軌道表示式

軌道表示式

概念 軌道表示式(guǐ dào biǎo shì shì),是表示原子核外電子排布的圖式之一,又稱電子排布圖。用一個方框、圓圈或兩條短線表示一個給定量子數n、l、m的軌道,用箭頭“↑”或“↓”來區別ms的不同電子。

意義

可以反映粒子的電子層、電子亞層和自旋方向。但無法體現伸展方向。可體現泡利不相容原理、能量最低原理和洪特規則。

遵守原則

泡利不相容原理

可以簡單敘述為:一個原子軌道中最多只能容納兩個電子,並且這兩個電子的自旋方向必須相反。因而可知s亞層只有一個軌道,因而最多只能容納兩個電子,p亞層有三個軌道,最多可容納六個電子······也可以得知,第一電子層K層中因只有1s亞層,所以最多可容納兩個電子,而第二電子層L層中有2s和2p亞層,總共可以容納八個電子,可的第n層中最多可容納的電子數為2乘以n的平方個電子。

能量最低原理

自然界一個普遍的規律是“能量越低越穩定”。原子中的電子也是如此。在不違反泡利原理的條件下,電子優先占據能量較低的原子軌道,使整個原子體系能量處於最低,這樣的狀態是原子的基態。

洪特規則

從光譜實驗結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義:一是對於基態原子,電子在能量相同的軌道排布時,將儘可能分占不同的軌道並且自旋方向相同;洪特規則的第二個含義是對於同一個電子亞層,當電子排布處於

全滿(s2、p6、d10、f14)

半滿(s1、p3、d5、f7)

全空(s0、p0、d0、f0)時比較穩定。

排布方法

書寫軌道表示式除須遵守上述三個原則之外,還要參考核外電子的排布方法。在此僅作簡單的介紹:

對於某元素原子的核外電子排布情況,先確定該原子的核外電子數(即原子序數、質子數、核電荷數),如24號元素鉻,其原子核外總共有24個電子,然後將這24個電子從能量最低的1s亞層依次往能量較高的亞層上排布,只有前面的亞層填滿後,才去填充後面的亞層,每一個亞層上最多能夠排布的電子數為:s亞層2個,p亞層6個,d亞層10個,f亞層14個。最外層電子到底怎樣排布,還要參考洪特規則,如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為

1s22s22p63s23p64s23d4

根據洪特規則,d亞層處於半充滿時較為穩定,故其排布式應為:

1s22s22p63s23p64s13d5

最後,按照人們的習慣“每一個電子層不分隔開來”,改寫成

1s22s22p63s23p63d54s1

書寫方法

利用能量最低原理、泡利不相容原理和洪特規則,參考基態原子的核外電子在原子軌道上的排布順序,首先應確定原子核外電子的數目,再確定其排布順序,最後根據泡利不相容原理和洪特規則寫出其軌道表示式。

值得說明的是,因元素的化學性質與價電子的數目密切相關,因而多數情況下,為了便於研究化學性質與價電子的數目之間的關係,常常只寫出原子的價電子的軌道表示式,而內層電子的軌道的表示則可以簡化表示,即用相應的稀有氣體的元素符號加方括弧表示。

關係

原子的軌道表示式與核外電子排布式描述的內容是完全相同的,相對而言,軌道表示式要更加詳細一些,它既能明確表示出原子的核外電子排布在哪些電子層、電子亞層上, 還能表示出這些電子是處於自旋相同還是自旋相反的狀態,而核外電子排布式不具備後一項功能。原子結構示意圖中可以看出電子在原子核外分層排布的情況,但它並沒有指明電子分布在哪些亞層上,也沒有指明每個電子的自旋情況,其優點在於可以直接看出原子的核電荷數(或核外電子總數)。

限制條件

但是軌道表示式限制於其表達的電子只能是處於基態,氣態,中性的電子,激發態等的電子是無法用軌道表示式來表示的。

相關詞條

相關搜尋

熱門詞條

聯絡我們