化學選修三電子雲怎麼畫

❶ 聽不懂老師講的共價鍵一系列問題，高中化學選修3除了第一章其他都聽不懂，共價鍵，原子軌道重疊和電子雲

最好能畫出分子由幾個單鍵和雙鍵（雙鍵是兩個原子間是以二個共用電子對構成的）
σ鍵—就是頭碰頭結合，兩個原子間只能形成一個α鍵
比如CH4 含4個σ鍵，C-H鍵，HCl含一個σ鍵H-Cl鍵。

π鍵，在含雙鍵 三鍵中存在，就是肩並肩結合。
σ鍵能單獨形成，而π鍵一般不能單獨形成，是隨著σ鍵而形成。

比如C2H4，H2C=CH2
首先是4個C-H的σ鍵，一個C=C雙鍵即是1個C-C的σ鍵，和1個C-C的π鍵.
比如C2H2 HC三CH 2個C-H的σ鍵 及C三C中1個C-C的σ鍵，和2個C-C的π鍵.
比如CO2，O=C=C 2個σ鍵,2個π鍵.
簡單的就是這樣

❷ 想問下，化學選修3裡面，1s,2s,2p,3s軌道中心是什麼

在相同電子層中電子能量還有微小的差別，電子雲形狀也不相同，根據這些差別把一個電子層分為幾個亞層。電子亞層可用表示，=0、1、2、3、…（n-1），n為電子層數。即K層（n=1）有0一個亞層（s）；L層（n=2）有0、1兩個亞層，即2s、2p；M層（n=3）有0、1、2三個亞層，即3s、3p、3d。同理N層有4s、4p、4d、4f四個亞層。不同亞層的電子雲形狀不同，s亞層（=0）的電子雲形伏為球形對稱；p亞層（=1）的電子雲為無柄啞鈴形（紡錘形）；d亞層（=2）的電子雲為十字花瓣形等。同一電子層不同亞層的能量按s、p、d、f序能量逐漸升高。

電子亞層之二

在同一電子層中，電子的能量還稍有差異，電子雲的形狀也不相同。因此電子層還可分成一個或n個電子亞層。

通過對許多元素的電離能的進一步分析，人們發現，在同一電子層中的電子能量也不完全相同，仍可進一步分為若干個電子組。這一點在研究元素的原子光譜中得到了證實。

電子亞層分別用s、p、d、f等符號表示。不同亞層的電子雲形狀不同。s亞層的電子雲是以原子核為中心的球形，p亞層的電子雲是紡錘形，d亞層為花瓣形，f亞層的電子雲形狀比較復雜。

K層只包含一個s亞層；L層包含s和p兩個亞層；M層包含s、p、d三個亞層；N層包含s、p、d、f四個亞層。

❸ 電子雲那是個什麼東西原子軌道怎麼畫啊那些箭頭，，，S2P2都是啥啥啥啥

你好，我是化學專業的大學生，應該是你的學長吧，先說電子雲，首先你要了解一點，電子在原子核里的運動不是規則的，不是像行星運動那樣運動軌跡很標准，我們可以測算出哪一個點它在什麼地方，電子的運動是不規則的，現代科學認為電子的運動時沒有確定的軌跡的，因此我們就無法找到電子的確切位置，但是科學家發現，電子在某個區域（當然是立體的幾何區域，圖上畫的是抽象了的平面圖或橫切面圖）出現的概率是不一樣的，因此就把他們出現的概率較高區域找出來，我們形象的稱為電子雲。好，再說原子軌道，其實就是電子的軌道，當然稱之為軌道那是歷史的錯誤，事實上不是軌道，更深的沒法和你解釋，感興趣的話高考學化學，會接觸到的，挺抽象的，大學里原子軌道分為徑向分布圖和角度分布圖，不知道你說的是哪一個，附上個圖，我覺得應該是這個吧。最後一個問題，箭頭很多，不知道你說的是啥，解釋一下s,p吧，你們肯定學過電子層吧，第一電子層，第二電子層等等，用n表示對吧，既n=1,n=2......其實每一個電子層里還有電子層，我們成為亞層（也有別的叫法的），第一亞層，第二亞層，我們用L（小寫）表示，當n=1,l=0;當n=2,l=0,1;當l=3,n=0,1,2，l的取值的個數就是n的值，數值從0開始到n-1，能明白吧。l=0,化學上叫s,l=2,叫p,l=3，叫d，類似於那個K,L,M,N...，明白吧，為什麼不要管，這是有一個很麻煩很麻煩的方程解出來的，屬於量子力學范疇，就是全世界沒幾個人會的東西。s層能裝2個電子，p層6個，d層10個，比如說碳，有兩個電子層，第一層有兩個電子，第一電子層只有s一個亞層，就是1s2（後邊那個2是上角標），第二電子層有2個亞曾，第一亞層s裝2個，就是2s2，還有一個p層，能裝6個，但是還剩下2個，就裝著兩個，就是2p2。不知道我說的是不是明白，有不會的可以再問我。

❹ 化學，多個能級的原子的電子雲是什麼樣的

電子雲是指電子出現概率，是在這一片小空間電子出現概率比較大，
然後有klmnop層能量逐層增加，電子優先填滿低能的亞層。
每一層都有亞層k層只有一個亞層s軌道，l層有有兩個2s和2p，m有3s3p3d三個依次類推。
亞層也是有能量大小區別的4p的能量比3d大，3d能量比4s大，4s能量比3p大，所以電子優先填滿了3p軌道然後4s然後3d最後4p。按照完整順序是1s，2s，2p，3s，3p，4s， 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p。

❺ 電子雲的形狀

電子雲有不同的形狀，分別用符號s、p、d、f表示：s電子雲呈球形，在半徑相同的球面上；p電子雲呈紡錘形，沿三個坐標軸分布；d、f的電子雲形狀較復雜。

電子是一種微觀粒子，在原子如此小的空間（直徑約10⁻¹⁰m）內運動，核外電子的運動與宏觀物體運動不同，沒有確定的方向和軌跡，只能用電子雲描述它在原子核外空間某處出現機會（幾率）的大小。

(5)化學選修三電子雲怎麼畫擴展閱讀：

電子雲是物理和化學中的一個概念，就是用統計的方法對核外電子空間分布的形象描繪，它區別在於行星軌道式模型。電子有波粒二象性，它不像宏觀物體的運動那樣有確定的軌道，因此畫不出它的運動軌跡。

不能預言它在某一時刻究竟出現在核外空間的哪個地方，只能知道它在某處出現的機會有多少。為此，就以單位體積內電子出現幾率，即幾率密度大小，用小白點的疏密來表示。

小白點密處表示電子出現的幾率密度大，小白點疏處幾率密度小，看上去好像一片帶負電的雲狀物籠罩在原子核周圍，因此被稱為 「電子雲」。

在量子力學中，用一個波函數Ψ（x，y，z）表徵電子的運動狀態，並且用它的模的平方|Ψ|²值表示單位體積內電子在核外空間某處出現的幾率，即幾率密度，所以電子雲實際上就是|Ψ|²在空間的分布。研究電子雲的空間分布主要包括它的徑向分布和角度分布兩個方面。

徑向分布探求電子出現的幾率大小和離核遠近的關系，被看作在半徑為r，厚度為dr的薄球殼內電子出現的幾率。角度分布探究電子出現的幾率和角度的關系。例如s態電子，角度分布呈球形對稱，同一球面上不同角度方向上電子出現的幾率密度相同。

p態電子呈8字形，不同角度方向上幾率密度不等。有了pz的角度分布，再有n=2時2p的徑向分布，就可以綜合兩者得到2pz的電子雲圖形。由於2p和3p的徑向分布不同，2pz和3pz的電子雲圖形也不同。

❻ 電子雲輪廓圖是怎麼繪制的

以氫原子為例，首先你必須知道，原子核的體積與核外電子的運動范圍相比就如一個乒乓球放在一個足球場那麼大的地方，而且還是個立體的。
電子在核外運動著，在每個地方都有一定概率（P）出現，可是空間那麼大，為了比較，就必須引出電子在單位體積內出現的概率，這便是概率密度（ρ=P/V），為了看起來方便，我們把概率密度用小黑點形象化表示，分別點在核外空間里，這就形成了核外電子概率密度分布圖，也叫做電子雲，一點是電子雲圖難繪制，使用起來也不便，到處是黑點，所以我們把它簡化一下，變成電子雲輪廓圖，說白了就是要讓你一看就知道輪廓！！讓你一看便知道原來電子在外面的勢力范圍是什麼性質，同時我們也可以稱電子雲輪廓圖為電子雲，就不要計較那麼多了，是s電子雲的那樣球形還是p電子雲那樣啞鈴狀。
繪制方法：就是把P=90％的勢力范圍圈起來，得到的有一定形狀的空間立體圖，這便是電子雲輪廓圖咯。注意是概率！我們知道，越到外面體積越大，所以概率密度會比較小，點會比較少，但是要求是的是概率，所以依然要圈上。

❼ 高中化學選修3知識點全部歸納（物質的結構與性質）

第一章 原子結構與性質.一、認識原子核外電子運動狀態，了解電子雲、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.1.電子雲：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子雲圖.離核越近，電子出現的機會大，電子雲密度越大；離核越遠，電子出現的機會小，電子雲密度越小.電子層（能層）：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處於不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.原子軌道（能級即亞層）：處於同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7.2.(構造原理）了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.(1).原子核外電子的運動特徵可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子.(2).原子核外電子排布原理.①.能量最低原理:電子先佔據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道.②.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子.③.洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同.洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.①根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。②根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。3.元素電離能和元素電負性第一電離能：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。 (1).原子核外電子排布的周期性.隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6的周期性變化.(2).元素第一電離能的周期性變化.隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，鹼金屬的第一電離能最小；★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.說明：①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大於同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P②.元素第一電離能的運用：a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證. b.用來比較元素的金屬性的強弱. I1越小，金屬性越強，表徵原子失電子能力強弱.(3).元素電負性的周期性變化. 元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢.電負性的運用:a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素). b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵；<1.7，共價鍵). c.判斷元素價態正負（電負性大的為負價，小的為正價）. d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數（表徵原子得電子能力強弱）.例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是 A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na例9.已知X、Y元素同周期，且電負性X＞Y，下列說法錯誤的是A．X與Y形成化合物時，X顯負價，Y顯正價B．第一電離能可能Y小於XC．最高價含氧酸的酸性：X對應的酸性弱於Y對應的酸性D．氣態氫化物的穩定性：HmY小於HmX 二.化學鍵與物質的性質.內容：離子鍵――離子晶體1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結構特徵，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質.(1).化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用.化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵.離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高.離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態陰離子和陽離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大.離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.典型的離子晶體結構：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子；氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子. NaCl型晶體CsCl型晶體每個Na+離子周圍被6個C1—離子所包圍，同樣每個C1—也被6個Na+所包圍。每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也被8個正離子所包圍。(3).晶胞中粒子數的計算方法--均攤法. 位置頂點棱邊面心體心貢獻1/81/41/212.了解共價鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數據說明簡單分子的某些性質（對σ鍵和π鍵之間相對強弱的比較不作要求）.(1).共價鍵的分類和判斷：σ鍵（「頭碰頭」重疊）和π鍵（「肩碰肩」重疊）、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵.(2).共價鍵三參數. 概念對分子的影響鍵能拆開1mol共價鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol）鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定鍵長成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：10-10米）鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定鍵角分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度）鍵角決定了分子的空間構型共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱= 所有反應物鍵能總和－所有生成物鍵能總和.3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質的差異.(1)共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵.(2)鍵的極性：極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發生偏移.非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發生偏移.(3)分子的極性：①極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.②分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定. 非極性分子和極性分子的比較 非極性分子極性分子形成原因整個分子的電荷分布均勻，對稱整個分子的電荷分布不均勻、不對稱存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵極性鍵分子內原子排列對稱不對稱4.分子的空間立體結構（記住）常見分子的類型與形狀比較分子類型分子形狀鍵角鍵的極性分子極性代表物A球形 非極性He、NeA2直線形 非極性非極性H2、O2AB直線形 極性極性HCl、NOABA直線形180°極性非極性CO2、CS2ABAV形≠180°極性極性H2O、SO2A4正四面體形60°非極性非極性P4AB3平面三角形120°極性非極性BF3、SO3AB3三角錐形≠120°極性極性NH3、NCl3AB4正四面體形109°28′極性非極性CH4、CCl4AB3C四面體形≠109°28′極性極性CH3Cl、CHCl3AB2C2四面體形≠109°28′極性極性CH2Cl2 直 線三角形V形四面體三角錐V形 H2O 5.了解原子晶體的特徵，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結構與性質的關系.(1).原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體.(2).典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO２）.金剛石是正四面體的空間網狀結構，最小的碳環中有6個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵；晶體硅的結構與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網狀結構，最小的環中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵.(3).共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高.如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅.6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質.知道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見金屬晶體的晶胞結構（晶體內部空隙的識別、與晶胞的邊長等晶體結構參數相關的計算不作要求）.(1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用.請運用自由電子理論解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性.晶體中的微粒導電性導熱性延展性金屬離子和自由電子自由電子在外加電場的作用下發生定向移動自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量晶體中各原子層相對滑動仍保持相互作用(2)①金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體.②金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高.如熔點：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs．金屬鍵的強弱可以用金屬的原子7.了解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求）.概念表示條件共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。 A B電子對給予體 電子對接受體 其中一個原子必須提供孤對電子，另一原子必須能接受孤對電子的軌道。 (1)配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵.即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵.(2)①.配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡合物.②形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道. b.配位體具有提供孤電子對的原子.③配合物的組成.④配合物的性質：配合物具有一定的穩定性.配合物中配位鍵越強，配合物越穩定.當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩定性與配體的性質有關. 三.分子間作用力與物質的性質.1.知道分子間作用力的含義，了解化學鍵和分子間作用力的區別.分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質某些物理性質的影響.(1).分子晶體:分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結合的晶體.典型的有冰、乾冰.(2).分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高. 3.了解氫鍵的存在對物質性質的影響（對氫鍵相對強弱的比較不作要求）.NH3、H2O、HF中由於存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高.影響物質的性質方面：增大溶沸點，增大溶解性 表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氫化物中存在.4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結構微粒、微粒間作用力的區別. 四、幾種比較1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較化學鍵類型離子鍵共價鍵金屬鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵原子間通過共用電子對所形成的化學鍵金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學鍵成鍵微粒陰陽離子原子金屬陽離子和自由電子成鍵性質靜電作用共用電子對電性作用形成條件活潑金屬與活潑的非金屬元素非金屬與非金屬元素金屬內部實例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg2、非極性鍵和極性鍵的比較 非極性鍵極性鍵概念同種元素原子形成的共價鍵不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子成鍵原子電性電中性顯電性形成條件由同種非金屬元素組成由不同種非金屬元素組成 3．物質溶沸點的比較（重點）（1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體（2）同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。①離子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。②分子晶體：對於同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。③原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。（3）常溫常壓下狀態①熔點：固態物質>液態物質②沸點：液態物質>氣態物質

❽ 化學:什麼是電子雲詳細！

電子雲是物理學中的一項概念。

電子在原子核外很小的空間內作高速運動，其運動規律跟一般物體不同，它沒有明確的軌道。根據量子力學中的測不準原理，不可能同時准確地測定出電子在某一時刻所處的位置和運動速度，也不能描畫出它的運動軌跡。因此，人們常用一種能夠表示電子在一定時間內在核外空間各處出現機會的模型來描述電子在核外的的運動。在這個模型里，某個點附近的密度表示電子在該處出現的機會的大小。密度大的地方，表明電子在核外空間單位體積內出現的機會多；反之，則表明電子出現的機會少。電子雲是電子在原子核外空間概率密度分布的形象描述，電子在原子核外空間的某區域內出現，好像帶負電荷的雲籠罩在原子核的周圍，人們形象地稱它為「電子雲」。它是1926年奧地利學者薛定諤在德布羅伊關系式的基礎上，對電子的運動做了適當的數學處理，提出了二階偏微分的的著名的薛定諤方程式。這個方程式的解，如果用三維坐標以圖形表示的話，就是電子雲。

電子雲是近代對電子用統計的方法，在核外空間分布方式的形象描繪，它的區別在於行星軌道式模型。電子有波粒二象性，它不像宏觀物體的運動那樣有確定的軌道，因此畫不出它的運動軌跡。不能預言它在某一時刻究竟出現在核外空間的哪個地方，只能知道它在某處出現的機會有多少。為此，就以單位體積內電子出現幾率，即幾率密度大小，用小白點的疏密來表示。小白點密處表示電子出現的幾率密度大，小白點疏處幾率密度小，看上去好像一片帶負電的雲狀物籠罩在原子核周圍，因此叫電子雲。在量子化學中，用一個波函數Ψ（x，y，z）表徵電子的運動狀態，並且用它的模的平方|Ψ|&sup2值表示單位體積內電子在核外空間某處出現的幾率，即幾率密度，所以電子雲實際上就是|Ψ|2在空間的分布。研究電子雲的空間分布主要包括它的徑向分布和角度分布兩個方面。徑向分布探求電子出現的幾率大小和離核遠近的關系，被看作在半徑為r，厚度為dr的薄球殼內電子出現的幾率。角度分布探究電子出現的幾率和角度的關系。例如s態電子，角度分布呈球形對稱，同一球面上不同角度方向上電子出現的幾率密度相同。p態電子呈8字形，不同角度方向上幾率密度不等。有了pz的角度分布，再有n=2時2p的徑向分布，就可以綜合兩者得到2pz的電子雲圖形。由於2p和3p的徑向分布不同，2pz和3pz的電子雲圖形也不同。

電子雲就是用小黑點疏密來表示空間各電子出現概率大小的一種圖形。

電子雲出現的幾率大小

1、表示電子在核外空間某處出現的機會，不代表電子的運動軌跡；

2、小黑點的疏密表示出現機會的多少，密則機會大，疏則機會小。

❾ 高中化學選修3電子雲形狀

是兩個大半圓。你要注意的是，電子雲不是電子的運動軌跡，而是電子出現在各點的幾率分布。