1樓：匿名使用者
1、正如你所說，所謂的節點實質上是一個球面。只是在徑向函式分佈的圖象表示中成為一個點。
2、就是同心球。
3、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（誰都有最喜歡去的地方不是？）
4、2d是不存在的，2p和3s是有的。
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？
2樓：匿名使用者
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這條路 所以不要想那麼多
3樓：邴幼刀晶
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。
原子軌道是建立在空間座標軸上的，可是每一層上都有不等的原子軌道，各層之間的原子軌道是如何結合的？
4樓：龍傳傳
這個......電子的位置是不固定的，也就沒有你問的那些問題了，關於電子雲等，那些是人們根據不同事物的不同特點定義的，需要了解一下定義。這個，只是理想狀態的定義，是一般情況，所以，不必有那麼多問題，只要瞭解定義所給的情景就可以了......
甲烷分子中的sp3雜化軌道是由4個h原子的2s軌道和c原子的2p軌道混合起來形成的。為什麼不是c原子的1s軌道？
5樓：匿名使用者
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，成為4個一樣的軌道。
c的最外層電子：2s2 2p2，s軌道的一個電子被激發到空的p軌道，然後sp3等性雜化，形成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，4個h與雜化後的4個電子分別形成西格馬鍵，而c原子的1s軌道的能量太低。
6樓：匿名使用者
因為按能量最低原理，要先雜化原子最外層電子，2p軌道在最外面。
有關原子軌道的形狀問題，假如原子序數在七十以上的話，那1s，2p,2s，**，3s，3d軌道，是不是重疊的
7樓：匿名使用者
原子軌道只不過是電子雲在空間內出現的機率密度的形象表述。一般來說，電子在原子核外出現的機率大到一定程度時（也就是電子雲密集到一定程度時），就認為這個區域是這個電子的軌道。因此，說「軌道」二字並不準確（雖然我們還這麼叫）。
那麼，能量較高的電子距離原子核較遠，其電子雲的面積也比較大，其面積也覆蓋了能量較低的軌道區域。即能量較高的軌道上的電子也有機率出現能量較低的軌道區域內。從這個意義上來說，能量較高的軌道區域與能量較低的軌道區域是重疊的。
希望能夠幫助到你~
如有疑惑，歡迎追問，一起來**
8樓：11高分子
雜化軌道的形狀是在原子核周圍按一定得形狀運動，至於重疊的問題，可以說重疊，也可以說不重疊。。
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