第一章 原子结构与性质（复习课件）化学人教版选择性必修2

该高中化学单元复习课件系统梳理了原子结构、构造原理与电子排布式、元素周期表与周期律、元素性质四大核心内容，通过考点梳理（如能层与能级表格对比、电子排布式实例归纳）和核心要点逻辑串联，构建从微观结构到宏观性质的完整知识网络。 其亮点在于采用“考点梳理-典型范例-技能实战”三阶复习模式，典型范例如Cr、Cu电子排布特例分析培养科学思维中的证据推理能力，技能实战结合紫砂壸、铷原子钟等情境题提升科学探究与实践能力。分层设计的练习题（基础概念到综合应用）满足不同学生需求，助力教师精准复习，有效巩固知识。

第1章 原子结构与性质 人教版选择性必修2 考点串讲 单元复习课件 构造原理与电子排布式 2 原子结构 1 知识导航 元素周期表与元素周期律 3 元素的性质 4 知识导航 明·复习目标 1.认识原子结构、了解原子核外电子运动特点。 2.了解原子核外电子排布特点、认识基态原子中核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则等。掌握 1~36 号元素基态原子核外电子的排布。 3.认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。 4.知道元素周期表的结构，了解同周期和主族元素性质的递变规律。5.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。 原子结构与性质 原子结构 构造原理与电子排布式 能层与能级 构造原理 电子排布式 理·核心要点 元素的性质 原子半径 电离能 基态与激发态 元素周期表与元素周期律 元素周期表的结构 元素周期表的分区 泡利原理 洪特规则 能量最低原理 电负性 01 原子结构 考点1 能层与能级 原子结构 汇·考点梳理 能层、能级与最多容纳的电子数   考点1 能层与能级 原子结构 汇·考点梳理 由上表可知： ①能层序数      该能层所包含的能级数，如第三能层有  个能级。 ② s、p、d、f 各能级可容纳的电子数分别为   、  、  、  的2倍。 ③原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在的关系是     。 2n2 1 等于 7 5 3 3 考点1 能层与能级 原子结构 汇·考点梳理 注意事项： (1)不同能层之间，符号相同的能级的能量随着能层数的递增而增大。 (2)在相同能层各能级能量由低到高的顺序是ns<np<nd<nf。 (3)不同能层中同一能级，能层数越大，能量越高。例如：1s<2s<3s<4s…… 1. 基态原子：处于　　　　状态的原子。 2. 激发态原子：基态原子　　能量，电子会跃迁到　　能级，变为激发态原子。 3. 基态、激发态相互间转化的能量变化 考点2 基态与激发态 原子结构 汇·考点梳理 最低能量 较高 吸收 释放能量，主要形式为光 基态原子 激发态原子 吸收能量 考点3 原子光谱 原子结构 汇·考点梳理 特征谱线 吸收光谱 发射光谱 原子结构 汇·考点梳理 考点3 原子光谱 【典例01-1】下列关于电子云、能层与能级的说法正确的是( ) A．绘制电子云轮廓图时，需把电子在原子核外出现的空间全部圈出 B．同是s能级，在不同的能层中所能容纳的最多电子数是不相同的 C．任一能层的能级总是从s能级开始，且所含能级数等于该能层序数 D．多电子原子中，每个能层上电子的能量一定不同 C 析·典型范例 12 【典例01-2】下列各组多电子原子的原子轨道能量比较不正确的是( ) A．3px=3py B．5s<3d C．4p>3p D．2s<2p 析·典型范例 B 13 【演练01】列说法正确的是( ) A．各电子层含有的原子轨道数为2n2(n为电子层序数) B．电子的“自旋”类似于地球的“自转” C．电子仅在激发态跃迁跃迁到基态时才会产生原子光谱 D．霓虹灯光、节日焰火，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关 D 练·技能实战 14 【演练02】下列关于同一种原子中的基态和激发态说法中,正确的是( ) A．基态时的能量比激发态时高 B．激发态时比较稳定 C．由基态转化为激发态过程中吸收能量 D．电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱 练·技能实战 C 15 02 构造原理与 电子排布式 汇·考点梳理 考点1 构造原理 构造原理与电子排布式 随着原子核电荷数的递增，绝大对数元素的原子核外电子排布遵循下列顺序： 每一行对应一个能层 每一小圈对应一个能级 各圆圈件间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序 汇·考点梳理 考点1 构造原理 构造原理与电子排布式 4f 3d 4d 5d 汇·考点梳理 考点1 构造原理 构造原理与电子排布式 【注意】从第三能层开始出现能级交错现象，能级交错排列的顺序ns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np 能级交错：随着电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的，电子是按3p→4s→3d的顺序填充的，这种现象被称为能级交错。 汇·考点梳理 考点1 构造原理 构造原理与电子排布式 构造原理排布顺序 1. 相同能层的不同能级的能量高低顺序 ： 2. 英文字母相同的不同能级的能量高低顺序： 3. 不同层不同能级可由下面的公式得出: ns＜np＜nd＜nf 1s＜2s＜3s＜4s；2p＜3p＜4p; 3d＜4d ns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np (n为能层序数) 汇·考点梳理 考点2 电子排布式 构造原理与电子排布式 能级符号右上角 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点2 电子排布式 根据构造原理，写出1～36号元素原子的电子排布式。 原子序数 元素名称 元素符号 电子排布式 K L M N O 1 氢 H 1s1 2 氦 He 1s2 3 锂 Li 1s2 2s1 4 铍 Be 1s2 2s2 5 硼 B 1s2 2s22p1 6 碳 C 1s2 2s22p2 7 氮 N 1s2 2s22p3 8 氧 O 1s2 2s22p4 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点2 电子排布式 根据构造原理，写出1～36号元素原子的电子排布式。 原子序数 元素名称 元素符号 电子排布式 K L M N O 9 氟 F 1s2 2s22p5 10 氖 Ne 1s2 2s22p6 11 钠 Na 1s2 2s22p6 3s1 12 镁 Mg 1s2 2s22p6 3s2 13 铝 Al 1s2 2s22p6 3s23p1 14 硅 Si 1s2 2s22p6 3s23p2 15 磷 P 1s2 2s22p6 3s23p3 16 硫 S 1s2 2s22p6 3s23p4 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点2 电子排布式 根据构造原理，写出1～36号元素原子的电子排布式。 原子序数 元素名称 元素符号 电子排布式 K L M N O 17 氯 Cl 18 氩 Ar 19 钾 K 20 钙 Ca 21 钪 Sc 22 钛 Ti 23 钒 V 3d1 1s2 2s22p6 3s23p5 1s2 2s22p6 3s23p6 1s2 2s22p6 3s23p6 1s2 2s22p6 3s23p6 1s2 2s22p6 3s23p6 1s2 2s22p6 3s23p6 3d2 4s2 能级交错现象 1s2 2s22p6 3s23p6 3d3 4s2 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点2 电子排布式 1～36号元素中是否都遵循构造原理？请举出具体的例子？ 原子序数 元素名称 元素符号 电子排布式 K L M N O 24 铬 Cr 25 锰 Mn 26 铁 Fe 27 钴 Co 28 镍 Ni 29 铜 Cu 30 锌 Zn 1s2 2s22p6 3s23p6 3d5 4s1 × 3d4 4s2 1s2 2s22p6 3s23p6 3d5 4s2 1s2 2s22p6 3s23p6 3d6 4s2 1s2 2s22p6 3s23p6 3d7 4s2 1s2 2s22p6 3s23p6 3d8 4s2 1s2 2s22p6 3s23p6 3d9 4s2 3d10 4s1 1s2 2s22p6 3s23p6 3d10 4s2 不符合构造原理 × 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点2 电子排布式 电子排布式可以简化，如Na的电子排布式可简化为[Ne]3s1，内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号的形式表示。 仿照上述简化电子排布式，写出O、Si、Cu、Br、Mn的简化电子排布式： O [He] 2s22p4 Si [Ne]3s23p2 Cu [Ar] 3d10 4s1 Br [Ar] 3d104s24p5 Mn [Ar] 3d5 4s2 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点2 电子排布式 为突出化合价与电子排布式的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层。 通常元素周期表只给出价层电子排布式。 如：Na的简化电子排布式为[Ne]3s1，其价电子排布式为3s1； Fe的简化电子排布式为[Ar]3d64s2，其价电子排布式为3d64s2 。 请写出Al、Cl、25Mn、35Br的价层电子排布式： Al 3s23p1 Cl 3s23p5 Mn 3d5 4s2 Br 4s24p5 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点3 电子云与原子轨道 概率密度分布 概率密度：用P表示电子在某处出现的概率，用V表示该处的体积，则P/V称为概率密度，用ρ表示。 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点2 电子排布式 空间运动状态 90% 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点3 电子云与原子轨道 球 一个空间运动状态 大 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点3 电子云与原子轨道 哑铃 1 7 5 3 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点4 泡利原理 1925年，泡利提出泡利原理，即:在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋方向相反。 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点5 洪特规则 1925年，洪特在诠释复杂原子光谱时，得出了判断基态原子光谱项三条经验规则，后人归并简化成一条:基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行，称为洪特规则。 例：判断2p3电子排布图的正误。 × × √ 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点5 洪特规则 注意事项： 1.洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态离子。 2.洪特规则是针对电子填入简并轨道而言的,并不适用于电子埴入能量不同的轨道。 3.洪特规则特例(光谱实验发现) 有少数元素的基态原子Cr、Cu的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满、半充满、 全空状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点5 洪特规则 × × √ √ 汇·考点梳理 构造原理与电子排布式 考点5 能量最低原理 概念： 在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理。 （1）相邻能级能量相差很大时，电子填入能量较低的能级可使原子能量最低。如所有主族元素的基态原子。 （2）当相邻能级能量差别不大时，有1-2个电子填入能量稍高的能级可能反而降低电子的排斥能，进而使原子整体能量最低。如所有副族元素的基态原子。 【典例02-1】下列说法或有关化学用语的使用正确的是（ ） A．在基态多电子原子中，p轨道电子的能量一定高于s轨道电子的能量 B．基态S原子价层电子的轨道表示式为 C．基态C原子核外电子共有6种不同的运动状态 D．表示3d能级有3个轨道 C 析·典型范例 37 【典例02-2】下列有关核外电子运动状态的说法正确的是( ) A．原子轨道图形与电子云都是用来形象描述电子运动状态的 B．原子轨道可用来描述核外电子的运动轨迹 C．第3电子层有3s、3p、3d三个轨道 D．氢原子只有1个电子，故氢原子只有一个轨道 A 析·典型范例 38 【演练01】下列有关构造原理的说法错误的是( ) A．原子核外电子填充3p、3d、4s能级的顺序为3p→4s→3d B．某基态原子部分核外电子的排布式为3d64s2 C．所有基态原子的核外电子排布都遵循构造原理 D．构造原理中的电子排布能级顺序，并不代表各能级能量由低到高的顺序 C 练·技能实战 39 【演练02】图甲是氢原子的1s电子云图，图乙、丙分别表示s、p能级的电子云轮廓图。 下列有关说法正确的是( ) A．电子云轮廓图就是原子轨道图 B．3p1表示3p能级中有1个原子轨道 C．由图乙可知，s能级的电子云轮廓图呈圆形，有无数条对称轴 D．由图丙可知，px、py、pz轨道相互垂直，虽然伸展方向不同，但能量相同 D 练·技能实战 40 【演练03】制作紫砂壸所用的紫砂泥主要含有O、Si、Al和Fe，还含有少量的Mg、Ca、Mn和P等元素。下列说法正确的是( ) A．若将基态原子Fe的核外电子排布式写为 ，则未违背能量最低原理 B．若将基态原子Si的核外电子排布图写为 ，则违反了泡利原理 C．若将基态原子Mn的核外电子排布式写为 ，则违反了构造原理 D．若将基态O原子的价层电子的轨道表示式写为 ，则违背了洪特规则 C 练·技能实战 41 03 元素周期表与 周期周期律 汇·考点梳理 考点1 元素周期表 元素周期表与元素周期律 门捷列夫周期表 1869年，门捷列夫制作了历史上第一张周期表，门捷列夫周期表最重要的特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1~7族分主副族，第八族称为过渡元素（第八族是铁、钴、镍等“三素组”）。主副族和第八族的概念使用至今，但过渡元素的概念不同了。 维尔纳的特长式周期表 每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素上下对齐，尽管当时镧系和锕系的概念尚未形成，不知道它们有多少种元素。 维尔纳周期表前五个周期的元素种类被完全确定——2、8、8、18、18，但第六、七周期因镧系和锕系元素种类未知而未定。现今的元素周期表与维尔纳周期表相似，但也有差异，如维尔纳周期表中Be、Mg的位置与现今周期表不同。 玻尔周期表 玻尔用原子结构来解释周期系，他认识到，21~28、39~46等元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的。玻尔得知镧（La）后14种元素基态原子有4f电子，也用方框框起，而且第六周期为32种元素，但第七周期元素所知甚少。玻尔周期表还用直线连接前后周期的相关元素（同族元素），这是因为玻尔已经知道，它们的价电子数相等。 汇·考点梳理 考点1 元素周期表 元素周期表与元素周期律 周期 短周期 长周期 第1周期：2 种元素 第2周期：8 种元素 第3周期：8 种元素 第4周期：18 种元素 第5周期：18 种元素 第6周期：32 种元素 第7周期：32 种元素 镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素 锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素 （横行） 周期序数 = 电子层数（能层数） 汇·考点梳理 考点1 元素周期表 元素周期表与元素周期律 族 主族： 副族： ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , Ⅵ A , Ⅶ A 稀有气体元素 （纵行） 零族： 共七个主族 ⅠB , ⅡB , Ⅲ B , Ⅳ B ,ⅤB , Ⅵ B , Ⅶ B , VIII（三个纵行(8、9、10) , 位于Ⅶ B 与ⅠB中间 ） 共八个副族 主族序数=最外层电子数 汇·考点梳理 考点1 元素周期表 元素周期表与元素周期律 第ⅠA族价层电子排布通式：ns1 第ⅡA价层电子排布通式：ns2 第ⅢA价层电子排布通式：ns2np1 第ⅣA价层电子排布通式：ns2np2 第ⅤA价层电子排布通式：ns2np3 第ⅥA价层电子排布通式：ns2np4 第ⅦA价层电子排布通式：ns2np5 价层电子数=主族序数 原子核外电子排布与族的关系： 汇·考点梳理 考点1 元素周期表 元素周期表与元素周期律 族序数 价层电子排布 ⅢB (n－1)d1ns2 ⅣB (n－1)d2ns2 ⅤB (n－1)d3ns2 ⅥB (n－1)d5ns1 ⅦB (n－1)d5ns2 Ⅷ (n－1)d6～8ns2 ⅠB (n－1)d10ns1 ⅡB (n－1)d10ns2 价层电子数=主族序数 ⅢB-ⅦB：价层电子数=族序数 ⅠB-ⅡB：族序数=最外层电子数 汇·考点梳理 考点2 元素周期表的分区 元素周期表与元素周期律 s区 d区 ds区 p区 【典例03-1】下列叙述不正确的是（ ） A．门捷列夫元素周期表是按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来 B．元素周期律是元素性质随着原子序数递增发生周期性重复的规律 C．元素周期表是呈现元素周期系的表格 D．元素周期表和元素周期系均只有一个 D 析·典型范例 49 【典例03-2】中国空间站目前使用的是世界上最先进的砷化镓太阳能电池。砷(As)的原子结构示意图和镓(Ga)元素在元素周期表中的信息如图所示，下列说法错误的是( ) A．砷元素在元素周期表的第四周期 B．镓原子的中子数为31 C．砷元素和镓元素最本质的区别是质子数不同 D．镓在化学反应中一般会失电子显正价 B 析·典型范例 50 【演练01】下列说法错误的是( ) A．元素周期表和元素周期系均有多种形式 B．元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系 C．元素周期表是元素周期律的具体表现形式 D．元素周期律揭示元素性质随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律 A 练·技能实战 51 【演练02】我国的北斗导航卫星系统采用铷原子钟提供精确时间。铷元素在元素周期表中的部分信息与铷原子的原子结构示意图如图所示，下列说法不正确的是( ) A．铷元素为金属元素 B．＋m代表核内有37个质子 C．n的值为18 D．铷的氧化物的化学式为RbO D 练·技能实战 52 04 元素的性质 汇·考点梳理 考点1 原子半径 元素的性质 核电荷数增大 电子能层数增多 原子半径的 周期性递变 影响 同主族元素从上到下 同周期主族元素从左到右 原子半径增大 原子半径减小 结构 性质 汇·考点梳理 考点2 电离能 元素的性质 汇·考点梳理 考点2 电离能 元素的性质 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子。 所需要的最低能量叫做第一电离能。用符号 I1 表示，单位：kJ /mol。 M(g)＝M＋(g)＋e－ I1（第一电离能） M＋(g)＝M2＋(g)＋e－ I2（第二电离能） 1.定义： 2.表示方法： 电离能的数值大小表示气态原子（或离子）失电子的难易。 电离能越小，气态原子（离子）越易失电子，元素的金属性越强； 电离能越大，气态原子（离子）越难失电子，元素的金属性越弱。 3.电离能的意义： 汇·考点梳理 考点2 电离能 元素的性质 ③每周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能 。 ④每周期最后一种元素（稀有气体）的第一电离能 。 ①同主族从上到下元素的第一电离能整体趋势 。 变小 最小 最大 ②同周期从左到右元素的第一电离能整体趋势 。 变大 ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA 反常： 汇·考点梳理 考点2 电离能 元素的性质 1.B和Al第一电离能失去的电子是np能级的，该能级的能量比左边的ns能级的能量高，则不稳定，容易失去电子，第一电离能较低； 2.N和P的电子排布是半充满的，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 ⅡA Be:1s22s2 ⅢA B:1s22s22p1 Mg:1s22s22p63s2 Al:1s22s22p63s23p1 ⅤA N:1s22s22p3 ⅥA O:1s22s22p4 P:1s22s22p63s23p3 S:1s22s22p63s23p4 汇·考点梳理 考点2 电离能 元素的性质 第IA族碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐变小，则原子越容易失电子，碱金属元素的金属性逐渐增强，碱金属的活泼性越强。 1.判断元素的金属性强弱 电离能的应用： 2.判断元素的化合价 根据元素的逐级电离能判断元素的化合价。 汇·考点梳理 考点3 电负性 元素的性质 1.同一主族： 从上到下,元素的电负性逐渐减小,说明原子吸电子能力减弱。 2.同一周期： 从左到右,元素的电负性逐渐增大,说明原子吸电子能力增强。 元素电负性的递变规律： 汇·考点梳理 考点3 电负性 元素的性质 1.用电负性判断元素的金属性和非金属性强弱： 2.用电负性判断化合物中元素的化合价： 电负性小的元素在化合物中显正价。 电负性大的元素在化合物中显负价。 3.用电负性判断化学键的类型： 一般电负性差值>1.7为离子键； 电负性差值<1.7为共价键。 电负性越大,元素的非金属性越强； 电负性越小,元素的非金属性越弱。 HF、 BeF2 为共价化合物 NaH、 CaS 为离子化合物 元素电负性的应用： 【典例04-1】下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A．Na+＜Mg+＜K+＜ O2- B．Na+＞Mg+＞S2-＞Cl- C．Na＞Mg＞Al＞S D．Cs＜Rb＜K＜Na C 析·典型范例 61 【典例04-2】下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( ) A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠 B．同周期主族元素的第一电离能依次增大 C．最外层电子排布式为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大 D．对于同一元素而言，原子的电离能I1＜I2＜I3…… B 析·典型范例 62 【典例04-3】下列有关电负性的说法中不正确的是( ) A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强 B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 C．在元素周期表中，同一周期元素电负性从左到右呈现递增的趋势 D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价 B 析·典型范例 63 【演练01】元素周期表中前三周期部分元素的原子序数与常见价态的关系图如下。若用原子序数表示对应元素，下列说法中不正确的是( )    A．a与d的非金属性比较：a> d B．原子半径大小：b>c>a>d>e C．a可以形成两种氢化物 D．b、c、e的最高价氧化物对应水化物之间均可反应 B 练·技能实战 64 【演练02】下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用、……表示，单位为kJ/mol)。下列关于元素R的判断正确的是( ) A．R的最高正价为+3价 B．R元素位于元素周期表中第IIA族 C．R元素的原子最外层共有4个电子 D．R元素基态原子的电子排布式为 B 练·技能实战 65 【演练03】青金石是方钠石类铝硅酸盐中的一种，其中一种化学式为Na5Ca3[AlSiO4]6Cl2，可作为彩绘用的蓝色颜料。下列说法错误的是( ) A．第一电离能：Cl>Si>Al B．离子半径：Ca2+>Cl->Na+ C．电负性：Cl>Si>Al D．原子半径：Ca>Cl>O B 练·技能实战 66 感谢 您的聆听 THANKS 人教版选择性必修2 光谱的成因及分类 光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的 来鉴定元素，称为光谱分析。 注意事项： (1)电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。 (2)电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。 (3)一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。 即电子所排的能级顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、 、4p、5s、 、5p、6s、 、 、6p、7s……。 电子排布式中 的数字表示该能级的电子数。如：Al原子电子排布式中各符号、数字的意义为： 由于核外电子的 看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。 电子云轮廓图：为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的 有一个形象化的简便描述。 把电子在原子核外空间出现概率P＝　　　的空间圈出来， 即电子云轮廓图。 定义：电子在原子核外的　　　　 　　　　称为一个原子轨道。 形状 （1）s电子的原子轨道呈　 形，能层序数越大，原子轨道的半径越　 。 （2）除s电子云外，其他电子云轮廓图都不是球形的。例如，p电子云轮廓图是呈 状的。 各能级所含有原子轨道数目 能级符号 ns np nd nf 轨道数目 __ __ __ __ $