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1、原子轨道（英语：atomic orbital），又称轨态，是以数学函数描述原子中电子似波行为[1][2]。

2、此波函数可用来计算在原子核外的特定空间中，找到原子中电子的机率，并指出电子在三维空间中的可能位置[1][3]。

3、“轨道”便是指在波函数界定下，电子在原子核外空间出现机率较大的区域。

4、具体而言，原子轨道是在环绕着一个原子的许多电子（电子云）中，个别电子可能的量子态，并以轨道波函数描述。

5、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。

6、然而，电子不能被视为形状固定的固体粒子，原子轨道也不像行星的椭圆形轨道。

7、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。

8、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。

9、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）。

10、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[5]。

11、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[6]。

12、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[1][7]。

13、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[8]。

14、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[1]。

15、每个轨道都有一组不同的量子数，且最多可容纳两个电子。

16、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。

17、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]。

18、在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。

19、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。

20、[1] 能级交错同一电子层之间有电子的相互作用，不同电子层之间也有相互作用，这种相互作用称为“钻穿效应”。

21、其原理较为复杂，钻穿效应的直接结果就是上一电子层的d能级的能量高于下一电子层s的能量。

22、即，d层和s层发生交错，f层与d层和s层都会发生交错。

23、我国化学家徐光宪提出了一条能级计算的经验定律：能级的能量近似等于n+0.7l。

24、美国著名化学家莱纳斯·鲍林也通过计算给出了一份近似能级图（见右图）这幅图近似描述了各个能级的能量大小，有着广泛的应用[6] 。

25、轨道在外部磁场存在的情况下，许多原子谱线还是发生了更细的分裂，这个现象被叫做塞曼效应（因电场而产生的裂分被称为斯塔克效应），这种分裂在无磁场和电场时不存在，说明，电子在同一能级虽然能量相同，但运动方向不同，因而会受到方向不同的洛伦兹力的作用。

26、这些电子运动描述轨道的量子数称为磁量子数（magnetic quantum number）符号“m”，对于每一个确定的能级（电子亚层），m有一个确定的值，这个值与电子层无关（任何电子层内的能级的轨道数相同）。

27、轨道的形状可以根据薛定谔方程球坐标的Y(θ，φ)推算，s能级为一个简单的球形轨道。

28、p能级轨道为哑铃形，分别占据空间直角坐标系的x,y,z轴，即有三个不同方向的轨道。

29、d的轨道较为复杂，f能级的七个轨道更为复杂。

30、所有轨道的角度分布波函数图像参见a gallery of atomic orbitals and molecular orbitals[7] 。

31、电子在原子轨道的运动遵循三个基本定理：能量最低原理、泡利不相容原理、洪德定则。

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