1樓：匿名使用者
如何比較原子軌道能量高低
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。
如何比較原子軌道能量高低？求大神指教
2樓：tony羅騰
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。
因此狹義的能量最低原理和洪特規則甚至保里（泡利）原理都是廣義的能量最低原理的具體要求。反過來說如果不同時滿足這三個具體要求，原子系統的總能量就不是最低，系統就處於不穩定的狀態（即所謂的激發態）。原子通常情況下都盡可能處於能量最低的狀態（即所謂的基態），能量較高的激發態不是不可能存在，而是要存在的話需要外界輸入能量，並且存在的時間極短。
不同軌道之間能量的差別較大，而電子自旋引起的能量差異較小，因此電子排布時，首先要滿足狹義的能量最低原理（同時滿足保里原理）。例如2p軌道上有空位（有沒有空位是保里原理說了算）時，電子不會排到3s或能量更高的軌道上去。比方碳原子首先填充1s軌道2個電子，再填2s軌道2個電子，剩下的兩個電子將排在2p軌道中。
至於這兩個電子在2p軌道中怎麼排就是洪特規則說了算（三個p軌道中的兩個分別填充1個電子，且這兩個電子自旋平行，這樣才能使電子的總能量最低。如果兩個電子以自旋相反排在同乙個p軌道中這樣電子的總能量要比前一方式要高）。
比較原子軌道的能量高低 5
3樓：匿名使用者
能層（電子層）
參見「電子層」
原子核外運動的電子繞核運動會受到原子核的吸引，他們運動能量上的差異可用他們運動軌道離核的遠近表現出來。具有動量較大的電子在離核越遠的地方運動，而動量較小的則在離核較近的地方運動。但是電子繞核運動與人造衛星繞地球運動不同。
人造衛星繞地球運動的動量是連續變化的，由於能量的消耗，它的軌道會逐漸接近地球。但原子的能量是量子化的，原子核外電子運動的軌道是不連續的，他們可以分成好幾層，這樣的層，稱為「電子層」，也稱「能層」[4]。
氫原子光譜的巴爾默系氫原子線狀光譜（右圖，巴爾默線繫）的事實可以證明電子層的存在。根據經典電磁學理論，繞核高速旋轉的電子將不斷從原子發射連續的電磁波，但從圖中可以發現，氫原子的光譜影象是分立的，這與經典電磁學的推算結果矛盾，之後，玻爾提出了電子層的概念，成功推導出了描述氫原子光譜的里德伯公式（σ=r'×[(n^-2)-(m^-2)]）將里德伯常量r'與，蒲朗克常數聯絡在一起，電子層的存在從此得到了公認[2]。
通常情況下，氫原子的電子在離核最近的電子層上運動，這時並不放出能量，此時的電子所處的狀態稱為「基態」。當氫原子從外界獲得能量（如灼熱、放電、輻射能等），它的電子可以遷躍到離核較遠的電子層上，此時的電子所處的狀態稱為「激發態」。當電子從離核較遠的電子層遷躍回能量相對更低也離核更近的電子層時，就會以光的形式放出能量。
光的頻率ν和兩電子層的能量差∣e2-e1∣有下列關係[14]：
hv=∣e2-e1∣
其中，h為蒲朗克常數（6.62×10^-27爾格·秒）
因為電子層是不連續的所以電子遷躍放出的能量也是不連續的（量子化的），這種不連續的能量在光譜上的反映就是線狀光譜。
在現代量子力學模型中，描述電子層的量子數稱為主量子數（principal quantum number）或量子數n，n的取值為正整數1、2、3、4、5、6、7，對應符號為k、l、m、n、o、p、q。對氫原子來說，n一定，其運動狀態的能量一定。一般而言：
n越大，電子層的能量越高。
每個電子層所容納的電子個數有限，為2n^2個，但當乙個電子層是原子的最外層時，它至多只能容納8個電子，次外層最多容納18個[1]。
主量子數 1 2 3 4 5 6 7
電子層 k l m n o p q
0族電子數 2 2,8 2,8,8 2,8,18,8 2,8,18,18,8 2,8,18,32,18,8 暫無
如果乙個電子在激發態，乙個有著恰當能量的光子能夠使得該電子受激輻射，釋放出乙個擁有相同能量的光子，其前提就是電子返回低能級所釋放出來的能量必須要與與之作用的光子的能量一致。此時，受激釋放的光子與原光子像同乙個方向運動，也就是說這兩個光子的波是同步的。利用這個原理，人們設計出了雷射，它是可以產生頻率很窄的光的光源。
在越來越多的光譜實驗中，人們發現，電子在兩個相鄰電子層之間發生遷躍時，會出現多條相近的譜線，這表明，同一電子層中還存在著能量的差別，這種差別，就被稱為「電子亞層」，也叫「能級」。
能級（電子亞層）
如果用更加精細的光譜儀觀察氫原子光譜，就會發現，原來的整條譜線又有裂分，這意味著量子化的兩電子層之間存在著更為精細的「層次」，這被稱為「能級」，每一電子層都由乙個或多個能級組成，同一能級的能量相同。
描述能級的量子數稱為角量子數（angular quantum number）用「l」表示。對於每乙個電子層對應的主量子數n，l的取值可以是0、1、2、n-1，也就是說，總共有n個能級，因為第一電子層k的n＝1，所以它只有乙個能級，而n=2的l層就有兩個能級，表現在光譜上就是兩條非常相近的譜線。
從第一到第七週期的所有元素中，人們共發現4個能級，分別命名為s，p，d，f。從理論上說，在第八週期將會出現第五個能級。
主量子數n 1 2 3 4
電子層 k l m n
角量子數（l）取值 0 0,1 0,1,2 0,1,2,3
能級符號 1s 2s,2p 3s,**,3d 4s,4p,4d,4f
能級**
s，p，d，f能級的能量有大小之分，這種現象稱為「遮蔽效應」，遮蔽效應產生的主要原因是核外電子間靜電力的相互排斥，減弱了原子核對電子的吸引：s能級的電子排斥p能級的電子，把p電子「推」離原子核，p、d、f之間也有類似情況
總的遮蔽順序為
ns>np>nd>nf
因為離核越遠，能量越大，所以能量順序與遮蔽順序成反比
能量順序為
ns 鮑林的近似能級圖能級交錯 同一電子層之間有電子的相互作用，不同電子層之間也有相互作用，這種相互作用稱為「鑽穿效應」，其原理較為複雜，鑽穿效應的直接結果就是上一電子層的d能級的能量高於下一電子層s的能量。即，d層和s層發生交錯，f層與d層和s層都會發生交錯。 我國化學家徐光憲提出了一條能級計算的經驗定律：能級的能量近似等於n+0.7l。 美國著名化學家萊納斯·鮑林也通過計算給出了乙份近似能級圖（見右圖）這幅圖近似描述了各個能級的能量大小，有著廣泛的應用[3]。 軌道在外部磁場存在的情況下，許多原子譜線還是發生了更細的**，這個現象被叫做塞曼效應（因電場而產生的裂分被稱為斯塔克效應），這種**在無磁場和電場時不存在，說明，電子在同一能級雖然能量相同，但運動方向不同，因而會受到方向不同的洛倫茲力的作用。這些電子運動 描述軌道的量子數稱為磁量子數（mag***ic quantum number）符號「m」，對於每乙個確定的能級（電子亞層），m有乙個確定的值，這個值與電子層無關（任何電子層內的能級的軌道數相同） 能級 s p d f 磁量子數 1 3 5 7 軌道數 1 3 5 7 軌道的形狀可以根據薛丁格方程球座標的y(θ，φ)推算，s能級為乙個簡單的球形軌道。p能級軌道為啞鈴形，分別佔據空間直角座標系的x,y,z軸，即有三個不同方向的軌道。d的軌道較為複雜，f能級的七個軌道更為複雜。 所有軌道的角度分布波函式影象參見a gallery of atomic orbitals and molecular orbitals[5]. 自旋高分辨光譜事實揭示核外電子還存在著一種奇特的量子化運動，人們稱其為自旋運動，用自旋磁量子數（spin m.q.n）表示，每個軌道最多可以容納兩個自旋相反的電子。 記做「↑↓」但需要指出，這裡的自旋和地球的自轉不同，自旋的實質還是乙個等待發現的未解之謎[1]。 原子核也可以存在淨自旋。由於熱平衡，通常這些原子核都是隨機朝向的。但對於一些特定元素，例如氙-129，一部分核自旋也是可能被極化的，這個狀態被叫做超極化，在核磁共振成像中有很重要的應用。 [編輯本段]電子排布 電子在原子軌道的運動遵循三個基本定理：能量最低原理、泡利不相容原理、洪德規則。 能量最低原理 能量最低原理的意思是：核外電子在運動時，總是優先佔據能量更低的軌道，使整個體系處於能量最低的狀態[13]。 泡利不相容原理 物理學家泡利在總結了眾多事實的基礎上提出：不可能有完全相同的兩個費公尺子同時擁有樣的量子物理態。泡利不相容原理應用在電子排布上，可表述為： 同一軌道上最多容納兩個自旋相反的電子。該原理有兩個推論[11]： ①若兩電子處於同一軌道，其自旋方向一定不同； ②若兩個電子自旋相同，它們一定不在同一軌道； ③每個軌道最多容納兩個電子。 洪德規則(hund's rule) 洪德在總結大量光譜和電離勢資料的基礎上提出：電子在簡併軌道上排布時，將盡可能分佔不同的軌道，且自旋平行[3]。對於同乙個電子亞層，當電子排布處於 全滿（s^2、p^6、d^10、f^14） 半滿（s^1、p^3、d^5、f^7） 全空（s^0、p^0、d^0、f^0） 時比較穩定。 電子排布式 最初人們只是用電子結構示意圖來表示原子的微觀結構，但電子結構示意圖只能表示出原子的電子層而不能表示出能級和軌道，電子排布式由此誕生。 電子排布式的表示方法為：用能級符號前的數字表示該能級所處的電子層，能級符號後的指數表示該能級的電子數，電子依據「能級交錯」後的能級順序順序和「能量最低原理」、「泡利不相容原理」和「洪德規則」三個規則進行進行。另外，雖然電子先進入4s軌道，後進入3d軌道（能級交錯的順序），但在書寫時仍然按1s ∣ 2s,2p ∣ 3s,**,3d ∣ 4s的順序進行。 示例h：1s^1 f：1s^2 ∣ 2s^2,2p^5 s：1s^2 ∣ 2s^2,2p^6 ∣ 3s^2,**^4 cr：1s^2 ∣ 2s^2,2p^6 ∣ 3s^2,**^6,3d^5 ∣ 4s^1 （注意加粗數字，是3d^5,4s^1而不是3d^4,4s^2，因為d軌道上，5個電子是半充滿狀態，這裡體現了洪德規則）。 簡化電子排布式 為了書寫方便，通常還會將電子排布式進行簡化，用稀有氣體結構代替已經充滿的電子層 示例cr：1s^2 ∣ 2s^2,2p^6 ∣ 3s^2,**^6,3d^5 ∣ 4s^1 簡化後：[ar]3d^5 ∣ 4s^1 簡化後剩下的電子排布部分是價電子，會參與化學反應，在元素週期表中有標示。 矽原子的原子軌道數目 9。矽原子有1s,2s,2p,3s,五個電子亞層 能級 其中2p 兩個亞層各有3個原子軌道，1s 2s 3s三個亞層各有1個原子軌道，所以矽原子共有9個原子軌道。矽原子有1s,2s,2p,3s,五個原子軌道 原子軌道數怎麼確定 原子軌道數由主量子數n來確定,如n 1只有s軌道,... c.c.j.羅特漢提出將分子軌道向組成分子的原子軌道 簡稱ao 展開，這樣的分子軌道稱為原子軌道的線性組合 簡稱lcao 線性組合的意思是 如果存在有限多個向量 v1,v2,vk 屬於s，和對應的純量 a1,a2,ak 屬於f，使得v a1v1 a2v2 akvk，則稱v是s的線性組合。什麼是原子軌... 亞層軌道,如2s亞層的乙個電子躍遷到2pz軌道上可以構成sp雜化 雜化軌道 一種現代價鍵理論 好複雜啊 人家才高中啊 sp1 sp2 sp3是三種軌道雜化的方式，後面的1 2 3表示的是參加雜化的p軌道的數目 亞軌道p有三個相互垂直的紡錘形軌道 亞軌道s軌道在未雜化前為球形軌道。軌道雜化是能量級相近...矽原子的原子軌道數目,原子軌道數怎麼確定
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