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原子轨道 原子轨道（Atomic orbital）是单电子HYPERLINK /view/551078.htm薛定谔方程的合理解ψ（x，y，z)。若用球坐标来描述这组解，即ψ（r，θ，φ)=R(r)·Y(θ，φ)，这里R(r)是与HYPERLINK /view/5485083.htm径向分布有关的HYPERLINK /view/15061.htm函数，称为径向HYPERLINK /view/843170.htm分布函数，用图形描述就是原子轨道的径向分布函数；Y(θ，φ)是与HYPERLINK /view/524959.htm角度分布有关的函数，用图形描述就是角度分布函数。 1简介HYPERLINK /view/152265.htm# 原子轨道（HYPERLINK /view/1458.htm英语：atomic orbital），又称轨态，是以HYPERLINK /view/1175080.htm数学函数描述原子中电子似波???为[1][2]。此波函数可用来计算在原子核外的特定空间中，找到原子中HYPERLINK /view/3476.htm电子的机率，并指出电子在三维空间中的可能位置[1][3]。“轨道”便是指在波函数界定下，电子在HYPERLINK /view/21897.htm原子核外空间出现机率较大的区域。具体而言，原子轨道是在环绕着一个原子的许多电子（HYPERLINK /view/101833.htm电子云）中，个别电子可能的HYPERLINK /view/714749.htm量子态，并以轨道波函数描述。 电子的原子与分子轨道，依照能阶排序 现今普遍公认的原子结构是波耳氢原子模型：电子像行星，绕着原子核（太阳）运行。然而，电子不能被视为形状固定的HYPERLINK /view/1344473.htm固体粒子，原子轨道也不像行星的椭圆形轨道。更精确的比喻应是，大范围且形状特殊的“大气”（电子），分布于极小的星球（原子核）四周。只有原子中存在唯一电子时，原子轨道才能精准符合“大气”的形状。当原子中有越来越多电子时，电子越倾向均匀分布在原子核四周的空间体积中，因此“电子云”[4]越倾向分布在特定球形区域内（区域内电子出现机率较高）。 早在1904年，日本物理学家HYPERLINK /view/5537787.htm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[5]。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HYPERLINK /view/14420.htm角动量环绕着体积极小的原子核运行[6]。然而，一直到1926年、HYPERLINK /view/2785.htm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[1][7]。 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HYPERLINK /view/2256235.htm罗伯特·马利肯提出以“轨道”（orbital）取代“轨道”（orbit）一词[8]。原子轨道是单一原子的HYPERLINK /view/24951.htm波函数，使用时必须代入n（HYPERLINK /view/669774.htm主量子数）、l（HYPERLINK /view/257639.htm角量子数）、m（HYPERLINK /view/257641.htm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HYPERLINK /view/150817.htm量子数[1]。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HYPERLINK /view/85749.htm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（sharp）、主系光谱（principal）、漫系光谱（diffuse）、基系光谱（fundamental），其余则依字母序命名（跳过 j）[9][10]。 在HYPERLINK /view/50086.htm原子物理学的运算中，复杂的电子函数常被简化成较容易的原子轨道函数组合。虽然多电子原子的电子并不能以“一或二个电子之原子轨道”的理想图像解释，它的波函数仍可以分解成原子轨道函数组合，以原子轨道理论进行分析；就像在某种意义上，由多电子原子组成的电子云在一定程度上仍是以原子轨道“构成”，每个原子轨道内只含一或二个电子。[1] 2层次HYPERLINK /view/152265.htm# 能层（电子层）