在化学与原子物理学中，d轨道（英语：d orbital）是一种原子轨道，其角量子数为2，磁量子数可以为0、±1、±2，且每个壳层里有五个d轨道，共可容下10个电子。
d轨道是很常见的轨道，大部分的过渡金属的价轨道都是d轨道，在同一个主量子数中，d轨道是能量第三低的轨道，比s轨道与p轨道来的高，由于能级交错，若以周期的角度来看，第4、5周期中，在价壳层中的d轨道能量很低，仅次于同一个价壳层中的s轨道。但第六周期出现能量更低的f轨道。
另外，d轨道可以和s轨道与p轨道发生杂化形成dsp杂化轨道。
d轨道的“d”是“diffused”，其为“漫系光谱”之意。
d轨道从主量子数n=3开始出现，最小的d轨道是3d轨道，也就是说1d、2d轨道不存在，当角量子数为2时，其轨道为d轨道，主量子数不可小于三，对应于五个磁量子数2、1、0、-1、-2，在3d轨道中，有五个能量相同的3d轨道，同样的，主量子数为4以上时也有五个4d轨道，因此，每个壳层都有五个d轨道，它们分别为dz2、dx2-y2、dxy、dyz、dxz，但是没有dx2、dy2、dy2-z2、dx2-z2。在存在的五个d轨道（dz2、dx2-y2、dxy、dyz、dxz）中，有四个形状相同，分别为：dx2-y2、dxy、dyz、dxz但方向不同，而dz2是五个d轨道中形状与众不同的一个，尽管如此，dz2轨道仍具有和dx2-y2、dxy、dyz及dxz相同之能量。
4d、5d、6d轨道可视为性质与3d轨道相似，只是大小比较大，其与p轨道类似，也有“正负性”，这些“正负性”变化在原子轨道彼此形成化学键时非常重要。
d轨道一样有波节面，类似于p轨道的形式，但dz2轨道中间的部分较特别，是一个环状结构像外的波，但电子出现概率和s轨道相反，例如4dz2轨道的中间部分：在靠近原子核之处电子出现概率几乎是0，然后开始增加，出现一个较高电子出现概率的环状区域，但继续向外看之后，随即降为0，接着又增加，出现一个更大的较高电子出现概率的环状区域，然后在距离原子核甚远的地方又为0，而上下的双哑铃形的结构则与p轨道相同。
5个d轨道的角量子数ℓ=2。角部分的d轨道经常会表示为：
的d轨道角部分的三次谐波为
和
d轨道有能级交错现象。例如，3d的能量似乎应该低于4s，而实际上E3d＞E4s。按能量最低原理，电子在进入核外电子层时，不是排完3p就排3d，而是先排4s，排完4s才排3d。
d轨道在半填满和全填满时较稳定，因此，许多过渡金属倾向于失去d轨道的电子直到其成为半填满为止，如铁，原价电子排布为3d64s2，失去s轨道后还会再放出1个d轨道电子，使其成为Fe3+，排布为：3d5，此时d轨道半填满，因此Fe3+较稳定，这也是为何Fe2+离子倾向于变成Fe3+离子的原因。
在周期表中，过度金属的价轨道是d轨道，除了内过度金属，另外，除了前三周期之外，大部分的非金属的价壳层之d轨道是填满的。
d区元素是指这些元素中具有最高能量的电子是填在d轨道上的，是元素周期表中的副族元素，即第3至第12族元素。这些元素有时也被称作过渡金属。
