原子电子轨道如何立体绕核运转的,S,P,d轨道有何区别

原子电子轨道如何立体绕核运转的,S,P,d轨道有何区别

电子不是一种经典的粒子,而是具有波粒二象性的粒子,而在原子中电子的粒子性是不明显的,没有一个明确的运动轨迹,也不可能知道电子在某个时刻出现在核周围的具体位置.这样的电子与其说是一种粒子,不如说它是一种波.因此在原子中的电子要用波来描述.根据量子力学可以解出这种波的函数形式,解出的可能波函数可以有无穷多个,其中能量最低的波函数其函数图形是关于原子核呈球形对称的,这样的波函数称为1s波函数,这个波函数就代表了原子中电子能量最低的运动方式.波函数本身的物理意义现在仍不很清楚,但波恩对波函数绝对值的平方,提出了明确的物理意义.他指出这个平方在空间某处的大小正比与电子出现在此处的概率密度（单位体积中出现的概率）.从此人们就用电子云的概念来描述电子的运动.电子云的图像表达了电子运动的空间范围,和电子出现在空间某处的概率密度（用黑点的稠密程度表示）,这个电子云就是我们一般所说的轨道.要注意这个轨道不是经典的轨道,没有明确的轨迹（几何曲线）,只是一个大致的运动空间范围,至于电子在某一时刻究竟出现在什么位置我们无法知道.1s轨道的电子云是球状的,2p轨道的电子云是哑铃形的,3d轨道中的电子云是花瓣形的（d z2的例外）.也就是spd轨道的形状不同,即电子的运动范围不同.在这些不同轨道中运动的电子的能量也是不同的,但能量不仅取决于轨道形状,还取决于轨道离核的远近,我们一般用电子层来描述轨道离核的远近.对于相同形状的轨道电子层数越大离核越远,能量越高,同一层上的spd轨道能量递增.不同层、不同形状的轨道的能量比较：1s,2s,2p,3s,3p,3d,4s.依次增高,但有时会有例外.
再问： 非常感谢你的回答!我的误区就在把这个轨道实体化了。我目前可以说是在自学一点有机化学方面的东西，所以迫切想了解一些基本的成键原理。我目前还有个问题就是：这个轨道节面具体是怎么由来的；为什么要划分这个轨道节面；为什么S能级轨道只有一个而P能级轨道可分为PX,PY，PZ，3个轨道；我真的感觉好无助，麻烦大哥了！
再答： 解波动方程求出波函数时，函数中会出现几个自然数，这几个自然数后被解释为量子数，波函数的其它部分都是类似的函数，这几个量子数决定了不同轨道之间的差别。具体来说， n称为主量子数，简单理解为电子层数，轨道中电子的能量主要取决于主量子数，因此也称为能量量子数。 l称为副量子数，也称角动量量子数，它决定了轨道或电子云的形状，也决定了轨道中电子的角动量大小。其中l=0，1，2，3分别对应spdf轨道。轨道能量跟l也有较大关系。 m称为磁量子数，它决定了轨道角动量在外磁场中沿磁场方向的分量，在外磁场存在时，由于电子和外磁场的相互作用，具有相同n，l的轨道能量是不等的，当原子未处于外磁场中时，具有相同n，l的轨道能量是相同的，例如通常2p轨道中2PX,2PY，2PZ能量是相等的。 ms称为自旋量子数，ms的取值只可能是正负1/2，它决定了电子自旋的方向。 轨道节面具体是怎么由来的？ 轨道波函数的图形是一个空间曲面（波函数是球坐标中r，thita，fi 的函数）不画图不容易说清楚。但可以将波函数拆成两个部分的乘积，其中一部分叫径向部分，另一部分叫角度部分。径向部分只是r的函数，反映了波函数的强弱和到原点的距离之间的关系。对于1s轨道，径向函数的值（对所有r）总是大于零的。而2s轨道的径向部分有一处为零（在某个r处），即电子不可能出现在此处（‘此处’在空间坐标中是一个半径为r的球面），这个面称为节面。类似3s轨道有两个这样的节面，2p没有节面，3p有一个节面，3d没有，4d有一个，5d有两个如此等等。 为什么S能级轨道只有一个而P能级轨道可分为PX,PY，PZ，3个轨道？ 在相同的l下，m可以有2l+1个取值，只有取这几个值时，波函数才有意义（这样的解才是合理解），对于s轨道l=0，m只能取0，故只存在一种s轨道，对于p轨道，l=1，m可取0，正负1，共三个值，这三个值对应着三个不同的波函数，即有三种不同的轨道，但如前所说，不存在外磁场时，这三个轨道的能量相同。 回答有关原子轨道的所有问题的依据归根结底都是轨道波函数的函数形式和对应的图形。而波函数是根据量子力学的假设经严密的数学推导建立波动方程后解出的。解波函数时，自然而然的会在结果中出现几个量子数，这几个量子数就是微观粒子波动性，能量的不连续性的最好证明。