目錄化學(xué)中原子軌道的描述 原子軌道的概念 Cu原子軌道數(shù)怎么算 原子軌道定義高中 怎么理解原子軌道的概念
n是主顫稿瞎量子數(shù) 表示電子所在亞層 n=4表示在N亞層l是角量子數(shù) 表示電子所在軌道l=3表示在d軌道m(xù)是磁量子數(shù) 表示電子在軌道的具體位置 m=2 表示在d軌道敬粗的第三個(gè)茄空軌道上所以可得應(yīng)是4d
“軌道”便是指在波函數(shù)界定下，電子在原子核外空間出現(xiàn)幾率較大的區(qū)域。波函數(shù)的模的平方|Ψ|2值表示單位體積內(nèi)電子在核外空間某處出現(xiàn)的幾率，電子云實(shí)際上就是|Ψ|2在空間的分布。
研究電子云的空間分布主要包括它的徑向分布和角度分布兩個(gè)方面。徑向分布探求電子出現(xiàn)的幾率大小和離核遠(yuǎn)近的關(guān)系，被看作在半徑為r，厚度為dr的薄球殼內(nèi)電子出現(xiàn)的幾率。
電告搭逗子云作為電子在核外空間出現(xiàn)概率密度分布的一種形象描述，原子核位于中心，小黑點(diǎn)的密疏表示核外電子概率密度的大小。
擴(kuò)展資料：
電子排布相關(guān)規(guī)律：
在電子的振動(dòng)圖案中，對(duì)應(yīng)于一種振動(dòng)的能量空間的每一點(diǎn)上的幾率密度，代表電子在該點(diǎn)的或然率，在距離原子很遠(yuǎn)的地方，幾率密度為零，這意味著非常不可能在那里找到電子，在非常鄰近核的區(qū)域，電子出現(xiàn)的幾率也為零，則說(shuō)明電子無(wú)法到達(dá)此區(qū)域。
電子依據(jù)“能級(jí)交錯(cuò)”后的能級(jí)順序順序和“能量最低原理”、“泡襪賣(mài)利不相容原理”和“洪德規(guī)則”三個(gè)規(guī)則進(jìn)行。另枝隱外，雖然電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道（能級(jí)交錯(cuò)的順序），但在書(shū)寫(xiě)時(shí)仍然按1s∣2s,2p∣3s,3p,3d∣4s的順序進(jìn)行。
參考資料來(lái)源：-電子云
參考資料來(lái)源：-原子軌道
原子軌道 百科名片部分原子軌道的角度分布波函數(shù)圖像定義 原子軌道（Atomic orbital）是單電子薛定諤方程的合理解ψ（x，y，z)。若用球坐標(biāo)來(lái)描述這組解，即ψ（r，θ，φ)<=>R(r)·Y(θ，φ)，這里R(r)是與徑向分布有關(guān)的函數(shù)，稱(chēng)為徑向分布函數(shù)，用圖形描述就是原子軌道的徑向分布函數(shù)；Y(θ，φ)是與角度分布有關(guān)的函數(shù)，用圖形描述就是角度分布函數(shù)目錄層次 能層（電子層） 能級(jí)（電子亞層） 軌道 自旋電子排布 綜述 能量最低原理 泡利不相容原理 洪德規(guī)則(Hund's rule) 電子排布式層次 能層（電子層） 能級(jí)（電子亞層） 軌道 自旋電子排布 綜述 能量最低原理 泡利不相容原理 洪德規(guī)則(Hund's rule) 電子排布式展開(kāi)編輯本段層次能層（電子層）參見(jiàn)“腔弊電子層” 原子核外運(yùn)動(dòng)的電子繞核運(yùn)動(dòng)會(huì)受到原子核的吸引，他們運(yùn)動(dòng)能量上的差異可用他們運(yùn)動(dòng)軌道離核的遠(yuǎn)近表現(xiàn)出來(lái)。具有動(dòng)量較大的電子在離核越遠(yuǎn)的地方運(yùn)動(dòng)，而動(dòng)量較小的則在離核較近的地方運(yùn)動(dòng)。但是電子繞核運(yùn)動(dòng)與人造衛(wèi)星繞地球運(yùn)動(dòng)不同。人造衛(wèi)星繞地球運(yùn)動(dòng)的動(dòng)量是連續(xù)變凱搜化的，由于能量的消耗，它的軌道會(huì)逐漸接近地球。但原子的能量是量子化的，原子核外電子運(yùn)動(dòng)的軌道是不連續(xù)的，他們可以分成好幾層，這樣的層，稱(chēng)為“電子層”，也稱(chēng)“能層”[1]。 氫原子光譜的巴爾默系氫原子線(xiàn)狀光譜（右圖，巴爾默線(xiàn)系）的事實(shí)可以證明電子層的存在。根據(jù)經(jīng)典電磁學(xué)理論，繞核高速旋轉(zhuǎn)的電子將不斷從原子發(fā)射連續(xù)的電磁波，但從圖中可以發(fā)現(xiàn)，氫原子的光譜圖像是分立的，這與經(jīng)典電磁學(xué)的推算結(jié)果矛盾，之后，玻爾提出了電子層的概念，成功推導(dǎo)出了描述氫原子光譜的里德伯公式（σ=R'×[(n^-2)-(m^-2)]）將里德伯常量R'與，普朗克常數(shù)聯(lián)系在一起，電子層的存在從此得到了公認(rèn)[2]。 通常情況下，氫原子的電子在離核最近的電子層上運(yùn)動(dòng)，這時(shí)并不放出能量，此時(shí)的電子所處的狀態(tài)稱(chēng)為“基態(tài)”。當(dāng)氫原子從外界獲得能量（如灼熱、放電、輻射能等），它的電子可以遷躍到離核較遠(yuǎn)的電子層上，此時(shí)的電子所處的狀態(tài)稱(chēng)為“激發(fā)態(tài)”。當(dāng)電子從離核較遠(yuǎn)的電子層遷躍回能量相對(duì)更低也離核更近的電子層時(shí)，就會(huì)以光的形式放出能量。光的頻率ν和兩電子層的能量差∣E2-E1∣有下列關(guān)系[3]： hv=∣E2-E1∣ 其中，h為普朗克常數(shù)（6.62×10^-27爾格·秒） 因?yàn)殡娮訉邮遣贿B續(xù)的所以電子遷躍放出的能量也是不連續(xù)的（量子化的），這種不連續(xù)的能量在光譜上的反映就是線(xiàn)狀光譜。 在現(xiàn)代量子力學(xué)模型中，描述電子層的量子數(shù)稱(chēng)為主量子數(shù)（principal quantum number）或量子數(shù)n，n的取值為正整數(shù)1、2、3、4、5、6、7，對(duì)應(yīng)符號(hào)為K、L、M、N、O、P、Q。對(duì)氫原子來(lái)說(shuō)，n一定，其運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的能量一定。一般而言：n越大，電子層的能量越高。 每個(gè)電子層所容納的電子個(gè)數(shù)有限，為2n^2個(gè)，但當(dāng)一個(gè)電子層是原子的最外層時(shí)，它至多只能容納8個(gè)電子，次外層最多容納18個(gè)[4]。主量子數(shù)1 2 3 4 5 6 7 電子層KL M N O P Q 0族電子數(shù)2 2,8 2,8,8 2,8,18,8 2,8,18,18,8 2,8,18,32,18,8 暫無(wú)如果一個(gè)電子在激發(fā)態(tài)，一個(gè)有著恰當(dāng)能量的光子能夠使得該電子受激輻射，釋放出一個(gè)擁有相同能量的光子，其前提就是電子返回低能級(jí)所釋放出來(lái)的能量必須要與與之作用的光子的能量一致。此時(shí)，受激釋放的光子與原光子像同一個(gè)方向運(yùn)動(dòng)，也就是說(shuō)這兩個(gè)光子的波是同步的。利用這個(gè)原理，人們?cè)O(shè)計(jì)出了激光，它是可以產(chǎn)生頻率很窄的光的光源。 在越來(lái)越多的光譜實(shí)驗(yàn)中，人們發(fā)現(xiàn)，電子在兩個(gè)相鄰電子層之間發(fā)生遷躍時(shí)，會(huì)出現(xiàn)多條相近的譜線(xiàn)，這表明，同一電子層中還存在著能量的差別，這種差別，就被稱(chēng)為“電子亞層”，也叫“能級(jí)”。 能級(jí)（電子亞層）如果用更加精細(xì)的光譜儀觀(guān)察氫原子光譜，就會(huì)發(fā)盯圓歷現(xiàn)，原來(lái)的整條譜線(xiàn)又有裂分，這意味著量子化的兩電子層之間存在著更為精細(xì)的“層次”，這被稱(chēng)為“能級(jí)”，每一電子層都原子軌道能級(jí)圖由一個(gè)或多個(gè)能級(jí)組成，同一能級(jí)的能量相同。 描述能級(jí)的量子數(shù)稱(chēng)為角量子數(shù)（angular quantum number）用“l(fā)”表示。對(duì)于每一個(gè)電子層對(duì)應(yīng)的主量子數(shù)n，l的取值可以是0、1、2、n-1，也就是說(shuō)，總共有n個(gè)能級(jí)，因?yàn)榈谝浑娮訉覭的n＝1，所以它只有一個(gè)能級(jí)，而n=2的L層就有兩個(gè)能級(jí)，表現(xiàn)在光譜上就是兩條非常相近的譜線(xiàn)。 從第一到第七周期的所有元素中，人們共發(fā)現(xiàn)4個(gè)能級(jí)，分別命名為s，p，d，f。從理論上說(shuō)，在第八周期將會(huì)出現(xiàn)第五個(gè)能級(jí)。主量子數(shù)n1 23 4 電子層 K L M N 角量子數(shù)（l）取值 0 0,1 0,1,2 0,1,2,3 能級(jí)符號(hào) 1s 2s,2p 3s,3p,3d 4s,4p,4d,4f 能級(jí)分裂 s，p，d，f能級(jí)的能量有大小之分，這種現(xiàn)象稱(chēng)為“屏蔽效應(yīng)”，屏蔽效應(yīng)產(chǎn)生的主要原因是核外電子間靜電力的相互排斥，減弱了原子核對(duì)電子的吸引：s能級(jí)的電子排斥p能級(jí)的電子，把p電子“推”離原子核，p、d、f之間也有類(lèi)似情況 總的屏蔽順序?yàn)?ns>np>nd>nf 因?yàn)殡x核越遠(yuǎn)，能量越大，所以能量順序與屏蔽順序成反比 能量順序?yàn)?ns
嚴(yán)格說(shuō)來(lái)不能說(shuō)軌道，應(yīng)說(shuō)是亞層
只有指明電子層數(shù)時(shí)才說(shuō)軌道，如1s 2p 軌道
s亞層是角量子數(shù)L為1的軌道，能容納一對(duì)自選相反的電子
p亞層是角量子數(shù)為2的軌道，能容納三對(duì)自選相反的電子
d亞層是角量子數(shù)為3的軌道，能容納五對(duì)自選相反的電子
往下f,g亞層以此類(lèi)推，容納2L+1個(gè)電子
在多電子的原子中，我們根據(jù)電子自身能量的高低，將其排布在不同的電子層中，電子層用n表示，n的取值范圍是正整數(shù)，即n=1，2，3，4，5......電子的n值越大，代表電子的能量越高。
而同一電子層中的電子的能量還不完全相同，為了區(qū)別這些能量不同的電子，我們將其排入不同的亞層，亞層根據(jù)能量的高低可用s、p、d、f、g......表示，每個(gè)電子層的亞層數(shù)等于電子層的序數(shù)。如：
n=1，只有一個(gè)s亞層
n=2,有s、p兩個(gè)亞層
n=3，有s、p、d三個(gè)亞層
依此類(lèi)推
一個(gè)電子層中的每個(gè)亞層稱(chēng)作一個(gè)能級(jí)。
每個(gè)亞層的形狀各不相同，亞層的形狀在空間有不同的伸展方向，s、p、d、f亞層分別有1、3、5、7個(gè)伸展方向，每個(gè)伸展方向叫做一個(gè)軌道?；\統(tǒng)來(lái)說(shuō)，s亞層的軌道可簡(jiǎn)稱(chēng)為s軌道，p亞層的軌道可簡(jiǎn)稱(chēng)為p軌道唯頃敏，d亞層的軌道可簡(jiǎn)稱(chēng)為d軌道。要是準(zhǔn)確描述軌道，需要將電子層和亞層結(jié)合一起，如：1s,2s,2p,3s,3p,3d等等。
原子有核外電子，電子要排在軌道上；
總的說(shuō)來(lái)，核外電子層分K、L、M、N、O、P，
可是科學(xué)家發(fā)現(xiàn)指枝，在這每一層上，又有很多能量不同的區(qū)域，即電子亞層；
這種電子亞層有四種，分別用字母s,p,d,f來(lái)表示；
電子亞層，其實(shí)你就可以理解為電子軌道群，
每個(gè)亞層上都有若干個(gè)軌道，
s亞層有1個(gè)軌道，p亞層有3個(gè)軌道，d亞層有5個(gè)軌道，f亞層有7個(gè)軌道，
有了這些軌道，電子才能裝進(jìn)去，每個(gè)軌道上能容納2個(gè)自旋方乎橘向相反的電子（意思就是說(shuō)，這兩個(gè)電子旋轉(zhuǎn)方向不一樣）。
那么我再給你找些實(shí)用的資料，以后對(duì)你會(huì)很有用的：
①K層只有s亞層，簡(jiǎn)稱(chēng)為1s；L層有s，p兩個(gè)亞層，簡(jiǎn)稱(chēng)為2s，2p；M層有s，p，d三個(gè)亞層，簡(jiǎn)稱(chēng)為3s，3p，3d；等等。
②由于亞層的存在，使同一個(gè)電子層中電子能量出現(xiàn)不同，甚至出現(xiàn)低電子層的高亞層能量大于高電子層的低亞層，各亞層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....... 補(bǔ)充一點(diǎn)：根據(jù)能量最低原理，電子通?？偸窍忍畛淠芰康偷膩唽樱ǘ诉@個(gè)你就知道為什么有時(shí)第三層，就是M層有時(shí)沒(méi)有填滿(mǎn)，電子就去添下一層N層了吧，如鈣，3s和3p都填滿(mǎn)了，但是沒(méi)填3d，就去填4s）
③：如果你想更了解關(guān)于電子亞層的知識(shí)，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、原子核外電子排布的原理處于穩(wěn)定狀態(tài)的原子，核外電子將盡可能地按能量最低原理排布，另外，由于電子不可能都擠在一起，它們還要遵守保里不相容原理和洪特規(guī)則，一般而言，在這三條規(guī)則的指導(dǎo)下，可以推導(dǎo)出元素原子的核外電子排布情況，在中學(xué)階段要求的前36號(hào)元素里，沒(méi)有例外的情況發(fā)生。 1．最低能量原理電子在原子核外排布時(shí)，要盡可能使電子的能量最低。怎樣才能使電子的能量最低呢？比方說(shuō)，我們站在地面上，不會(huì)覺(jué)得有什么危險(xiǎn)；如果我們站在20層樓的頂上，再往下看時(shí)我們心理感到害怕。這是因?yàn)槲矬w在越高處具有的勢(shì)能越高，物體總有從高處往低處的一種趨勢(shì)，就像自由落體一樣，我們從來(lái)沒(méi)有見(jiàn)過(guò)物體會(huì)自動(dòng)從地面上升到空中，物體要從地面到空中，必須要有外加力的作用。電子本身就是一種物質(zhì)，也具有同樣的性質(zhì)，即它在一般情況下總想處于一種較為安全（或穩(wěn)定）的一種狀態(tài)（基態(tài)），也就是能量最低時(shí)的狀態(tài)。當(dāng)有外加作用時(shí)，電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態(tài)（激發(fā)態(tài)），但是它總有時(shí)時(shí)刻刻想回到基態(tài)的趨勢(shì)。一般來(lái)說(shuō)，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數(shù)的增加，電子的能量越來(lái)越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。這兩種作用的總結(jié)果可以得出電子在原子核外排布時(shí)遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p…… 2．保里不相容原理我們已經(jīng)知道，一個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)要從4個(gè)方面來(lái)進(jìn)行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子云的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個(gè)原子中沒(méi)有也不可能有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子存在，這就是保里不相容原理所告訴大家的。根據(jù)這個(gè)規(guī)則，如果兩個(gè)電子處于同一軌道，那么，這兩個(gè)電子的自旋方向必定相反。也就是說(shuō)，每一個(gè)軌道中只能容納兩個(gè)自旋方向相反的電子。這一點(diǎn)好像我們坐電梯，每個(gè)人相當(dāng)于一個(gè)電子，每一個(gè)電梯相當(dāng)于一個(gè)軌道，假設(shè)電梯足夠小，每一個(gè)電梯最多只能同時(shí)供兩個(gè)人乘坐，而且乘坐時(shí)必須一個(gè)人頭朝上，另一個(gè)人倒立著（為了充分利用空間）。根據(jù)保里不相容原理，我們得知：s亞層只有1個(gè)軌道，可以容納兩個(gè)自旋相反的電子；p亞層有3個(gè)軌道，總共可以容納6個(gè)電子；f亞層有5個(gè)軌道，總共可以容納10個(gè)電子。我們還得知：第一電子層（K層）中只有1s亞層，最多容納兩個(gè)電子；第二電子層（L層）中包括2s和2p兩個(gè)亞層，總共可以容納8個(gè)電子；第3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個(gè)亞層，總共可以容納18個(gè)電子……第n層總共可以容納2n2個(gè)電子。 3．洪特規(guī)則從光譜實(shí)驗(yàn)結(jié)果總結(jié)出來(lái)的洪特規(guī)則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時(shí)，將盡可能分占不同的軌道，且自旋平行；洪特規(guī)則的第二個(gè)含義是對(duì)于同一個(gè)電子亞層，當(dāng)電子排布處于全滿(mǎn)（s2、p6、d10、f14）半滿(mǎn)（s1、p3、d5、f7）全空（s0、p0、d0、f0）時(shí)比較穩(wěn)定。這類(lèi)似于我們坐電梯的情況中，要么電梯是空的，要么電梯里都有一個(gè)人，要么電梯里都擠滿(mǎn)了兩個(gè)人，大家都覺(jué)得比較均等，誰(shuí)也不抱怨誰(shuí)；如果有的電梯里擠滿(mǎn)了兩個(gè)人，而有的電梯里只有一個(gè)人，或有的電梯里有一個(gè)人，而有的電梯里沒(méi)有人，則必然有人產(chǎn)生抱怨情緒，我們稱(chēng)之為不穩(wěn)定狀態(tài)。二、核外電子排布的方法對(duì)于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(shù)（即原子序數(shù)、質(zhì)子數(shù)、核電荷數(shù)），如24號(hào)元素鉻，其原子核外總共有24個(gè)電子，然后將這24個(gè)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(mǎn)后，才去填充后面的亞層，每一個(gè)亞層上最多能夠排布的電子數(shù)為：s亞層2個(gè)，p亞層6個(gè)，d亞層10個(gè)，f亞層14個(gè)。最外層電子到底怎樣排布，還要參考洪特規(guī)則，如24號(hào)元素鉻的24個(gè)核外電子依次排列為 1s22s22p63s23p64s23d4根據(jù)洪特規(guī)則，d亞層處于半充滿(mǎn)時(shí)較為穩(wěn)定，故其排布式應(yīng)為：1s22s22p63s23p64s13d5 最后，按照人們的習(xí)慣“每一個(gè)電子層不分隔開(kāi)來(lái)”，改寫(xiě)成1s22s22p63s23p63d54s1即可。三、核外電子排布在中學(xué)化學(xué)中的應(yīng)用 1．原子的核外電子排布與軌道表示式、原子結(jié)構(gòu)示意圖的關(guān)系：原子的核外電子排布式與軌道表示式描述的內(nèi)容是完全相同的，相對(duì)而言，軌道表示式要更加詳細(xì)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于自旋相同還是自旋相反的狀態(tài)，而核外電子排布式不具備后一項(xiàng)功能。原子結(jié)構(gòu)示意圖中可以看出電子在原子核外分層排布的情況，但它并沒(méi)有指明電子分布在哪些亞層上，也沒(méi)有指明每個(gè)電子的自旋情況，其優(yōu)點(diǎn)在于可以直接看出原子的核電荷數(shù)（或核外電子總數(shù)）。 2．原子的核外電子排布與元素周期律的關(guān)系在原子里，原子核位于整個(gè)原子的中心，電子在核外繞核作高速運(yùn)動(dòng)，因?yàn)殡娮釉陔x核不同的區(qū)域中運(yùn)動(dòng)，我們可以看作電子是在核外分層排布的。按核外電子排布的3條原則將所有原子的核外電子排布在該原子核的周?chē)?，發(fā)現(xiàn)核外電子排布遵守下列規(guī)律：原子核外的電子盡可能分布在能量較低的電子層上（離核較近）；若電子層數(shù)是n，這層的電子數(shù)目最多是2n2個(gè)；無(wú)論是第幾層，如果作為最外電子層時(shí)，那么這層的電子數(shù)不能超過(guò)8個(gè)，如果作為倒數(shù)第二層（次外層），那么這層的電子數(shù)便不能超過(guò)18個(gè)。這一結(jié)果決定了元素原子核外電子排布的周期性變化規(guī)律，按最外層電子排布相同進(jìn)行歸類(lèi)，將周期表中同一列的元素劃分為一族；按核外電子排布的周期性變化來(lái)進(jìn)行劃分周期如第一周期中含有的元素種類(lèi)數(shù)為2，是由1s1~2決定的第二周期中含有的元素種類(lèi)數(shù)為8，是由2s1~22p0~6決定的第三周期中含有的元素種類(lèi)數(shù)為8，是由3s1~23p0~6決定的第四周期中元素的種類(lèi)數(shù)為18，是由4s1~23d0~104p0~6決定的。由此可見(jiàn)，元素原子核外電子排布的規(guī)律是元素周期表劃分的主要依據(jù)，是元素性質(zhì)周期性變化的根本所在。對(duì)于同族元素而言，從上至下，隨著電子層數(shù)增加，原子半徑越來(lái)越大，原子核對(duì)最外層電子的吸引力越來(lái)越小，最外層電子越來(lái)越容易失去，即金屬性越來(lái)越強(qiáng)；對(duì)于同周期元素而言，隨著核電荷數(shù)的增加，原子核對(duì)外層電子的吸引力越來(lái)越強(qiáng)，使原子半徑逐漸減小，金屬性越來(lái)越差，非金屬性越來(lái)越強(qiáng)。 3．元素原子的核外電子排布與元素的化學(xué)性質(zhì)元素的化學(xué)性質(zhì)直接決定于該元素原子的核外電子排布情況，如堿金屬元素的最外層電子結(jié)構(gòu)可表示為ns1，說(shuō)明堿金屬元素一般容易失去最外層的1個(gè)電子（價(jià)電子），變成正一價(jià)的陽(yáng)離子，從而形成惰性氣體的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)（此性質(zhì)即強(qiáng)還原性）；而鹵素的最外層電子結(jié)構(gòu)可表示為ns2np5，說(shuō)明鹵素在一般情況下很容易得到1個(gè)電子，變成負(fù)1價(jià)的陰離子，從而形成惰性氣體的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)（此性質(zhì)即強(qiáng)氧化性），當(dāng)然，它們也可以失去最外層的價(jià)電子而呈現(xiàn)出+1、+3、+5、+7等價(jià)態(tài)。對(duì)于同一族元素而言，隨著電子層數(shù)的增加，金屬性越來(lái)越強(qiáng)，非金屬性越來(lái)越弱，這也取決于元素原子的核外電子排布情況。有了這些理論知識(shí)作指導(dǎo)（如下式所示），我們可以理解和推測(cè)元素的化學(xué)性質(zhì)及其變化規(guī)律，從而大大減輕我們的記憶量。
原子軌道（Atomicorbital）是單電子薛定諤方程的合理解ψ（x，y，z)。若用球坐標(biāo)來(lái)描述這組解，即ψ（r，θ，φ)<=>R(r)·Y(θ，φ)，這里R(r)是與徑向分布有關(guān)的函數(shù)，稱(chēng)為徑向分布函數(shù)，用圖形描述爛謹(jǐn)就是原子軌道的徑向分布函數(shù)；Y(θ，φ)是與角度分布有關(guān)的函數(shù)，用圖形描述饑姿基就是角度分布函數(shù).
用通俗點(diǎn)的語(yǔ)言回答就是:電子由于在原子核外做量子化的不連續(xù)運(yùn)動(dòng)，所以沒(méi)有像人造衛(wèi)星繞地球轉(zhuǎn)那樣的確定運(yùn)行軌道，所以電子饒核運(yùn)動(dòng)的軌道得用量子力學(xué)來(lái)描述,其量子力學(xué)描述就如上段所講.通俗講的話(huà)就是若以點(diǎn)來(lái)表示電子在某一時(shí)刻的空間位置的話(huà)，那冊(cè)鋒處于某一能量狀態(tài)的原子軌道的圖象就如下圖所表示的一樣，點(diǎn)密集的地方電子出現(xiàn)的概率大，點(diǎn)稀疏的地方電子的出現(xiàn)概率就小，下圖就是表示電子在原子軌道中運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的最直接方式。
