轨道表示式

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概念
轨道表示式(guǐ dào biǎo shì shì),是表示原子核外电子排布的图式之一,又称电子排布图。用一个方框、圆圈或两条短线表示一个给定量子数n、l、m的轨道,用箭头“↑”或“↓”来区别ms的不同电子。
中文名
轨道表示式
别    称
电子排布图
意    义
反映粒子的电子层电子亚层
体现规则
泡利不相容原理

轨道表示式意义

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可以反映粒子的电子层电子亚层和自旋方向。但无法体现伸展方向。可体现泡利不相容原理能量最低原理洪特规则

轨道表示式遵守原则

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泡利不相容原理
可以简单叙述为:一个原子轨道中最多只能容纳两个电子,并且这两个电子的自旋方向必须相反。因而可知s亚层只有一个轨道,因而最多只能容纳两个电子,p亚层有三个轨道,最多可容纳六个电子······也可以得知,第一电子层K层中因只有1s亚层,所以最多可容纳两个电子,而第二电子层L层中有2s和2p亚层,总共可以容纳八个电子,可的第n层中最多可容纳的电子数为2乘以n的平方个电子。
能量最低原理
自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。原子中的电子也是如此。在不违反泡利原理的条件下,电子优先占据能量较低的原子轨道,使整个原子体系能量处于最低,这样的状态是原子的基态。
洪特规则
光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义:一是对于基态原子,电子在能量相同的轨道排布时,将尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同;洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层,当电子排布处于
全满(s2、p6、d10、f14)
半满(s1、p3、d5、f7)
全空(s0、p0、d0、f0)时比较稳定。

轨道表示式排布方法

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书写轨道表示式除须遵守上述三个原则之外,还要参考核外电子的排布方法。在此仅作简单的介绍:
对于某元素原子的核外电子排布情况,先确定该原子的核外电子数(即原子序数、质子数、核电荷数),如24号元素铬,其原子核外总共有24个电子,然后将这24个电子从能量最低的1s亚层依次往能量较高的亚层上排布,只有前面的亚层填满后,才去填充后面的亚层,每一个亚层上最多能够排布的电子数为:s亚层2个,p亚层6个,d亚层10个,f亚层14个。最外层电子到底怎样排布,还要参考洪特规则,如24号元素铬的24个核外电子依次排列为
1s22s22p63s23p64s23d4
根据洪特规则,d亚层处于半充满时较为稳定,故其排布式应为:
1s22s22p63s23p64s13d5
最后,按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”,改写成
1s22s22p63s23p63d54s1

轨道表示式书写方法

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利用能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则,参考基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序,首先应确定原子核外电子的数目,再确定其排布顺序,最后根据泡利不相容原理和洪特规则写出其轨道表示式。
值得说明的是,因元素的化学性质与价电子的数目密切相关,因而多数情况下,为了便于研究化学性质与价电子的数目之间的关系,常常只写出原子的价电子的轨道表示式,而内层电子的轨道的表示则可以简化表示,即用相应的稀有气体的元素符号加方括号表示。

轨道表示式关系

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原子的轨道表示式与核外电子排布式描述的内容是完全相同的,相对而言,轨道表示式要更加详细一些,它既能明确表示出原子的核外电子排布在哪些电子层、电子亚层上, 还能表示出这些电子是处于自旋相同还是自旋相反的状态,而核外电子排布式不具备后一项功能。原子结构示意图中可以看出电子在原子核外分层排布的情况,但它并没有指明电子分布在哪些亚层上,也没有指明每个电子的自旋情况,其优点在于可以直接看出原子的核电荷数(或核外电子总数)。
限制条件
但是轨道表示式限制于其表达的电子只能是处于基态气态中性的电子,激发态等的电子是无法用轨道表示式来表示的。 [1] 
参考资料
  • 1.    人教版《化学》选修3
词条标签:
物理学 学科