八年级化学原子,化学的三大基本定律

之前向大家简单介绍了元素周期表，当时提到了过渡元素，里面涉及了核外电子排布的内容。这时，如果还是用之前粗略的划分方式很多问题就无法解释了，于是本期讲讲原子轨道，把核外电子排布的方式更加深入地解释一下。

注：本期主要涉及量子化学理论，比较难理解，直接记结论即可。

原子轨道不是原子运行的轨道，而是指原子里电子运行的轨道波函数，表达电子在原子核附近运动时出现位置的概率高低，直观来看就像是围绕在原子核周围一团密度不均匀的云，称为电子云。

既然是波函数，那不难看出，原子轨道是通过解薛定谔方程得出的了，推导过程不展开，我们直接看结论：

原子轨道按照能量高低可以分为几个层次，而电子也是优先填充到能量较低的轨道中，这称为能量最低原理。而把电子处于能量最低的轨道的状态称为基态。

从大的层次看电子所处的轨道分为若干能层（电子层），就是之前所说的K、L、M层，用n表示，称为主量子数。能级的概念可以体现出量子理论的特征了，即微观体系下，电子所处轨道能量的变化不是连续的，而是一跳一跳的。

那具体到某一能层n，又可以细分为具体的能级（电子亚层），用l表示。能级是怎样一种概念呢？物理学上旋转物体具备角动量，这个l就表示角量子数。通过量子力学可知对于每个给定的主量子数n，角量子数的取值只能是从0到n-1这n个值。

能级用s、p、d、f、g表示（目前前七个周期的元素只有s、p、d、f四种电子亚层，g理论上出现在第八周期元素）。通俗些说就是第一能层上只有一个s亚层即1s，第二能层上有s亚层和p亚层即2s2p，第三、第四能层能层上有s亚层、p亚层和d亚层即3s3p3d、4s4p4d……从能量高低的角度看应该是能层数越大，对应能级能量越高，到由于存在能级交错现象，会出现低能层的某些能级能量高于高能层的某些能级，例如4s对应的能量低于3d。正是因为这种情况，才导致g轨道直到第八周期才会出现。

通过解薛定谔方程，以及各种量子数的数值限制，可以得到关于s、p、d轨道的波函数，从直观上来看电子亚层反映的是电子云形状，s轨道对应球体；p轨道对应纺锤体，沿直角坐标系空间三个坐标轴方向分布；d轨道比较复杂，对应花瓣型；f轨道就更加复杂。

在外加磁场存在下，受洛伦兹力影响，电子亚层由于空间方向的不同还能发生细微分裂，用磁量子数m表示。s轨道对应一个磁量子数，p轨道对应3个，d轨道对应5个，f轨道对应7个。当然在不存在外界磁场的条件下，同样能层、同样种类的轨道能量是一样的。

以上便是原子轨道的基本介绍。

此外，电子在高速运动的过程中还发生自旋现象，这个对应自旋磁量子数，用ms表示。自旋磁量子数只有两个，记作±1/2。

两个电子，量子数n、l、m相同，自旋磁量子数ms相反，则可以填充到某一原子轨道当中。即某个原子轨道可容纳的电子数目为2。

现在我们得出元素的核外电子排布比之前详细得多啦。举个例子：Na由之前用281表示进化成(1s)2(2s)2(2p)6(3s)1的形式。

大学化学中的原子轨道是怎么一回事啊，是那个八字行的轨道附在能级上吗？

8字形的是p轨道。
原子轨道是原子核外电子运行的“轨道”，即波函数，有能量高低之分。是由Schrodinger方程解出的。按角度分布，有s、p、d、f、g、h……（能量由低到高）。
大学无机书上都有的。

大学化学中讲原子轨道讲到s、p、d什么的，我看不懂，谁能解释下spd是什么

严格说来不能说轨道，应说是亚层
只有指明电子层数时才说轨道，如1s 2p 轨道
s亚层是角量子数L为1的轨道，能容纳一对自选相反的电子
p亚层是角量子数为2的轨道，能容纳三对自选相反的电子
d亚层是角量子数为3的轨道，能容纳五对自选相反的电子
往下f,g亚层以此类推，容纳2L+1个电子
在多电子的原子中，我们根据电子自身能量的高低，将其排布在不同的电子层中，电子层用n表示，n的取值范围是正整数，即n=1，2，3，4，5......电子的n值越大，代表电子的能量越高。
而同一电子层中的电子的能量还不完全相同，为了区别这些能量不同的电子，我们将其排入不同的亚层，亚层根据能量的高低可用s、p、d、f、g......表示，每个电子层的亚层数等于电子层的序数。如：
n=1，只有一个s亚层
n=2,有s、p两个亚层
n=3，有s、p、d三个亚层
依此类推
一个电子层中的每个亚层称作一个能级。
每个亚层的形状各不相同，亚层的形状在空间有不同的伸展方向，s、p、d、f亚层分别有1、3、5、7个伸展方向，每个伸展方向叫做一个轨道。笼统来说，s亚层的轨道可简称为s轨道，p亚层的轨道可简称为p轨道，d亚层的轨道可简称为d轨道。要是准确描述轨道，需要将电子层和亚层结合一起，如：1s,2s,2p,3s,3p,3d等等。
原子有核外电子，电子要排在轨道上；
总的说来，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：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，如下：一、原子核外电子排布的原理处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。 1．最低能量原理电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p…… 2．保里不相容原理我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据保里不相容原理，我们得知：s亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共可以容纳6个电子；f亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第一电子层（K层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n2个电子。 3．洪特规则从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行；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。这类似于我们坐电梯的情况中，要么电梯是空的，要么电梯里都有一个人，要么电梯里都挤满了两个人，大家都觉得比较均等，谁也不抱怨谁；如果有的电梯里挤满了两个人，而有的电梯里只有一个人，或有的电梯里有一个人，而有的电梯里没有人，则必然有人产生抱怨情绪，我们称之为不稳定状态。二、核外电子排布的方法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即可。三、核外电子排布在中学化学中的应用 1．原子的核外电子排布与轨道表示式、原子结构示意图的关系：原子的核外电子排布式与轨道表示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）。 2．原子的核外电子排布与元素周期律的关系在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因为电子在离核不同的区域中运动，我们可以看作电子是在核外分层排布的。按核外电子排布的3条原则将所有原子的核外电子排布在该原子核的周围，发现核外电子排布遵守下列规律：原子核外的电子尽可能分布在能量较低的电子层上（离核较近）；若电子层数是n，这层的电子数目最多是2n2个；无论是第几层，如果作为最外电子层时，那么这层的电子数不能超过8个，如果作为倒数第二层（次外层），那么这层的电子数便不能超过18个。这一结果决定了元素原子核外电子排布的周期性变化规律，按最外层电子排布相同进行归类，将周期表中同一列的元素划分为一族；按核外电子排布的周期性变化来进行划分周期如第一周期中含有的元素种类数为2，是由1s1~2决定的第二周期中含有的元素种类数为8，是由2s1~22p0~6决定的第三周期中含有的元素种类数为8，是由3s1~23p0~6决定的第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~23d0~104p0~6决定的。由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期性变化的根本所在。对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数增加，原子半径越来越大，原子核对最外层电子的吸引力越来越小，最外层电子越来越容易失去，即金属性越来越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力越来越强，使原子半径逐渐减小，金属性越来越差，非金属性越来越强。 3．元素原子的核外电子排布与元素的化学性质元素的化学性质直接决定于该元素原子的核外电子排布情况，如碱金属元素的最外层电子结构可表示为ns1，说明碱金属元素一般容易失去最外层的1个电子（价电子），变成正一价的阳离子，从而形成惰性气体的稳定结构（此性质即强还原性）；而卤素的最外层电子结构可表示为ns2np5，说明卤素在一般情况下很容易得到1个电子，变成负1价的阴离子，从而形成惰性气体的稳定结构（此性质即强氧化性），当然，它们也可以失去最外层的价电子而呈现出+1、+3、+5、+7等价态。对于同一族元素而言，随着电子层数的增加，金属性越来越强，非金属性越来越弱，这也取决于元素原子的核外电子排布情况。有了这些理论知识作指导（如下式所示），我们可以理解和推测元素的化学性质及其变化规律，从而大大减轻我们的记忆量。