原子电子云

电子云是物理学、化学中的一项概念。电子云是近代对电子用统计的方法，在核外空间分布方式的形象描绘，它的区别在于行星轨道式模型。电子有波粒二象性，它不像宏观物体的运动那样有确定的轨道，因此画不出它的运动轨迹。不能预言它在某一时刻究竟出现在核外空间的哪个地方，只能知道它在某处出现的机会有多少。为此，就以单位体积内电子出现几率，即几率密度大小，用小白点的疏密来表示。小白点密处表示电子出现的几率密度大，小白点疏处几率密度小，看上去好像一片带负电的云状物笼罩在原子核周围，因此叫电子云。在量子化学中，用一个波函数Ψ（x，y，z）表征电子的运动状态，并且用它的模的平方|Ψ|²值表示单位体积内电子在核外空间某处出现的几率，即几率密度，所以电子云实际上就是|Ψ|²在空间的分布。研究电子云的空间分布主要包括它的径向分布和角度分布两个方面。径向分布探求电子出现的几率大小和离核远近的关系，被看作在半径为r，厚度为dr的薄球壳内电子出现的几率。角度分布探究电子出现的几率和角度的关系。例如s态电子，角度分布呈球形对称，同一球面上不同角度方向上电子出现的几率密度相同。p态电子呈8字形，不同角度方向上几率密度不等。有了pz的角度分布，再有n=2时2p的径向分布，就可以综合两者得到2pz的电子云图形。由于2p和3p的径向分布不同，2pz和3pz的电子云图形也不同。核外电子层分K、L、M、N、O、P，，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。有一个公式可以方便记忆：ns(n-2)f(n-1)dnp只要记住其中d亚层从3d开始，f亚层从4f开始就行了。写能级顺序时n从1开始取，f前的n=6,d前的n=4。原子轨道编辑薛定谔方程薛定谔方程是描述微观粒子运动的基本方程，1927年奥地利物理学家薛定谔将光的波动方程引申来描述原子中单个电子运动规律建立起来的，是一个二阶偏微分方程。即：薛定谔方程式中：x、y、z—是电子的空间直角坐标Ψ—波函数（是三维空间坐标x、y、z的函数）E—系统的总能量V—系统的势能（核对电子的吸引能）m、E、V体现了微粒性，Ψ体现了波动性。氢原子体系的Ψ和与之对应的E可以通过解薛定谔方程得到，解出的每一个合理的Ψ和E，就代表体系中电子运动的一种状态。可见，在量子力学中是波函数来描述微观粒子的运动状态。为了解的方便，常把直角坐标x、y、z换成极坐标r、θ、φ表示，换算关系是：在解方程时，为了使解出的函数有合理的物理意义，还必须引入一套参数n、l、m作为限制条件。这一套参数在量子化学中称为量子数。其取值规则为：n=1，2，3，……n为自然整数l≤n-1l=0,1,2,…,(n-1)|m|≤lm=0,±1,±2,…,±l每一组轨道量子数n、l、m，可以确定一个函数，即：波函数Ψ(r,θ,φ):代表电子运动的一种稳定状态，俗称原子轨道。径向波函数R(r):由n和l决定，它描述波函数随电子离核远近(r)的变化情况.角度波函数.Y(θ，φ):由l和m决定，描述波函数随电子在核的不同方向的变化情况，通常将l=0,1,2.3,…的轨道分别称为s轨道、p轨道、d轨道、f轨道、…角度分布图(1)原子轨道的角度分分布图：Y(θ，φ)——θ、φ作图而成。例如：ls至ns的角度部分函数为：s的角度函数与角度无关，是以半径为r的球形。p轨道的轨道的角度分布函数与方向有关。如Y2pz为：Y2pz=(3/4π)1/2cosθ（2）电子云的角度分布图电子云是电子在核外空间各处出现几率密度大小的形象化描述。几率密度=|Ψ|2，|Ψ|2的图象称为电子云。因而用Y2(θ，φ)－θ，φ作图即得到电子云的角度分布图。其图形与原子轨道角度分布图相似，不同之处有两点：①由于Y≤1，Y2≤Y（更小），所以电子云角度分布图瘦些。②原子轨道角度分布有+、-号之分，(Y有正负号，代表波函数的对称性并不代表电荷)，电子云的角度分布图没有正负号。电子云常用小圆点的疏密程度表示。把占90～95%的几率分布用匡线匡起来，形成电子云的界面图，故也可用电子云的界面图来表示电子出现的几率分布。注意：由于微观粒子具有波粒二象性，不仅其物理量是量子化的，而且从电子云概念可知，微观粒子在空间的分布还具有统计性规律。即电子虽不循着有形的轨道或途径运动但它在空间的分布总有一个几率或几率密度较大的范围。因此，尽管电子决不像宏观物体运动那样，呈现某种几何形状的轨道或途径。从解薛定谔方程所引进的一套参数n,l,m（称为量子数）的物理意义、取值以及取值的组合形式与核外电子运动状态的关系如下：主量子数（电子层）描述电子离核的远近，确定原子的能级或确定轨道能量的高低。决定轨道或电子云的分布范围。一般，n值越大，电子离核越远，能量越高。主量子数所决定的电子云密集区或能量状态称为电子层（或主层）。主量子数n1,2,3,4,5,6,7,…（共取n个值）电子层符号K，L，M，N,O,P,Q,…角量子数（亚层）同一电子层（n)中因副量子数（l)不同又分成若干电子亚层（简称亚层，有时也称能级）。l确定同一电子层中不同原子轨道的形状。在多电子原子中，与n一起决定轨道的能量。副量子数l=0,1,2,3,4,…,n-1（共可取n个值））亚层符号s，p、d、f、g……轨道形状圆球双球花瓣八瓣磁量子数（轨道）确定原子轨道在空间的伸展方向。m=0,±1,±2,±3,…,±l共可取值(2l+1)个值spdf轨道空间伸展方向数：1357(m的取值个数)n,l相同，m不同的轨道能量相同。也即同一亚层中因m不同所代表的轨道具有相同的能量。通常将能量相同的轨道互称为等价轨道或简并轨道。三个量子数的取值关系：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,+2三个量子数的一种组合形式决定一个Ψ，而每一个Ψ又代表一个原子轨道，所以三个量子数都有确定值时，即确定核外电子的一种电子运动状态。原子能级在多电子原子中，原子的能级除受主量子数（n)影响外，还与副量子数（l）有关，其间关系复杂。下图表示了若干元素原子中能级的相对高低。由图可以看出：（1）单电子原子（Z=1)中，能量只与n有关，且n↑，E↑（2）多电子原子（Z≥2）中,能量与n、l有关。①n相同，l不同，则l↑，E↑如：EnsEnpEndEnf②l相同，n不同，则n↑，E↑如：E1sE2sE3s……E2pE3pE4p……E3dE4dE5d……（3）能级交错若n和l都不同，虽然能量高低基本上由n的大小决定，但有时也会出现高电子层中低亚层（如4s）的能量反而低于某些低电子层中高亚层（如3d）的能量这种现象称为能级交错。能级交错是由于核电荷增加，核对电子的引力增强，各亚层的能量均降低，但各自降低的幅度不同所致。能级交错对原子中电子的分布有影响。最大容量编辑自旋量子数（ms）自旋量子数是描写电子自旋运动的量子数。是电子运动状态的第四个量子数。用分辨能力很强的光谱仪来观察氢原子光谱，发现一条谱线是由靠得非常近的两条线组成，为氢原子的精细结构，1921年，德国施特恩（OttoStern，1888—1969）和格拉赫（WalterGerlach，1889—1979）在实验中将碱金属原子束经过一不均匀磁场射到屏幕上时，发现射线束分裂成两束，并向不同方向偏转。这暗示人们，电子除了有轨道运动外，还有自旋运动，是自旋磁矩顺着或逆着磁场方向取向的结果。于是1925年荷兰物理学家乌仑贝克（GeorgeUhlenbeck，1900—）和哥希密特（Goudsmit，1902—1978）提出电子有不依赖于轨道运动的、固有磁矩（即自旋磁矩）的假设。自旋量子数s≡1/2，它是表征自旋角动量的量子数，相应于轨道角动量量子数。自旋磁量子数ms才是描述自旋方向的量子数。ms=1/2，表示电子顺着磁场方向取向，用↑表示，说成逆时针自旋；ms=-1/2表示逆着磁场方向取向，用↓表示，说成顺时针自旋。当两个电子处于相同自旋状态时叫做自旋平行，用符号↑↑或↓↓表示。当两个电子处于不同自旋状态时，叫做自旋反平行，用符号↑↓或↓↑表示。1925年琴伦贝克和高斯米特，根据前人的实验提出了电子自旋的概念，用以描述电子的自旋运动。自旋量子数ms有两个值(+1/2，-1/2)，可用向上和向下的箭头(“↑”“↓”)来表示电子的两种所谓自旋状态。结论：描述一个电子的运动状态，要用四个量子数（n，l，m，ms），同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。电子排布规律（1）泡利不相容原理在同一原子中，一个原子轨道上最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。（2）能量最低原理电子总是最先排布（占据）在能量最低的轨道。（3）洪特规则①在等价轨道上，电子总是尽先占据不同的轨道，而且自旋方向相同（平行）。②当等价轨道上全充满时(p6,d10,f14)，半充满(p3,d5,f7)和全空(p0,d0,f0)时，能量最低，结构较稳定。最大容量根据以上的排布规则，可以推算各电子层、电子亚层和轨道中最多能容纳多少电子。由于每一个电子层（n)中有n个电子亚层（每一个电子亚层又可以有（2l+1）个轨道），则每一电子层可能有的轨道数为n^2，即：又由于每一个轨道上最多容纳两个电子，所以每一电子层的最大容量为2n^2，每一电子亚层中的电子数不超过2（2l－1）个。电子层的最大容量（n=1－4）原子核外的电子总是有规律的排布在各自的轨道上。分子电子云及共价键按成键方式σ键σ键（sigmabond）由两个原子轨道沿轨道对称轴方向相互重叠导致电子在核间出现概率增大而形成的共价键，叫做σ键，可以简记为“头碰头”（见右图）。[11]σ键属于定域键，它可以是一般共价键，也可以是配位共价键。一般的单键都是σ键。原子轨道发生杂化后形成的共价键也是σ键。由于σ键是沿轨道对称轴方向形成的，轨道间重叠程度大，所以，通常σ键的键能比较大，不易断裂，而且，由于有效重叠只有一次，所以两个原子间至多只能形成一条σ键。π键（pibond）π键成键原子的未杂化p轨道，通过平行、侧面重叠而形成的共价键，叫做π键，可简记为“肩并肩”（见右图）。[11]π键与σ键不同，它的成键轨道必须是未成对的p轨道。π键性质各异，有两中心，两电子的定域键，也可以是共轭Π键和反馈Π键。两个原子间可以形成最多2条π键，例如，碳碳双键中，存在一条σ键，一条π键，而碳碳三键中，存在一条σ键，两条π键。π键中的π电子可以吸收紫外线并被激发，所以，含有π键的化合物有抵御紫外线的功能，防晒霜正是利用了这个原理防护紫外线对人的伤害。[11]苯分子中的大π键共轭π键具有特殊的稳定性，例如苯环中存在6中心6电子的大π键，显现出芳香性，不易发生加成和氧化反应，而易发生亲电取代，与