1樓：薛定諤的帥哥
你的兩個因素都考慮到了，但還是處於定性層面，如果真正要計算，就要學計算化學，差不多是量子物理學的東西了，你目前只要像這樣能定性分析一下影響因素就可以了！
關於2s和2p軌道的能量差異大小
2樓：匿名使用者
在一些好
bai的大學「無機化學」
du教科書中zhi（像missler's) 都能找dao到常見主組元回素的2s和2p能量值。
答這裡也有。http://****webelements.***/
3樓：匿名使用者
一般2p的能量比2s要大。
s軌道上的電子沒有轉動動能，p軌道上的電子因為有軌道角動量，比s電子多出一項轉動動能！一般s上的電子需要能量的激發才能進入p軌道內
氦原子的2s與2p軌道能量不同而氫原子2s和2p軌道能量相同，為什麼
4樓：匿名使用者
s軌道離核近，p軌道離核遠，故氦原子的2s和2p的能量不同，氫原子的外層只有一個電子填充在1s軌道，沒有2s和2p軌道
根據軌道互斥理論，碳原子的1s、2s、三個2p軌道間排斥力最大和最小的是
5樓：我是一個小馬駒
4個baih與雜化後的4個電子分別形du成西格馬鍵，而zhic原子的1s軌道的能量太dao
低，版s軌道的一個電子被激發到空
權的p軌道。
c的最外層電子：2s2 2p2，然後sp3等性雜化甲烷分子（ch4）中的sp3雜化軌道是由中心碳原子的能量相近2s軌道和3個2p軌道雜化形成。sp3雜化軌道是由同一個原子中能量相近的s軌道和p軌道混合起來形成的一組能量相同的新軌道，形成4個一樣的軌道，成為4個一樣的軌道，c為正四面體中心，4個軌道分別指向各個頂點
6樓：匿名使用者
根據互斥理論，能量越相近的軌道排斥力越大。
氫原子2s 軌道和2p 軌道能量相同，但氟原子的2s 軌道能量低於2p 軌道能量
7樓：卜蕾邊甲
氫原子核bai外只有一個電子啊
du！不僅是氟原子的2s軌道能量zhi低於2p軌道能量，考慮電子鑽dao穿效應（原子軌道的徑向分佈內函式有關），越小的軌容道（離核越近），徑向分佈函式的個數越多（軌道取向越多），由波函式影象可以看出，第一個峰離核較近。2s比2p多一個離核較近的小峰，說明2s電子比2p電子鑽穿能力強，從而受到其他電子遮蔽作用較小，所以2s軌道能量低於2p軌道能量。
8樓：贏了天下如何
氫原子是質子。是一個裸（擺渡）露的核。所以不存在p軌道。但後一句話是正確的。氟2s2 2p5 2s軌道上能量低於2p上
9樓：匿名使用者
準確的說法是，氫原子2s 軌道和2p 軌道基本相同（忽略精細結構）。非氫原子的同級s，p**會很明顯，因為s電子雲中心密度較大，所以受的得遮蔽效應大，所以s軌道能量會明顯低於p
10樓：大愛小萬和醒蘇
氫原子只有一個電子不存在遮蔽效應
11樓：天神咒
b ,猜的，我記得有些2p軌道能量是比2s大的
12樓：折肱散人
答案：a (√) b (×來)
s軌道上的電子沒有轉
源動動能，p軌道上的電子因為有軌道角動量，比s電子多出一項轉動動能！
所以，2p軌道的能量大於2s軌道的能量是對的。
至於氫原子有無p軌道，你可以這麼理解，在基態的氫原子，它只有1個電子，這個電子在1s軌道上。但如果通過激發，比如與氯原子化合，當氯原子接近這個基態氫的時候，氫的電子受到氯原子核的吸引力會向著氯原子核靠近，也就是所謂的激發！
如果選擇一個恰當的元素，或是提供恰當的能量，使得基態氫原子激發，讓那個電子進駐2p軌道是有可能的。
換句話說，不是氫原子沒有2p軌道，只是在基態情形下2p軌道上沒有電子而已！
比較原子軌道的能量高低 5
13樓：匿名使用者
能層（電子層）
參見「電子層」
原子核外運動的電子繞核運動會受到原子核的吸引，他們運動能量上的差異可用他們運動軌道離核的遠近表現出來。具有動量較大的電子在離核越遠的地方運動，而動量較小的則在離核較近的地方運動。但是電子繞核運動與人造衛星繞地球運動不同。
人造衛星繞地球運動的動量是連續變化的，由於能量的消耗，它的軌道會逐漸接近地球。但原子的能量是量子化的，原子核外電子運動的軌道是不連續的，他們可以分成好幾層，這樣的層，稱為「電子層」，也稱「能層」[4]。
氫原子光譜的巴爾默系氫原子線狀光譜（右圖，巴爾默線系）的事實可以證明電子層的存在。根據經典電磁學理論，繞核高速旋轉的電子將不斷從原子發射連續的電磁波，但從圖中可以發現，氫原子的光譜影象是分立的，這與經典電磁學的推算結果矛盾，之後，玻爾提出了電子層的概念，成功推匯出了描述氫原子光譜的裡德伯公式（σ=r'×[(n^-2)-(m^-2)]）將裡德伯常量r'與，普朗克常數聯絡在一起，電子層的存在從此得到了公認[2]。
通常情況下，氫原子的電子在離核最近的電子層上運動，這時並不放出能量，此時的電子所處的狀態稱為「基態」。當氫原子從外界獲得能量（如灼熱、放電、輻射能等），它的電子可以遷躍到離核較遠的電子層上，此時的電子所處的狀態稱為「激發態」。當電子從離核較遠的電子層遷躍回能量相對更低也離核更近的電子層時，就會以光的形式放出能量。
光的頻率ν和兩電子層的能量差∣e2-e1∣有下列關係[14]：
hv=∣e2-e1∣
其中，h為普朗克常數（6.62×10^-27爾格·秒）
因為電子層是不連續的所以電子遷躍放出的能量也是不連續的（量子化的），這種不連續的能量在光譜上的反映就是線狀光譜。
在現代量子力學模型中，描述電子層的量子數稱為主量子數（principal quantum number）或量子數n，n的取值為正整數1、2、3、4、5、6、7，對應符號為k、l、m、n、o、p、q。對氫原子來說，n一定，其運動狀態的能量一定。一般而言：
n越大，電子層的能量越高。
每個電子層所容納的電子個數有限，為2n^2個，但當一個電子層是原子的最外層時，它至多隻能容納8個電子，次外層最多容納18個[1]。
主量子數 1 2 3 4 5 6 7
電子層 k l m n o p q
0族電子數 2 2,8 2,8,8 2,8,18,8 2,8,18,18,8 2,8,18,32,18,8 暫無
如果一個電子在激發態，一個有著恰當能量的光子能夠使得該電子受激輻射，釋放出一個擁有相同能量的光子，其前提就是電子返回低能級所釋放出來的能量必須要與與之作用的光子的能量一致。此時，受激釋放的光子與原光子像同一個方向運動，也就是說這兩個光子的波是同步的。利用這個原理，人們設計出了鐳射，它是可以產生頻率很窄的光的光源。
在越來越多的光譜實驗中，人們發現，電子在兩個相鄰電子層之間發生遷躍時，會出現多條相近的譜線，這表明，同一電子層中還存在著能量的差別，這種差別，就被稱為「電子亞層」，也叫「能級」。
能級（電子亞層）
如果用更加精細的光譜儀觀察氫原子光譜，就會發現，原來的整條譜線又有裂分，這意味著量子化的兩電子層之間存在著更為精細的「層次」，這被稱為「能級」，每一電子層都由一個或多個能級組成，同一能級的能量相同。
描述能級的量子數稱為角量子數（angular quantum number）用「l」表示。對於每一個電子層對應的主量子數n，l的取值可以是0、1、2、n-1，也就是說，總共有n個能級，因為第一電子層k的n＝1，所以它只有一個能級，而n=2的l層就有兩個能級，表現在光譜上就是兩條非常相近的譜線。
從第一到第七週期的所有元素中，人們共發現4個能級，分別命名為s，p，d，f。從理論上說，在第八週期將會出現第五個能級。
主量子數n 1 2 3 4
電子層 k l m n
角量子數（l）取值 0 0,1 0,1,2 0,1,2,3
能級符號 1s 2s,2p 3s,**,3d 4s,4p,4d,4f
能級**
s，p，d，f能級的能量有大小之分，這種現象稱為「遮蔽效應」，遮蔽效應產生的主要原因是核外電子間靜電力的相互排斥，減弱了原子核對電子的吸引：s能級的電子排斥p能級的電子，把p電子「推」離原子核，p、d、f之間也有類似情況
總的遮蔽順序為
ns>np>nd>nf
因為離核越遠，能量越大，所以能量順序與遮蔽順序成反比
能量順序為
ns 鮑林的近似能級圖能級交錯 同一電子層之間有電子的相互作用，不同電子層之間也有相互作用，這種相互作用稱為「鑽穿效應」，其原理較為複雜，鑽穿效應的直接結果就是上一電子層的d能級的能量高於下一電子層s的能量。即，d層和s層發生交錯，f層與d層和s層都會發生交錯。 我國化學家徐光憲提出了一條能級計算的經驗定律：能級的能量近似等於n+0.7l。 美國著名化學家萊納斯·鮑林也通過計算給出了一份近似能級圖（見右圖）這幅圖近似描述了各個能級的能量大小，有著廣泛的應用[3]。 軌道在外部磁場存在的情況下，許多原子譜線還是發生了更細的**，這個現象被叫做塞曼效應（因電場而產生的裂分被稱為斯塔克效應），這種**在無磁場和電場時不存在，說明，電子在同一能級雖然能量相同，但運動方向不同，因而會受到方向不同的洛倫茲力的作用。這些電子運動 描述軌道的量子數稱為磁量子數（mag***ic quantum number）符號「m」，對於每一個確定的能級（電子亞層），m有一個確定的值，這個值與電子層無關（任何電子層內的能級的軌道數相同） 能級 s p d f 磁量子數 1 3 5 7 軌道數 1 3 5 7 軌道的形狀可以根據薛定諤方程球座標的y(θ，φ)推算，s能級為一個簡單的球形軌道。p能級軌道為啞鈴形，分別佔據空間直角座標系的x,y,z軸，即有三個不同方向的軌道。d的軌道較為複雜，f能級的七個軌道更為複雜。 所有軌道的角度分佈波函式影象參見a gallery of atomic orbitals and molecular orbitals[5]. 自旋高分辨光譜事實揭示核外電子還存在著一種奇特的量子化運動，人們稱其為自旋運動，用自旋磁量子數（spin m.q.n）表示，每個軌道最多可以容納兩個自旋相反的電子。 記做「↑↓」但需要指出，這裡的自旋和地球的自轉不同，自旋的實質還是一個等待發現的未解之謎[1]。 原子核也可以存在淨自旋。由於熱平衡，通常這些原子核都是隨機朝向的。但對於一些特定元素，例如氙-129，一部分核自旋也是可能被極化的，這個狀態被叫做超極化，在核磁共振成像中有很重要的應用。 [編輯本段]電子排布 電子在原子軌道的運動遵循三個基本定理：能量最低原理、泡利不相容原理、洪德規則。 能量最低原理 能量最低原理的意思是：核外電子在運動時，總是優先佔據能量更低的軌道，使整個體系處於能量最低的狀態[13]。 泡利不相容原理 物理學家泡利在總結了眾多事實的基礎上提出：不可能有完全相同的兩個費米子同時擁有樣的量子物理態。泡利不相容原理應用在電子排布上，可表述為： 同一軌道上最多容納兩個自旋相反的電子。該原理有兩個推論[11]： ①若兩電子處於同一軌道，其自旋方向一定不同； ②若兩個電子自旋相同，它們一定不在同一軌道； ③每個軌道最多容納兩個電子。 洪德規則(hund's rule) 洪德在總結大量光譜和電離勢資料的基礎上提出：電子在簡併軌道上排布時，將儘可能分佔不同的軌道，且自旋平行[3]。對於同一個電子亞層，當電子排布處於 全滿（s^2、p^6、d^10、f^14） 半滿（s^1、p^3、d^5、f^7） 全空（s^0、p^0、d^0、f^0） 時比較穩定。 電子排布式 最初人們只是用電子結構示意圖來表示原子的微觀結構，但電子結構示意圖只能表示出原子的電子層而不能表示出能級和軌道，電子排布式由此誕生。 電子排布式的表示方法為：用能級符號前的數字表示該能級所處的電子層，能級符號後的指數表示該能級的電子數，電子依據「能級交錯」後的能級順序順序和「能量最低原理」、「泡利不相容原理」和「洪德規則」三個規則進行進行。另外，雖然電子先進入4s軌道，後進入3d軌道（能級交錯的順序），但在書寫時仍然按1s ∣ 2s,2p ∣ 3s,**,3d ∣ 4s的順序進行。 示例h：1s^1 f：1s^2 ∣ 2s^2,2p^5 s：1s^2 ∣ 2s^2,2p^6 ∣ 3s^2,**^4 cr：1s^2 ∣ 2s^2,2p^6 ∣ 3s^2,**^6,3d^5 ∣ 4s^1 （注意加粗數字，是3d^5,4s^1而不是3d^4,4s^2，因為d軌道上，5個電子是半充滿狀態，這裡體現了洪德規則）。 簡化電子排布式 為了書寫方便，通常還會將電子排布式進行簡化，用稀有氣體結構代替已經充滿的電子層 示例cr：1s^2 ∣ 2s^2,2p^6 ∣ 3s^2,**^6,3d^5 ∣ 4s^1 簡化後：[ar]3d^5 ∣ 4s^1 簡化後剩下的電子排布部分是價電子，會參與化學反應，在元素週期表中有標示。 1s軌道排滿後，電子排在2s軌道上，不是包在1s外面 原子軌道1s和2s有重合麼？您怎樣理解 電子在原子核外的原子軌道中繞原子旋轉,1s軌道最靠近原子核,2s軌道在1s外層,1s軌道和2s軌道的形狀都是球形,只是2s軌道中有節點.所以1s軌道和2s軌道的形狀都是球形,是相同的 2s軌道模型是球殼還是... 是和1s軌道的同心圓 1s軌道在內,2s軌道在外是對的,2s軌道是有兩部分的,一部分離核近一些,另一部分離核遠一些,兩部分中間電子出現的可能性小一些。能不能將2s軌道的球面節理解為1s軌道與2s軌道的分界線?軌道只是人們為了化抽象為具體而假想出來的 實際上並沒有 原子也不是一成不變的像火車一樣必須走... 小米1s主要是在小米1的基礎上增強了拍照功能，雖然主頻提升了0.2g，不過由於小米1s使用的cpu是非同步雙核，實際的效能提升並不明顯。加上國產雙核手機目前最低的 已經降到800元左右 對比小米1s也就拍照效能差些 性價並不明顯。小米2定價是1999，剛釋出的時候價效比超群，不過是 炒作，到了現在，...1s和2s軌道的位置關係是怎樣的？是2s包在1s外面嗎
2s軌道模型是球殼還是和1s軌道的同心圓
小米1s和小米2的差別，小米1 1S 2的區別