Question

基础化学中,n=3,l=2时,原子轨道是怎么回事?

Answer 1

回归题设，n=3, l=2表示第三能层的d能级，即3d能级。

主量子数n表征能层/电子层，n=x即表示第x电子层；角量子数l表征能级/电子亚层，对某一确定的n值(即某一确定的电子层)，l的取值范围是0～(n-1)共n个值，即第n电子层拥有n个能级；l=0, 1, 2, 3, 4分别对应s, p, d, f, g能级；磁量子数m表征原子轨道的空间取向，取值范围是(-l)~l共(2l+1)个值，即s能级(l=0)只有1种空间取向（只有1条轨道）。

p能级有3种空间取向（3条轨道），以此类推；自旋量子数ms表征电子自旋取向，仅能取±1/2，依据泡利不相容原理，一条原子轨道仅能容纳自旋取向相反的2个电子。

原子轨道又称轨态，是以数学函数描述原子中电子似波行为。此波函数可用来计算在原子核外的特定空间中，找到原子中电子的概率，并指出电子在三维空间中的可能位置。

“轨道”便是指在波函数界定下，电子在原子核外空间出现概率较大的区域。具体而言，原子轨道是在环绕着一个原子的许多电子（电子云）中，个别电子可能的量子态，并以轨道波函数描述。

现今普遍公认的原子结构是波耳氢原子模型：

电子像行星，绕着原子核（太阳）运行。然而，电子不能被视为形状固定的固体粒子，原子轨道也不像行星的椭圆形轨道。更精确的比喻应是，大范围且形状特殊的“大气”（电子），分布于极小的星球（原子核）四周。只有原子中存在唯一电子时，原子轨道才能精准符合“大气”的形状。

当原子中有越来越多电子时，电子越倾向均匀分布在原子核四周的空间体积中，因此“电子云”越倾向分布在特定球形区域内（区域内电子出现概率较高）。