原子原理和原子轨道

原子原理

原子由被电子包围的质子和中子核组成。元素周期表中的每个元素都是根据其原子序数分类的，原子序数是该元素原子核中的质子数。质子的电荷为+1，电子的电荷为-1，中子无电荷。中性原子具有相同数量的电子和质子，但它们可以具有不同数量的中子。在给定元素中，中子数量不同的原子就是该元素的同位素。同位素通常表现出彼此相似的化学行为。

电子的质量很小，以至于它们既具有粒子又具有波的特性。从海森堡的不确定性原理中我们进一步知道，不可能知道电子的精确位置。尽管有此限制，但原子周围仍存在电子被发现的可能性很高的区域。这样的区域称为原子轨道。

原子轨道和量子数

特定电子与原子核之间的关系可以通过一系列称为量子数的四个数字来描述。这些数字中的前三个描述了能量（原理量子数），形状（角动量量子数）和轨道的方向（磁量子数）。第四个数字表示电子的“自旋”（自旋量子数）。下面描述了四个量子数。

主量子数（n）

原理量子数表示轨道距原子核的距离。对于更高的n值，电子离得更远。电子带负电，因此比带正电的原子核更近的电子比离带正电的原子核更强地被吸引和紧密结合。因此，更靠近原子核的电子更稳定，并且不太可能被原子损失。换句话说，随着n的增加，电子的能量也随之增加，并且该电子被原子损失的可能性也随之增加。在给定原子中，所有具有相同n的原子轨道 统称为壳。 n可以取1或更高的整数值（例如1、2、3等）。

角动量量子数（l）

角动量量子数描述了轨道的形状。角动量数（或子壳）可以用数字（从0到n -1的任何整数）或字母（s，p，d，f，g，然后是字母上的字母）表示，用0表示对应于s，1到p，2到d等。例如：

当n = 1时，l只能等于0；意味着壳n = 1仅具有s轨道（l = 0）。

当n = 3时，l可以等于0、1或2；表示壳n = 3具有s，p和d轨道。

s轨道为球形，而p轨道为哑铃形。 d轨道及其以外的物体很难用视觉表示。

图％：s和p原子轨道形状

磁量子数（m）

给出太空中轨道的方向；换句话说，m的值 描述了一个轨道是沿着三维图上的x轴，y轴还是z轴放置，原子的原子核为原点。 m 可以取-l至l之间的任何值。就我们的目的而言，重要的是这个量子数告诉我们，对于n的每个值， 最多可能有一个s轨道，三个p轨道，五个d轨道，依此类推。例如：

s轨道（l = 0）有一个轨道，因为m只能等于0。该轨道关于原子核是球对称的。

图％：s轨道的p轨道（升 = 1）具有三个轨道，由于米 = -1，0，和1这三个轨道沿着位于X - ，? - ，和? -axes。

图％：p轨道的d轨道（升 = 2）具有5条轨道，由于米 = -2，-1,0，1和2。这是更困难来描述的取向d轨道，你可以看到：

图％：d轨道

自旋量子数（s）：

自旋量子数表明给定的电子是向上旋转（+1/2）还是向下旋转（-1/2）。轨道包含两个电子，每个电子必须具有不同的自旋。

如下面的所示，通常可以很方便地在轨道能量图中描绘轨道。这样的图显示了轨道及其电子占有率，以及存在的任何轨道相互作用。在这种情况下，我们将氢原子的轨道与电子省略。第一个电子壳（n = 1）仅包含1s轨道。第二个壳（n = 2）拥有一个2 s轨道和三个2 p轨道。第三个壳（n = 3）拥有一个3 s轨道，三个3 p 轨道和五个3 d轨道轨道等等。注意，对于较大的n，轨道之间的相对间隔变小。实际上，随着n变大，间距变得无限小。

图％：氢的未占据原子轨道的能图。势能在y轴上。

在继续学习化学的过程中，您会经常看到这种能量图。注意，所有具有相同n

的轨道具有相同的能量。具有相同能量的轨道被认为是退化的（不是道德意义上的！）。高能级轨道中的电子具有更多的势能和更高的反应性，即更可能发生化学反应。

多电子原子

当一个原子仅包含一个电子时，其轨道能量仅取决于原理量子数：2 s轨道将退化为2 p轨道。但是，当一个原子具有多个电子时，这种简并性将被破坏。这是由于以下事实：任何电子感受到的吸引力核力都被其他电子屏蔽。s轨道比p轨道更靠近原子核，并且屏蔽程度不高，因此能量较低。破坏壳内简并性的这一过程称为分裂。通常，s 轨道的能量最低，其次是p轨道，d 轨道等等。

图％：多电子系统中轨道能量的分裂

能量图暗示了关于电子能量的进一步事实。请注意，这些图中的能级不是连续的：原子在一个能量子壳中或在另一个能量子壳中。两者之间没有。这样，该图就完美地表示了电子的量化性质，这意味着电子只能以特定和定义的能级存在。可以根据以下公式确定特定能量壳中电子的能级：