原子電子云綜述

電子云是物理學、化學中的一項概念。電子云是近代對電子用統(tǒng)計的方法，在核外空間分布方式的形象描繪，它的區(qū)別在于行星軌道式模型。電子有波粒二象性，它不像宏觀物體的運動那樣有確定的軌道，因此畫不出它的運動軌跡。不能預言它在某一時刻究竟出現(xiàn)在核外空間的哪個地方，只能知道它在某處出現(xiàn)的機會有多少。為此，就以單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)幾率，即幾率密度大小，用小白點的疏密來表示。小白點密處表示電子出現(xiàn)的幾率密度大，小白點疏處幾率密度小，看上去好像一片帶負電的云狀物籠罩在原子核周圍，因此叫電子云。在量子化學中，用一個波函數(shù)Ψ（x，y，z）表征電子的運動狀態(tài)，并且用它的模的平方|Ψ|2值表示單位體積內(nèi)電子在核外空間某處出現(xiàn)的幾率，即幾率密度，所以電子云實際上就是|Ψ|2在空間的分布。研究電子云的空間分布主要包括它的徑向分布和角度分布兩個方面。徑向分布探求電子出現(xiàn)的幾率大小和離核遠近的關系，被看作在半徑為r，厚度為dr的薄球殼內(nèi)電子出現(xiàn)的幾率。角度分布探究電子出現(xiàn)的幾率和角度的關系。例如s態(tài)電子，角度分布呈球形對稱，同一球面上不同角度方向上電子出現(xiàn)的幾率密度相同。p態(tài)電子呈8字形，不同角度方向上幾率密度不等。有了pz的角度分布，再有n=2時2p的徑向分布，就可以綜合兩者得到2pz的電子云圖形。由于2p和3p的徑向分布不同，2pz和3pz的電子云圖形也不同。 核外電子層分K、L、M、N、O、P，，

可是科學家發(fā)現(xiàn)，在這每一層上，又有很多能量不同的區(qū)域，即電子亞層；

這種電子亞層有四種，分別用字母s,p,d,f來表示；

電子亞層，其實你就可以理解為電子軌道群，

每個亞層上都有若干個軌道，

s亞層有1個軌道，p亞層有3個軌道，d亞層有5個軌道，f亞層有7個軌道，

有了這些軌道，電子才能裝進去，每個軌道上能容納2個自旋方向相反的電子（意思就是說，這兩個電子旋轉(zhuǎn)方向不一樣）。

那么我再給你找些實用的資料，以后對你會很有用的：

①K層只有s亞層，簡稱為1s；L層有s，p兩個亞層，簡稱為2s，2p；M層有s，p，d三個亞層，簡稱為3s，3p，3d；等等。

②由于亞層的存在，使同一個電子層中電子能量出現(xiàn)不同，甚至出現(xiàn)低電子層的高亞層能量大于高電子層的低亞層，各亞層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.......

補充一點：根據(jù)能量最低原理，電子通?？偸窍忍畛淠芰康偷膩唽樱ǘ诉@個你就知道為什么有時第三層，就是M層有時沒有填滿，電子就去添下一層N層了吧，如鈣，3s和3p都填滿了，但是沒填3d，就去填4s）

③個人建議：如果你想更了解關于電子亞層的知識，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。有一個公式可以方便記憶：ns<(n-2)f<(n-1)d<np只要記住其中d亞層從3d開始，f亞層從4f開始就行了。寫能級順序時n從1開始取，f前的n>=6,d前的n>=4。原子軌道編輯薛定諤方程薛定諤方程是描述微觀粒子運動的基本方程，1927年奧地利物理學家薛定諤將光的波動方程引申來描述原子中單個電子運動規(guī)律建立起來的，是一個二階偏微分方程。即：薛定諤方程式中：x、y、z—是電子的空間直角坐標Ψ—波函數(shù)（是三維空間坐標x、y、z的函數(shù)）E—系統(tǒng)的總能量V—系統(tǒng)的勢能（核對電子的吸引能）m、E、V體現(xiàn)了微粒性，Ψ體現(xiàn)了波動性。氫原子體系的Ψ和與之對應的E可以通過解薛定諤方程得到，解出的每一個合理的Ψ和E，就代表體系中電子運動的一種狀態(tài)。可見，在量子力學中是波函數(shù)來描述微觀粒子的運動狀態(tài)。為了解的方便，常把直角坐標x、y、z換成極坐標r、θ、φ表示，換算關系是：在解方程時，為了使解出的函數(shù)有合理的物理意義，還必須引入一套參數(shù)n、l、m作為限制條件。這一套參數(shù)在量子化學中稱為量子數(shù)。其取值規(guī)則為：n=1，2，3，……n為自然整數(shù)l≤n-1l=0,1,2,…,(n-1)|m|≤lm=0,±1,±2,…,±l每一組軌道量子數(shù)n、l、m，可以確定一個函數(shù)，即：波函數(shù)Ψ(r,θ,φ):代表電子運動的一種穩(wěn)定狀態(tài)，俗稱原子軌道。徑向波函數(shù)R(r):由n和l決定，它描述波函數(shù)隨電子離核遠近(r)的變化情況.角度波函數(shù).Y(θ，φ):由l和m決定，描述波函數(shù)隨電子在核的不同方向的變化情況，通常將l=0,1,2.3,…的軌道分別稱為s軌道、p軌道、d軌道、f軌道、…角度分布圖(1)原子軌道的角度分分布圖：Y(θ，φ)——θ、φ作圖而成。例如：ls至ns的角度部分函數(shù)為：s的角度函數(shù)與角度無關，是以半徑為r的球形。p軌道的軌道的角度分布函數(shù)與方向有關。如Y2pz為：Y2pz=(3/4π)1/2cosθ（2）電子云的角度分布圖電子云是電子在核外空間各處出現(xiàn)幾率密度大小的形象化描述。幾率密度=|Ψ|2，|Ψ|2的圖象稱為電子云。因而用Y2(θ，φ)－θ，φ作圖即得到電子云的角度分布圖。其圖形與原子軌道角度分布圖相似，不同之處有兩點：①由于Y≤1，Y2≤Y（更小），所以電子云角度分布圖瘦些。②原子軌道角度分布有+、-號之分，(Y有正負號，代表波函數(shù)的對稱性并不代表電荷)，電子云的角度分布圖沒有正負號。電子云常用小圓點的疏密程度表示。把占90～95%的幾率分布用匡線匡起來，形成電子云的界面圖，故也可用電子云的界面圖來表示電子出現(xiàn)的幾率分布。注意：由于微觀粒子具有波粒二象性，不僅其物理量是量子化的，而且從電子云概念可知，微觀粒子在空間的分布還具有統(tǒng)計性規(guī)律。即電子雖不循著有形的軌道或途徑運動但它在空間的分布總有一個幾率或幾率密度較大的范圍。因此，盡管電子決不像宏觀物體運動那樣，呈現(xiàn)某種幾何形狀的軌道或途徑。從解薛定諤方程所引進的一套參數(shù)n,l,m（稱為量子數(shù)）的物理意義、取值以及取值的組合形式與核外電子運動狀態(tài)的關系如下：主量子數(shù)（電子層）描述電子離核的遠近，確定原子的能級或確定軌道能量的高低。決定軌道或電子云的分布范圍。一般，n值越大，電子離核越遠，能量越高。主量子數(shù)所決定的電子云密集區(qū)或能量狀態(tài)稱為電子層（或主層）。主量子數(shù)n1,2,3,4,5,6,7,…（共取n個值）電子層符號K，L，M，N,O,P,Q,…角量子數(shù)（亞層）同一電子層（n)中因副量子數(shù)（l)不同又分成若干電子亞層（簡稱亞層，有時也稱能級）。l確定同一電子層中不同原子軌道的形狀。在多電子原子中，與n一起決定軌道的能量。副量子數(shù)l=0,1,2,3,4,…,n-1（共可取n個值））亞層符號s，p、d、f、g……軌道形狀圓球雙球花瓣八瓣磁量子數(shù)（軌道）確定原子軌道在空間的伸展方向。m=0,±1,±2,±3,…,±l共可取值(2l+1)個值spdf軌道空間伸展方向數(shù)：1357(m的取值個數(shù))n,l相同，m不同的軌道能量相同。也即同一亞層中因m不同所代表的軌道具有相同的能量。通常將能量相同的軌道互稱為等價軌道或簡并軌道。三個量子數(shù)的取值關系：L受n的限制：n=1l=0m=0n=2l=0,1m=0,±1n=3l=0,1,2m=0,±1,±2m的取值受l的限制：如l=0m=0l=1m=-1,0,+1l=2m=-2,-1,0,+1,+2三個量子數(shù)的一種組合形式?jīng)Q定一個Ψ，而每一個Ψ又代表一個原子軌道，所以三個量子數(shù)都有確定值時，即確定核外電子的一種電子運動狀態(tài)。原子能級在多電子原子中，原子的能級除受主量子數(shù)（n)影響外，還與副量子數(shù)（l）有關，其間關系復雜。下圖表示了若干元素原子中能級的相對高低。由圖可以看出：（1）單電子原子（Z=1)中，能量只與n有關，且n↑，E↑（2）多電子原子（Z≥2）中,能量與n、l有關。①n相同，l不同，則l↑，E↑如：Ens<Enp<End<Enf②l相同，n不同，則n↑，E↑如：E1s<E2s<E3s……E2p<E3p<E4p……E3d<E4d<E5d……（3）能級交錯若n和l都不同，雖然能量高低基本上由n的大小決定，但有時也會出現(xiàn)高電子層中低亞層（如4s）的能量反而低于某些低電子層中高亞層（如3d）的能量這種現(xiàn)象稱為能級交錯。能級交錯是由于核電荷增加，核對電子的引力增強，各亞層的能量均降低，但各自降低的幅度不同所致。能級交錯對原子中電子的分布有影響。最大容量編輯自旋量子數(shù)（ms）自旋量子數(shù)是描寫電子自旋運動的量子數(shù)。是電子運動狀態(tài)的第四個量子數(shù)。用分辨能力很強的光譜儀來觀察氫原子光譜，發(fā)現(xiàn)一條譜線是由靠得非常近的兩條線組成，為氫原子的精細結構，1921年，德國施特恩（OttoStern，1888—1969）和格拉赫（WalterGerlach，1889—1979）在實驗中將堿金屬原子束經(jīng)過一不均勻磁場射到屏幕上時，發(fā)現(xiàn)射線束分裂成兩束，并向不同方向偏轉(zhuǎn)。這暗示人們，電子除了有軌道運動外，還有自旋運動，是自旋磁矩順著或逆著磁場方向取向的結果。于是1925年荷蘭物理學家烏侖貝克（GeorgeUhlenbeck，1900—）和哥希密特（Goudsmit，1902—1978）提出電子有不依賴于軌道運動的、固有磁矩（即自旋磁矩）的假設。自旋量子數(shù)s≡1/2，它是表征自旋角動量的量子數(shù)，相應于軌道角動量量子數(shù)。自旋磁量子數(shù)ms才是描述自旋方向的量子數(shù)。ms=1/2，表示電子順著磁場方向取向，用↑表示，說成逆時針自旋；ms=-1/2表示逆著磁場方向取向，用↓表示，說成順時針自旋。當兩個電子處于相同自旋狀態(tài)時叫做自旋平行，用符號↑↑或↓↓表示。當兩個電子處于不同自旋狀態(tài)時，叫做自旋反平行，用符號↑↓或↓↑表示。1925年琴倫貝克和高斯米特，根據(jù)前人的實驗提出了電子自旋的概念，用以描述電子的自旋運動。自旋量子數(shù)ms有兩個值(+1/2，-1/2)，可用向上和向下的箭頭(“↑”“↓”)來表示電子的兩種所謂自旋狀態(tài)。結論：描述一個電子的運動狀態(tài)，要用四個量子數(shù)（n，l，m，ms），同一原子中，沒有四個量子數(shù)完全相同的兩個電子存在。電子排布規(guī)律（1）泡利不相容原理在同一原子中，一個原子軌道上最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。（2）能量最低原理電子總是最先排布（占據(jù)）在能量最低的軌道。（3）洪特規(guī)則①在等價軌道上，電子總是盡先占據(jù)不同的軌道，而且自旋方向相同（平行）。②當?shù)葍r軌道上全充滿時(p6,d10,f14)，半充滿(p3,d5,f7)和全空(p0,d0,f0)時，能量最低，結構較穩(wěn)定。最大容量根據(jù)以上的排布規(guī)則，可以推算各電子層、電子亞層和軌道中最多能容納多少電子。由于每一個電子層（n)中有n個電子亞層（每一個電子亞層又可以有（2l+1）個軌道），則每一電子層可能有的軌道數(shù)為n^2，即：又由于每一個軌道上最多容納兩個電子，所以每一電子層的最大容量為2n^2，每一電子亞層中的電子數(shù)不超過2（2l－1）個。電子層的最大容量（n=1－4）原子核外的電子總是有規(guī)律的排布在各自的軌道上。分子電子云及共價鍵按成鍵方式σ鍵σ鍵（sigmabond）由兩個原子軌道沿軌道對稱軸方向相互重疊導致電子在核間出現(xiàn)概率增大而形成的共價鍵，叫做σ鍵，可以簡記為“頭碰頭”（見右圖）。[11]

σ鍵屬于定域鍵，它可以是一般共價鍵，也可以是配位共價鍵。一般的單鍵都是σ鍵。原子軌道發(fā)生雜化后形成的共價鍵也是σ鍵。由于σ鍵是沿軌道對稱軸方向形成的，軌道間重疊程度大，所以，通常σ鍵的鍵能比較大，不易斷裂，而且，由于有效重疊只有一次，所以兩個原子間至多只能形成一條σ鍵。π鍵（pibond）π鍵成鍵原子的未雜化p軌道，通過平行、側(cè)面重疊而形成的共價鍵，叫做π鍵，可簡記為“肩并肩”（見右圖）。[11]

π鍵與σ鍵不同，它的成鍵軌道必須是未成對的p軌道。π鍵性質(zhì)各異，有兩中心，兩電子的定域鍵，也可以是共軛Π鍵和反饋Π鍵。兩個原子間可以形成最多2條π鍵，例如，碳碳雙鍵中，存在一條σ鍵，一條π鍵，而碳碳三鍵中，存在一條σ鍵，兩條π鍵。π鍵中的π電子可以吸收紫外線并被激發(fā)，所以，含有π鍵的化合物有抵御紫外線的功能，防曬霜正是利用了這個原理防護紫外線對人的傷害。[11]

苯分子中的大π鍵共軛π鍵具有特殊的穩(wěn)定性，例如苯環(huán)中存在6中心6電子的大π鍵，顯現(xiàn)出芳香性，不易發(fā)生加成和氧化反應，而易發(fā)生HYPERLINK"/view/2418689.htm