1樓:匿名使用者
要先寫出核外電子排布式 再直接數出有幾個原子軌道 原子軌道的書寫較複雜 有很多要遵循的規則 這個高中化學的物質結構部分有介紹 三言兩語是說不清的
2樓:心木無情
1s/ 2s 2p /3s **/ 4s 3d 4p......(用徐光憲bai公式推)每個軌du道排
zhi2個電子並要遵循泡利不相容dao原則、能量專最低原則、洪特
屬規則 詳情參考無機化學......原子結構與元素週期表......多電子原子核外排布
3樓:匿名使用者
從元素週期表上可以看出的
原子軌道數怎麼確定
4樓:匿名使用者
原子軌道數由主量子數n來確定,如n=1只有s軌道,n=2時有s,p兩種軌道,n=3時有s,p,d三種軌道...其中s軌道只有一種,p軌道有三種,d軌道有五種,f軌道則有七種.
5樓:匿名使用者
第一層最多2個電子第二層最多8個第三層最多18個第四層32個第五層50最外層最多8個,僅供參考,有點複雜。不一定對啊!
如何確定原子軌道函式形狀的量子數?
6樓:康涵涵酈鸞
原子軌道函式中,確定軌道形狀的是角量子數l,其值就決定了軌道的種類版,也就是確定了權軌道的形狀。如波函式的四個量子陣列(3,2,
0,1/2),其形狀就由其中的第二項即2決定,也就是d軌道,即3d軌道。l的值與軌道形狀/軌道種類的關係如下:l=
0123
4......sp
dfg......
7樓:融惜珊實傑
n是主量子數,表示bai不du同殼層的能級,原zhi子中電子的軌
道是不連續dao的,只能取分立版值,分為不同的殼權層。n=5即第五個殼層,電子殼層符號由內到外依次為k,l,m,n,o,p...。n=5即第五層軌道。
l是角量子數,表示角動量的大小,決定了每個殼層內不同軌道的形狀,如l=0即s軌道,呈球形;l=1即p軌道,呈紡錘形;l=2即d軌道,呈4個花瓣形等等。
m是磁量子數,決定了不同形狀軌道在空間的方向即x,y,z,m=0軌道沿z方向。
n=5,l=2,m=0合起來就表示5pz的原子軌道,pz即沿著z方向的p軌道。
對於量子數確定元素,可以從最外層條件排布電子,直到最內層。l的取值決定於n,從0到n-1,對於每一個l都有2l+1個不同方向的軌道,每一個m值可容納2個電子,則每一個l容納2(2l+1)個電子,然後從l=0一直加到最大的l。低於最外層的電子數可以直接按2*(n方)求出。
可以在無機化學中去看一下。
如何通過4個量子數來判斷是哪個元素
8樓:匿名使用者
核外電子的運動
電子在原子中的運動狀態,可n,l,m,ms四個量子數來描述。
(一)主量子數n
主量子數n是用來描述原子中電子出現機率最大區域離核的遠近,或者說它是決定電子層數的。主量子數的n的取值為1,2,3...等正整數。例如,n=1代表電子離核的平均距離最近的一層,即第一電子層;n=2代表電子離核的平均距離比第一層稍遠的一層,即第二電子層。
餘此類推。可見n愈大電子離核的平均距離愈遠。
在光譜學上常用大寫拉丁字母k,l,m,n,o,p,q代表電子層數。
主量子數(n)12
3456
7電子層符號kl
mnop
q主量子數n是決定電子能量高低的主要因素。對單電子原子來說,n值愈大,電子的能量愈高。但是對多電子原子來說,核外電子的能量除了同主量子數n有關以外還同原子軌道(或電子雲)的形狀有關。
因此,n值愈大,電子的能量愈高這名話,只有在原子軌道(或電子雲)的形狀相同的條件下,才是正確的。
(二)副量子數l
副量子數又稱角量子數。當n給定時,l可取值為0,1,2,3...(n-1)。在每一個主量子數n中,有n個副量子數,其最大值為n-1。
例如n=1時,只有一個副量子數,l=0,n=2時,有兩個副量子數,l=0,l=1。餘此類推。按光譜學上的習慣l還可以用s,p,d,f等符號表示。
l 0 1 2 3
光譜符號 s p d f
副量子數l的一個重要物理意義是表示原子軌道(或電子雲)的形狀。l=0時(稱s軌道),其原子軌道(或電子雲)呈球形分佈(圖4-5);l=1時(稱p軌道),其原子軌道(或電子雲)呈啞鈴形分佈(圖4-6);...
圖4-5 s電子雲圖 4-6 p電子
副量子數l的另一個物理意義是表示同一電子層中具有不同狀態的亞層。例如,n=3時,l可取值為0,1,2。即在第三層電子層上有三個亞層,分別為s,p,d亞層。
為了區別不同電子層上的亞層,在亞層符號前面冠以電子層數。例如,2s是第二電子層上的亞層,**是第三電子層上的p亞層。表4-1列出了主量子數n,副量子數l及相應電子層、亞層之間的關係。
表4-1 主量子數n,副量子數l及其相應電子層亞層之間的關係
n電子層l亞層
1101s
2202s
12p33
03s1**
23d44
04s14p
24d34f
對於單電子體系的氫原子來說,各種狀態的電子能量只與n有關。但是對於多電子原子來說,由於原子中各電子之間的相互作用,因而當n相同,l不同時,各種狀態的電子能量也不同,l愈大,能量愈高。即同一電子層上的不同亞層其能量不同,這些亞層又稱為能級。
因此副量子數l的第三個物理意義是:它同多電子原子中電子的能量有關,是決定多電子原子中電子能量的次要因素。
(三)磁量子數m
磁量子數m決定原子軌道(或電子雲)在空間的伸展方向。當l給定時,m的取值為從-l到+l之間的一切整數(包括0在內),即0,±1,±2,±3,...±l,共有2l+1個取值。即原子軌道(或電子雲)在空間有2l+1個伸展方向。
原子軌道(或電子雲)在空間的每一個伸展方向稱做一個軌道。例如,l=0時,s電子雲呈球形對稱分佈,沒有方向性。m只能有一個值,即m=0,說明s亞層只有一個軌道為s軌道。
當l=1時,m可有-1,0,+1三個取值,說明p電子雲在空間有三種取向,即p亞層中有三個以x,y,z軸為對稱軸的px,py,pz軌道。當l=2時,m可有五個取值,即d電子雲在空間有五種取向,d亞層中有五個不同伸展方向的d軌道(圖4-7)。
圖4-7 s,p,d電子雲在空間的分佈
n,l相同,m 不同的各軌道具有相同的能量,把能量相同的軌道稱為等價軌道。
(四)自旋量子數ms
原子中的電子除繞核作高速運動外,還繞自己的軸作自旋運動。電子的自旋運動用自旋量子數ms表示。ms 的取值有兩個,+1/2和-1/2。
說明電子的自旋只有兩個方向,即順時針方向和逆時針方向。通常用「↑」和「↓」表示。
綜上所述,原子中每個電子的運動狀態可以用n,l,m,ms四個量子數來描述。主量子數n決定電子出現機率最大的區域離核的遠近(或電子層),並且是決定電子能量的主要因素;副量子數l決定原子軌道(或電子雲)的形狀,同時也影響電子的能量;磁量子數m決定原子軌道(或電子雲)在空間的伸展方向;自旋量子數ms決定電子自旋的方向。因此四個量子數確定之後,電子在核外空間的運動狀態也就確定了。
量子數,電子層,電子亞層之間的關係
每個電子層最多容納的電子數 2 8 18 2n^2
主量子數n 1 2 3 4
電子層 k l m n
角量子數l 0 1 2 3
電子亞層 s p d f
每個亞層中軌道數目 1 3 5 7
每個亞層最多容納電子數 2 6 10 14
核外電子的分佈:
1. 原子中電子分佈原理:
(兩個原理一個規則):
(1)、泡利(pauli)不相容原理
在同一原子中,不可能有四個量子數完全相同的電子存在。即每一個軌道內最多隻能容納兩個自旋方向相反的電子。
(2)、能量最低原理
多電子原子處於基態時,核外電子的分佈在不違反泡利原理前提下,總是儘先分佈在能量較低的軌道,以使原子處於能量最低狀態。
(3)、洪特(hund)規則
原子在同一亞層的等價軌道上分佈電子時,儘可能單獨分佈在不同的軌道,而且自旋方向相同(或稱自旋平行)。
基態原子中電子的分佈
1、核外電子填入軌道的順序
應用近似能級圖,根據「兩個原理一條規則」,可以準確地寫出91種元素原子的核外電子分散式來。
在110種元素中,只有19種元素原子層外電子的分佈稍有例外:
它們是若再對它們進一步分析歸納還得到一條特殊規律——全充滿,半充滿規則:對同一電子亞層,當電子分佈為全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)或全空(p0、d0、f0)時,電子雲分佈呈球狀,原子結構較穩定,可挑出8種元素,剩餘11種可作例外。
多電子原子結構
1、核外電子排布三原理
(1)泡利不相容原理:解決各電子層電子數目問題。
◆ 在任何一個原子中,決不可能有兩個電子具有四個完全相同的量子數,即在同一個原子中,不可能有運動狀態完全相同的電子。
◆ 當 n一定時,l可取(n-1)個值,而在l限定下,原子軌道可有(2l+1)個伸展方向,即(2l+1)個軌道,而每個軌道可容納兩個電子,所以每層最多容納電子數為
電子層 1 2 3 4
電子數 2 8 18 32
(2)最低能量原理:解決電子排布問題
◆ 多電子原子在基態時,核外電子總是儘可能地先佔據能量最低的軌道,以使體系能量最低。
◆ 軌道能級規律
1當角量子數相同時,隨主量子數增加,軌道能級升高1s<2s<3s<4s; 2p<**<4p<5p; 3d<4d<5d
2當主量子數相同時,隨角量子數增加,軌道能級升高ns 3當主量子數與角量子數都不同時,能級次序比較複雜,有時出現「能級交錯」現象,即某些主量子數較大的原子軌道其能級可以比主量子數較小的原子軌道低。如 4s<3d, 5s<4d , 6s<4f<5d<6p ◆ 鮑林近似能級圖 鮑林根據大量光譜資料以及某些近似的理論計算,得到了多電子原子的原子軌道能級的近似圖 能級組:按照能級高低的順序,把能量相近的能級劃成一組,稱為能級組。按照1、2、3能級組順序,能量依次增高。 電子分散式:核外電子的分佈表示式,如 k: ti: 鮑林近似能級順序並不是所有元素軌道能級的實際順序,它只不過是表示在考慮電子分佈時,隨核電荷數的增加的一個電子應分佈在一哪一個軌道的一般規律,它不代表核外電子的實際分佈情況,如鈦原子的近似能級順序為: 而其電子分散式為: (3)洪特規則:解決同一電子層電子排布問題 ◆ 處於主量子數和角量子數都相同的軌道中的電子,總是儘先佔據磁量子數不同的軌道,而且自旋量子數相同(自旋平行) ◆ 兩個電子同佔一個軌道,這時電子間的排斥作用會使系統能量升高,兩個電子只有分佔等價軌道時,才有利於降低系統的能量,所以洪特規則可認為是最低能量原理的補充 如 p: **軌道上的3個電子分佈應為:↑↑↑ (4)特殊情況 ◆ 有19種元素原子的電子分散式不完全符合近似能級順序,如: 它們的3d軌道電子分別為10和5,處於全滿或半滿狀態,原子比較穩定,對於p、f軌道,半滿狀態為p3和f7,全滿狀態為p6和f14 ◆ 外層電子構型即外層電子分散式,對於原子來說: 主族元素:最外層的電子分散式,如: 副族元素:最外層s電子和次外層d電子的分散式,如: ◆ 元素離子的外層電子構型: 當原子失去電子成為陽離子時,一般是能量較高的最外層的電子失去,而且往往引起電子層數的減少。如: 當原子得到電子成為陰離子時,電子總是分佈在最外電子層上,如: 元素離子的外層電子構型 (1)8電子構型 (2)9~17電子構型 (3)18電子構型 (4)18+2電子構型 這個問題容易產生誤解。核外電子排布中所說的能量最低原理中的能量是特指軌道的能量 不考慮電子自旋對電子能量的影響 而更廣義的能量最低原理中所說的能量是指任一系統的自身能量的總和 對於巨集觀系統即是內能 對於原子系統而言，廣義的能量最低原理要求所有電子的能量 考慮電子自旋對能量的影響 總和最小。因此狹義... 解釋bai 1 n 主量子數，決定du電子能量zhi 高低與離核的平均dao距離主要因素，你回 相同的答軌道被形象稱為電子層，只能取正整數，n是多少就有幾個電子層 主電子層 2 l 角量子數，電子亞層，決定軌道形狀，取值為0 n 1。3 m 磁量子數，同一形狀的軌道，在空間有不同取向，用m表示，取值... 元素原子得電子的能力 元素非金屬性 強弱判斷依據 單質與氫氣化合的難易程度 條件及生成氫化物的穩定性。越易與氫氣化合，生成的氫化物 也就越 其非金屬性也就越 核電荷數 歸納總結 1.第三週期元素原子得失電子能力的遞變規律，同週期元素原子得失電子能力的遞變規律。2.從左往右 原子半徑 從左往右 同週期...如何比較原子軌道能量高低？求大神指教
氫原子軌道與量子數的關係，為什麼主量子數能等於
如何通過單質間的置換反應判斷元素原子得失電子的能力