原子电子轨道如何立体绕核运转的，S,P,d轨道有何区别

电子不是一种经典的粒子，而是具有波粒二象性的粒子，而在原子中电子的粒子性是不明显的，没有一个明确的运动轨迹，也不可能知道电子在某个时刻出现在核周围的具体位置。这样的电子与其说是一种粒子，不如说它是一种波。因此在原子中的电子要用波来描述。根据量子力学可以解出这种波的函数形式，解出的可能波函数可以有无穷多个，其中能量最低的波函数其函数图形是关于原子核呈球形对称的，这样的波函数称为1s波函数，这个波函数就代表了原子中电子能量最低的运动方式。波函数本身的物理意义现在仍不很清楚，但波恩对波函数绝对值的平方，提出了明确的物理意义。他指出这个平方在空间某处的大小正比与电子出现在此处的概率密度（单位体积中出现的概率）。从此人们就用电子云的概念来描述电子的运动。电子云的图像表达了电子运动的空间范围，和电子出现在空间某处的概率密度（用黑点的稠密程度表示），这个电子云就是我们一般所说的轨道。要注意这个轨道不是经典的轨道，没有明确的轨迹（几何曲线），只是一个大致的运动空间范围，至于电子在某一时刻究竟出现在什么位置我们无法知道。1s轨道的电子云是球状的，2p轨道的电子云是哑铃形的，3d轨道中的电子云是花瓣形的（d z2的例外）。也就是spd轨道的形状不同，即电子的运动范围不同。在这些不同轨道中运动的电子的能量也是不同的，但能量不仅取决于轨道形状，还取决于轨道离核的远近，我们一般用电子层来描述轨道离核的远近。对于相同形状的轨道电子层数越大离核越远，能量越高，同一层上的spd轨道能量递增。不同层、不同形状的轨道的能量比较：1s，2s，2p，3s，3p，3d，4s。。。。。依次增高，但有时会有例外。