原子轨道

历史与命名

 电子的原子与分子轨道。轨道图表（左图）是依照能阶排序（见构造原理）。原子轨道是一系列波函数，由三个变数所组成：其中两个与角度有关，一个描述电子距原子核的距离：“ r ”。此图可解释轨道的角度分布，但不能完全代表轨道整体。

  电脑推估的n=6、l=0、m=0氢原子轨道。图为 6s 轨道。当n > 1时， s 轨道也会出现如 p 、 d 和 f 轨道的节点。然而，只有 s 轨道必存在一个中心反节点，其他轨道则否。

早在1904年，日本物理学家长冈半太郎首度发表电子以类似环绕轨道的方式在原子内运转的想法 。1913年，丹麦物理学家尼尔斯·波耳提出理论，主张电子以固定的角动量环绕着体积极小的原子核运行 。然而，一直到1926年、量子力学发展后，薛定谔方程式才解释了原子中的电子波动，定下关于新概念“轨道”的函数 。

由于这个新概念不同于古典物理学中的轨道想法，1932年美国化学家罗伯特·马利肯提出以“轨道”（orbital）取代“轨道”（orbit）一词 。原子轨道是单一原子的波函数，使用时必须代入 n （主量子数）、 l （角量子数）、 m （磁量子数）三个量子化参数，分别决定电子的能量、角动量和方位，三者统称为量子数 。每个轨道都有一组不同的量子数，且最多可容纳两个电子。s轨道、p轨道、d轨道、f轨道则分别代表角量子数 l =0, 1, 2, 3的轨道，表现出如右图的轨道形状及电子排布。它的名称源于对其原子光谱特征谱线外观的描述，分为锐系光谱（ s harp）、主系光谱（ p rincipal）、漫系光谱（ d iffuse）、基系光谱（ f undamental），其余则依字母序命名（跳过j） 。

层次分别

电子层

最简单的电子分布，以电子层由内至外来算，即是，距离核子的第 n 层电子层，可容纳最多2 n 个电子。（电子层数即主量子数 n 。）

（注：虽然第三、四、五层的电子层可容纳电子数目分别为18和32和50，但是它们通常未挤满电子。例如钾（K）原子有19个电子，第一层（）有2个，第二层（2s2p）有8个，第三层却不是放进9个电子，而是第三层（3s3p）只放进8个电子，再在第四层（4s）放进1个电子。）

电子亚层

电子层可再细分成电子亚层，其中又以形状分成五种（随新元素之发现，往后可能会有第六种），电子亚层也正是原子轨道的集合：

电子层一览

注：为方便理解，在上表中s轨道的图是切开一半的。

轨道是最靠近原子核的电子轨道，最多可容纳两个电子。

原子轨道间的互相作用可形成更复杂的混合形状，例如在烷烃中的混成轨道。

  前五大原子轨道形状（、2s、2p x 、2p y 以及2p z ），不同颜色区别波函数的不同相位。

（亚电子层的“级数”即角量子数 ℓ ℓ --> {\displaystyle \ell } ，以s轨道为0开始依序增加。）

轨道

亚电子层 中再分的电子组合，一个轨道只能容纳一对电子。在亚电子层内，轨道数目必为奇数，如下表所示。每个轨道以磁量子数 m {\displaystyle m} 代表。

电子

每个轨道里最多载有2个电子。当正好有两个电子处于一个轨道时，该对电子的自旋必定相反。 （电子在原子轨道中的转向即自旋量子数 s {\displaystyle s} ，只有+1/2（符号为↑）和-1/2（符号为↓）两值、“上转”和“下转”之分。）

参见

量子

电子层

电子排布

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