看，当原子的主量子数n=4时，正负1存在的原子轨道数目为18。
这意味着在第四能级下，电子可能存在的轨道数量较多，对应着更丰富的能量状态。
正负1存在的原子轨道数目的计算可帮助我们更好地理解原子中电子的分布规律和能级结构，对于深入理解微观世界的物理现象具有一定的指导意义。
当我们深入研究原子物理学时，我们会发现原子轨道的结构和数量对于理解原子和分子的特性以及化学反应过程具有非常重要的意义。
在探讨主量子数n=4时，正负1存在的原子轨道数目的基础上，我们可以进一步深入探讨与这些轨道相关的性质以及它们在化学中的应用。
1. 原子轨道的性质正负1存在的原子轨道既可以是s轨道，也可以是p轨道。
高中物理原子物理知识点总结
高中物理原子物理知识点总结在高中物理的学习中，原子物理是一个重要且充满趣味的部分。
它为我们揭示了微观世界的奥秘，帮助我们理解物质的本质和原子的行为。
接下来，让我们一起深入探索高中物理原子物理的重要知识点。
一、原子的结构1、汤姆孙的枣糕模型汤姆孙认为原子是一个球体，正电荷均匀分布在整个球内，而电子像枣糕中的枣子一样镶嵌在其中。
2、卢瑟福的核式结构模型通过α粒子散射实验，卢瑟福提出了原子的核式结构模型。
该模型认为，在原子的中心有一个很小的原子核，原子的全部正电荷和几乎全部质量都集中在原子核里，带负电的电子在核外空间绕核旋转。
原子核很小，但集中了原子的绝大部分质量。
原子核的直径约为10⁻¹⁵米到 10⁻¹⁴米，而原子的直径约为 10⁻¹⁰米。
二、玻尔的原子模型1、定态假设原子只能处于一系列不连续的能量状态中，在这些状态中，电子虽然绕核运动，但并不向外辐射能量，这些状态叫定态。
2、跃迁假设原子从一种定态跃迁到另一种定态时，它辐射（或吸收）一定频率的光子，光子的能量由这两种定态的能量差决定，即hν ＝ Eₘ Eₘ （h 是普朗克常量，ν 是光子的频率，Eₘ 和 Eₘ 分别表示高能级和低能级的能量）。
3、轨道量子化假设原子的不同能量状态跟电子沿不同的圆形轨道绕核运动相对应。
电子的轨道半径不是任意的，只有当半径的大小符合一定条件时，电子才能够在这些轨道上运动。
三、氢原子的能级1、能级公式Eₘ ＝ E₁／ n²（n ＝ 1，2，3，……），其中 E₁为基态能量，E₁＝－136 eV。
2、能级图能级图直观地展示了氢原子各个能级的能量大小以及能级之间的跃迁情况。
四、天然放射现象1、天然放射现象的发现1896 年，法国物理学家贝克勒尔发现了天然放射现象，揭示了原子核具有复杂的结构。
2、三种射线α 射线：高速运动的氦原子核，带正电，电离作用强，穿透能力弱。
β 射线：高速运动的电子流，带负电，电离作用较弱，穿透能力较强。
原子轨道
原子轨道（转）我们知道，元素的原子序数 = 核电荷数 = 核外电子数。
人们在研究元素的性质时，测定了元素的原子量，并按不同元素原子量由小到大排列了一个序号，这个序号就叫原子序数。
但是，当时人们并不知道，在原子中原子序数和核电荷（核外电子数）有相等关系。
那时人们认为元素的化学性质决定于原子量。
如果我们回到当时这一历史时刻，展开我们的想象推断，将会得到什么样的结论呢？我们先观察H(1号),He(2号),Li(3号)三种元素，H和Li的化合价都为+1，而He 的化合价只为零。
如果我们确立这三种元素原子核外电子数分别为1，2，3，则Li元素化合价应该还有+2和+3，而He的化合价也应该有+1和+2，但是Li为何只有+1价而He却异常稳定不和其他元素化合（化合价只为零）呢？众所周知，微观粒子都具有一定的能量并总是处于不停的热运动中，其运动包括平动，转动和振动。
当电子转动（自旋）时，因为电子带负电，这就象电流绕线圈流动产生磁场一样，在电子自旋的轴线上下就产生了磁极。
当两个自旋方向相同的电子相互靠近时，因为自旋磁极相同而相互排斥，不可能形成稳定体系。
当两个自旋方向相反的电子相互靠近时，因为自旋磁极相反而相互吸引，这样，两个自旋方向相反的电子就可以形成稳定的体系而使体系的能量降低。
当两个自旋相反电子形成的稳定体系再靠近一个电子将会怎样？因为这个电子的自旋方向和稳定体系中的电子自旋总有一个同向，其磁极的吸引作用会很小，加之电子带相同负电荷，其相同电荷的排斥作用因电子电量增加而加大。
看来，三个电子是不能形成稳定体系了。
这样，我们就可以解释H的化合价有+1，-1价，Li的化合价只有+1价而He 异常稳定只有0价的原因了。
这时,我们有必要定义原子轨道：电子在其原子核外运动时有确定的轨道，一个原子轨道最多只能容纳两个电子且填满两个自旋相反的电子属稳定结构。
我们把电子占据的第一个轨道定义为1Ｓ，第二个轨道定义为２Ｓ，这样，H原子的电子结构为１Ｓ1，Ｈｅ原子的电子结构为１Ｓ２，Ｌｉ原子的电子结构为１Ｓ２２Ｓ１。
原子轨道
p，d，f。从理论上说，在第八周期将会出现第五个能级。
主量子数n 1
2
3
4
电子层 K
L
M
N
角量子数 （l）取值
0
0,1
0,1,2
0,1,2,3
能级符号 1s
2s,2p
3s,3p,3d 4s,4p,4d,4f
能级分裂
在多电子原子中，当价电子进入原子实内部时，内层电子对原子核的屏
原子轨道 1简介 原子轨道（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[1][2]。此波函数可用来计算在原子核外的特定空间 中，找到原子中电子的机率，并指出电子在三维空间中的可能位置[1] [3]。“轨道”便是指在波函数界定下，电子在原子核外空间出现机率较大 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。
and molecular orbitals[7] 。
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（spin m.q.n）表示，每个轨道最多可以 容纳两个自旋相反的电子。记做“↑↓”但需要指出，这里的自旋和地球的 自转不同，自旋的实质还是一个等待发现的未解之谜[5] 。“自旋”我们 是借用我们平常能理解的名词，实际上是电子的一种内禀运动。 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。 3电子排布 综述 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。 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。 泡利不相容原理 物理学家泡利在总结了众多事实的基础上提出：不可能有完全相同的两 个费米子同时拥有同样的量子物理态。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
原子物理学——原子实极化和轨道贯穿
§4.2 原子实极化和轨道贯穿碱金属原子光谱和H 原子光谱既相似、又不同，这是由于原子结构的特点所引的。
一、价电子与原子实Li ：Z=3=2⨯12+1Na ：Z=11=2⨯(12+22)+1K ： Z=19=2⨯(12+22+22)+1Rb ：Z=37=2⨯(12+22+32+22)+1Cs ：Z=55=2⨯(12+22+32+32+22)+1Fr ：Z=87=2⨯(12+22+32+42+32+22)+1共同之处：最外层只有一个电子⇒价电子其余部分和核形成一个紧固的团体⇒原子实价电子模型⇒原子实(带+e 电荷)+价电子H 原子：带一个正电荷的原子核+一个电子碱金属原子：带一个正电荷的原子实+一个价电子相同之处：只有一个电子起作用不同之处：原子实⇔原子核首先是基态不同Li 、Na 、K 、Rb 、Cs 、Fr 的基态依次为：2s 、3s 、4s 、5s 、6s 、7s 。
其次是能量不同二、原子实极化价电子吸引原子实中的正电部分，排斥负电部分⇒ 原子实正、负电荷的中心不再重合⇒ 原子实极化 ⇒ 能量降低→l 小，→b 小，极化→强，能量→低⇒ n nf nd np ns E E E E E <<<<三、轨道贯穿当l 很小时，价电子的轨道极扁，价电子的可能穿过原子实 ⇒ 轨道贯穿。
实外 ⇒ Z *=1 贯穿 ⇒ Z * > 1 平均：Z * > 1 光谱项：2*2*22*)(nR Zn R n R Z T === **Zn n = < n 22*n R n R T >= 22*n R hc n R hcE -<-= →l 小 ⇒ 贯穿几率→大 ⇒ 能量低⇒ n nf nd np ns E E E E E <<<<总之，碱金属与氢原子的不同是由于结构不同引起的，碱金属中，价电子的运动会相起原子实极化和电子轨道贯穿，因而使能量降低。
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。
p轨道与中心原子 -回复
p轨道与中心原子-回复什么是p轨道？在原子物理中，轨道是描述电子在原子核周围运动的概念。
p轨道是一种原子轨道，它描述了原子中p电子的运动状态。
原子核由质子和中子组成，而电子则围绕核心以不同的能量和位置运动。
原子轨道是一种数学函数，用来描述电子在特定能量和位置上的概率分布。
p轨道是其中一种。
它是根据其形状和能量级别来命名的。
p轨道具有三个互相垂直的方向，通常称为x、y和z轴。
每个p轨道有一个不同的形状，分别是px，py和pz轨道。
这三个轨道分别具有x、y和z轴上的最大概率分布。
px轨道的形状类似于一个沿x轴延伸的双叶，py轨道类似于沿y轴延伸的双叶，pz轨道类似于在z轴周围形成一个环状。
中心原子在化学中的意义是什么？中心原子在化学中有着重要的意义。
它通常指的是化学反应中作为反应中心的原子，即参与键的形成和断裂的原子。
中心原子通常是具有最低电负性的原子。
它们通常会与其他原子发生共价或离子键的形成，以形成化学分子或晶体结构。
中心原子的数量取决于化合物的种类和结构。
中心原子可以通过共价键和其他原子共享其电子，或者通过离子键与其他原子形成静电力吸引。
共价键是通过电子的共享来形成的，它要求中心原子具有孤对电子，这些电子可以与其他原子的孤对电子形成稳定的键。
离子键是由电荷不平衡形成的，在离子键中，中心原子通常接受或捐赠电子，以与其他原子形成更稳定的离子配位结构。
中心原子在化学反应中的反应活性和化学性质方面起着至关重要的作用。
它们的电子结构和原子名义电荷决定了它们与其他原子发生化学反应的能力和方式。
中心原子的反应活性也可以通过与其他原子形成多中心键或配位化学键来扩展。
总结：p轨道是一种描述原子中p电子运动状态的轨道。
它具有三个互相垂直的方向，分别为x、y和z轴。
中心原子是化学反应中作为反应中心的原子，参与键的形成和断裂。
中心原子的数量取决于化合物的种类和结构。
中心原子通过共价键或离子键与其他原子发生化学反应，并且它们的电子结构和电荷状态决定了它们的反应活性和化学性质。
关于原子物理的知识点总结
关于原子物理的知识点总结1. 原子结构原子是物质的基本单位，它由原子核和围绕原子核运动的电子构成。
根据量子力学的理论，电子围绕原子核的轨道是量子化的，即电子只能占据特定的能级。
这些能级又被称为原子的轨道，它们分别对应着不同的能量。
根据波尔理论，原子轨道的能量级数由主量子数决定，而轨道的形状由角量子数和磁量子数决定。
此外，每个轨道还有自旋量子数。
原子的轨道可以分为s、p、d、f等不同的子壳，每个子壳又可以分为不同的轨道。
2. 原子核原子核是原子的中心部分，它由质子和中子组成。
质子和中子有着相同的质量，但是它们的电荷正负相反。
根据现代原子模型，质子和中子是由更小的粒子——夸克构成的。
原子核的直径大约只有10^-15米，而原子整体的直径则大约为10^-10米，因此原子核是原子的重要组成部分。
原子核的结构是非常复杂的，其中包含着大量的核子相互作用和核力。
在原子核中，质子和中子之间的作用力非常强大，能够保持原子核的稳定性。
3. 元素周期表元素周期表是化学中的重要工具，它将所有已知的元素按照其原子序数和化学性质排列在一张表格上。
元素周期表的排列方式使得化学家可以快速地找到元素之间的联系和规律。
元素周期表以不断重复的周期性性质为基础，其中每个周期都代表一种化学行为规律。
原子序数自然地反映了元素的电子排布和原子结构。
元素周期表的周期性规律性质是由原子结构和电子排布的规律性所决定的，因此元素周期表的排列方式和元素的性质之间存在着内在的联系。
4. 原子激发和原子能级当原子受到外部能量的激发时，其电子可能会跃迁到更高能级的轨道上，这种现象被称为原子的激发。
原子的激发能够产生出各种不同的现象，比如光子的辐射和吸收，原子光谱和激光等。
原子的能级结构是由原子内部的电子排布所决定的，不同的能级对应着不同的轨道和能量。
当电子从高能级跃迁到低能级时，会释放出一定的能量。
这些特定的能量级被称为原子的能级，它是原子物理研究的重要内容之一。
原子轨道模型
原子轨道模型
原子轨道模型
原子轨道模型是一种描述原子结构的有效方法，其本质就是用一系列轨道来描
述原子结构。
它源自20世纪初的经典原子模型，这种模型将原子视为由离子和阴
阳电子构成的气团，并认为电子以某种方式在原子构成中运动。
原子轨道模型认为，原子由电子做在原子核周围某种形式的围绕运动，电子围
绕原子核周围运动的空间形式称为原子轨道。
根据原子轨道模型，原子的性质取决于它的电子轨道，电子轨道的层数确定原子核的能量状态。
换句话说，原子轨道模型是通过描述电子围绕原子核运动的空间形式来描述原子结构，从而解释原子性质的有用方法。
该模型解释了原子中电子的行为，例如电子只能被占用在一个原子轨道上，每
个原子轨道只能存在两个电子。
这些电子可以是同态，也可以是反态。
同态电子在相同振动方向中围绕原子核运动，而反态电子则处于相反振动方向。
它还给出了不同原子的典型能量谱，该能量谱允许电子转移到不同的原子轨道，从而影响原子性质。
其中，电子轨道的能量被称为能级，取决于轨道类型和电子数量。
通过原子轨道模型，我们可以解释原子原子核中电子的行为，这在原子物理学
中具有重要意义。
真正理解原子性质的根本，是要正确的描述原子的结构。
而原子轨道模型就是描述原子结构最有效的方法之一。
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原子轨道原子轨道（Atomic orbital）是单电子薛定谔方程的合理解ψ（x，y，z)。
若用球坐标来描述这组解，即ψ（r，θ，φ)=R(r)·Y(θ，φ)，这里R(r)是与径向分布有关的函数，称为径向分布函数，用图形描述就是原子轨道的径向分布函数；Y(θ，φ)是与角度分布有关的函数，用图形描述就是角度分布函数。
1简介原子轨道（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[1][2]。
此波函数可用来计算在原子核外的特定空间中，找到原子中电子的机率，并指出电子在三维空间中的可能位置[1][3]。
“轨道”便是指在波函数界定下，电子在原子核外空间出现机率较大的区域。
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。
电子的原子与分子轨道，依照能阶排序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”[4]越倾向分布在特定球形区域内（区域内电子出现机率较高）。
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[5]。
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[6]。
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[1][7]。
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[8]。
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[1]。
每个轨道都有一组不同的量子数，且最多可容纳两个电子。
s轨道、p轨道、d轨道、f轨道则分别代表角量子数l=0, 1, 2, 3的轨道，表现出如右图的轨道形状及电子排布。
它的名称源于对其原子光谱特征谱线外观的描述，分为锐系光谱（s harp）、主系光谱（p rincipal）、漫系光谱（d iffuse）、基系光谱（f undamental），其余则依字母序命名（跳过j）[9][10]。
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。
[1]2层次能层（电子层）参见“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。
具有动量较大的电子在离核越远的地方运动，而动量较小的则在离核较近的地方运动。
但是电子绕核运动与人造卫星绕地球运动不同。
人造卫星绕地球运动的动量是连续变化的，由于能量的消耗，它的轨道会逐渐接近地球。
但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”[2]。
氢原子光谱的巴尔默系氢原子线状光谱（右图，巴尔默线系）的事实可以证明电子层的存在。
根据经典电磁学理论，绕核高速旋转的电子将不断从原子发射连续的电磁波，但从图中可以发现，氢原子的光谱图像是分立的，这与经典电磁学的推算结果矛盾，之后，玻尔提出了电子层的概念，成功推导出了描述氢原子光谱的里德伯公式（σ=R'×[(n^-2)-(m^-2)]）将里德伯常量R'与，普朗克常数联系在一起，电子层的存在从此得到了公认[3]。
通常情况下，氢原子的电子在离核最近的电子层上运动，这时并不放出能量，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（如灼热、放电、辐射能等），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。
光的频率ν和两电子层的能量差∣E2-E1∣有下列关系[4]：hv=∣E2-E1∣其中，h为普朗克常数（6.62×10^-27尔格·秒）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（principal quantum number）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。
对氢原子来说，n一定，其运动状态的能量一定。
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2n^2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[5]。
主量1234567子数电子K L M N O P Q层0族电子22,82,8,82,8,18,82,8,18,18,82,8,18,32,18,8暂无数如果一个电子在激发态，一个有着恰当能量的光子能够使得该电子受激辐射，释放出一个拥有相同能量的光子，其前提就是电子返回低能级所释放出来的能量必须要与与之作用的光子的能量一致。
此时，受激释放的光子与原光子向同一个方向运动，也就是说这两个光子的波是同步的。
利用这个原理，人们设计出了激光，它是可以产生频率很窄的光的光源。
在越来越多的光谱实验中，人们发现，电子在两个相邻电子层之间发生跃迁时，会出现多条相近的谱线，这表明，同一电子层中还存在着能量的差别，这种差别，就被称为“电子亚层”，也叫“能级”。
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”，每一电子层都原子轨道能级图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（angular quantum number）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。
从理论上说，在第八周期将会出现第五个能级。
主量子数n1234电子层K L M N角量子数（l）00,10,1,20,1,2,3取值能级符号1s2s,2p3s,3p,3d4s,4p,4d,4f能级分裂在多电子原子中，当价电子进入原子实内部时，内层电子对原子核的屏蔽作用减小，相当于原子实的有效电荷数增大，也就是说电子所受到的引力增大，原子的体系能量下降，所以由此可以容易得出，当主量子数n相同时，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因为离核越远，能量越大，所以能量顺序与屏蔽顺序成反比能量顺序为ns<np<nd<nf鲍林的近似能级图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。
即，d层和s层发生交错，f层与d层和s层都会发生交错。
我国化学家徐光宪提出了一条能级计算的经验定律：能级的能量近似等于n+0.7l。
美国著名化学家莱纳斯·鲍林也通过计算给出了一份近似能级图（见右图）这幅图近似描述了各个能级的能量大小，有着广泛的应用[6]。
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（因电场而产生的裂分被称为斯塔克效应），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。
这些电子运动描述轨道的量子数称为磁量子数（magnetic quantum number）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1357轨道数1357轨道的形状可以根据薛定谔方程球坐标的Y(θ，φ)推算，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。
所有轨道的角度分布波函数图像参见a gallery of atomic orbitals and molecular orbitals[7].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（spin m.q.n）表示，每个轨道最多可以容纳两个自旋相反的电子。
记做“↑↓”但需要指出，这里的自旋和地球的自转不同，自旋的实质还是一个等待发现的未解之谜[5]。
“自旋”我们是借用我们平常能理解的名词，实际上是电子的一种内禀运动。
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。
3电子排布综述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。
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。
泡利不相容原理物理学家泡利在总结了众多事实的基础上提出：不可能有完全相同的两个费米子同时拥有同样的量子物理态。
泡利不相容原理应用在电子排布上，可表述为：同一轨道上最原子轨道多容纳两个自旋相反的电子。