图 2

电子具有波粒二象性这一结论是通过一系列实验观察和理论推导得出的，这一结论会告诉我们什么呢？电子具有波粒二象性代表着电子的运动轨迹遵循量子力学的规律,而量子力学的一个重要原则-海森堡(图 2)不确定性原理告诉我们，电子是不可能被精确定位的。这是因为我们在量子测量过程中粒子与测量设备存在着相互作用，当我们试图测量一个电子的位置时，就会不可避免地干扰到它的动量，反之亦然。这意味着，我们无法像用一个确定的点来描述电子的位置。相反，电子的位置需要用波函数来描述，波函数给出了电子可能出现在空间中各个位置的概率分布。这个波函数就是原子轨道。

原子轨道会围绕着原子核，以特定的形状和方向排列，形成电子云，反映了电子在原子内部空间中的总体分布状况。那么轨道是如何分布的？或者说原子轨道的形状是怎样的？

02

轨道的分布

原子轨道的形状是由波函数的数学形式所决定的，它反映了电子在原子核外空间出现的概率分布。不同的原子轨道具有不同的形状，这些形状可以通过电子云图来直观地表示。原子轨道主要分为s轨道、p轨道、d轨道以及f轨道。在有机化学中，我们接触的最多的就是s轨道和p轨道。我们就来探讨一下这两个轨道的电子分布情况。

s轨道

s轨道是原子核外电子的s能级呈现球形后唯一的一条轨道，其形状类似于一个以原子核为中心的球体，电子云密度在原子核周围达到最大值，然后随着距离的增加而逐渐减小。这种轨道具有球对称性，即无论从哪个角度观察，都具有相同的形态。图3展示了1s和2s轨道的电子云形状，其中2s轨道存在着永远无法找到电子的位置，它将轨道分成了两个彼此依偎的轨道，像是桃子中的核。

图 3

p轨道

p轨道的形状通常被描述为具有双叶或双瓣的结构，这种形状在三维空间中呈现为纺锤形或类似哑铃的形状如图4所示。p轨道具有三个相互垂直的取向：px、py、pz。px轨道：其形状类似于一个沿着x轴方向拉伸的哑铃，py，pz轨道与px轨道类似，但方向分别沿着y和z轴。需要注意的是p轨道分为两个不同相位一侧的波函数为正，另一侧的波函数为负。我们通常使用阴影来表示相位的区别。相位指的是波函数的正负，与电荷没有关系：充满的 2p 轨道每一侧都充满电子，因此它们都是带负电的。

图 4

03

轨道的电子排布

通过以上内容我们已经了解了s及p轨道的分布，那么原子中的电子有事如何在这些轨道中排布的呢? 在回答这个问题前，我们得先了解一下是关于原子轨道电子排布的一些基本概念和规则。

能层与能级

能层是指原子中电子按能量高低分层排布的区域，也称为电子壳层。它会按照电子的能量从低到高依次排列，通常用K、L、M、N等符号表示。每个能层内包含一定数量的电子，且这些电子的能量相对接近。随着能层数的增加，电子的能量逐渐升高，原子半径也逐渐增大。

图 5

每个能层内部可以进一步细分为不同的能级。能级是指原子中电子所处的不同能量状态，这些能量状态是不连续的(量子化的)。如图6所示。同一能层内可以存在多个能级，通常用s、p、d、f等符号表示，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道，f能级有7个轨道。且能量按s、p、d、f的顺序依次升高。电子可以在不同能级之间跃迁，吸收或释放能量

图 6

总的来说，能层、能级以及轨道之间的关系是：能层包含多个能级，能级又包含多个轨道。了解了这些概念后我们来了解一下电子排布的规则。

电子排布规则

首先每个原子轨道上最多只能容纳两个电子，且这两个电子的自旋方向必须相反（泡利不相容原理）。其次电子总是优先填充能量最低的轨道。在多电子原子中，电子的排布会尽可能使体系的总能量最低(能量最低原理)。最后在能量相同的轨道上排布的电子，将尽可能占据不同的轨道，且自旋方向相同(洪特规则)。图7列了一些常见原子的电子排布，帮助大家理解。

图 7

说到这里，关于原子轨道理论相关知识就介绍完了。我们之所以投入如此多的时间来探讨原子轨道，主要是为日后深入了解化学键理论做铺垫。若跳过原子轨道这一关键环节，直接跃入化学键理论，可能会令人感觉理论基础不够稳固，难以理解。我们后续将会为大家带来化学键理论的精彩更新。敬请期待，并欢迎各位持续关注！

本文是个人对于相关知识的理解，仅用于学习交流，欢迎各位小伙伴批评指正。

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