为什么电子的位置必须用轨道来描述呢?

2025-06-27 21:20:46

推荐回答（2个）

回答1：

首先。你无法描述原子中电子的位置，你只能描述在原子周围的特定空间中找到它的概率。轨道是一种简单的方法，将空间包裹起来，在这个空间里你最有可能找到它(比如说95%)。在这个空间之外，它的概率在无穷远处衰减到0。当然，在纸上，这个空间只能表示为二维空间，你必须把它想象成三维空间，把它绕着穿过原子核的水平线在纸上旋转，这样二维形状就可以对称地分布在这条线的两边。

最简单的例子是s轨道，它在纸上画成圆，但在现实生活中却是一个三维球体。即使这样，你也无法看到空间的内部，那里可能有零强度的表面。为了描述这些，你需要另一个称为径向概率分布的图表，它测量从原子核到某个距离的概率，这个概率已经下降到一个非常小的数字(比如小于2%)。内部零面的数目是n个量子能级-1。哇!(我听到你说)如果概率在无穷远处为零，那么对于1s轨道来说，就没有内部节点了(1-1 = 0)，非常正确，所有的s轨道概率在原子核处都有一个最大值，这意味着电子可以直接穿过原子核!对于大于n=1的s轨道，在原子核周围也有一个(或多个(n-1))零面，在任何一边都有极大值，即球中球。

对于p轨道来说，有一个节点平面穿过原子核，所以当原子核上升到最大时，径向图的概率也是零，然后在无穷远处下降到零。p轨道有三个空间方向(x, y, z)如果你把它们加在一起，你会得到一个球形的概率分布，但在原子核处是零(松了一口气)。你会注意到没有1p轨道，它会打破规则，有比允许的更多的节点。

这可以扩展到d轨道，它们直到n = 3才会出现，因此允许两个内部节点加上无限远处的一个。每个d轨道有两个零平面，每个都包括原子核，在四个瓣之间。再一次，把所有的d轨道加在一起，你会得到一个球状分布，每个d轨道有两个节点平面穿过原子核，所以没有d轨道的电子!

为什么一定要用轨道?好吧，除了这个误导性的名字，它是理解原子中电子能级行为的最好方法。节点面有助于理解为什么在一个有多个电子的原子中，s、p、d和f轨道开始填充n值序列，而不必尝试处理诸如“屏蔽效应”和“穿透能力”之类的模糊术语。换句话说，它使元素周期表合理化。

回答2：

因为这些电子的运动，本就是围绕着原子核进行相应的圆周运动，就相当于地球围绕着太阳转一样，只有通过轨道来描述，才可以很形象地反映它的运动状况。