原子轨道

原子轨道（德语：atomorbital；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。此波函数可用来计算在原子核外的特定空间中，找到原子中电子的概率，并指出电子在三维空间中的可能位置。“轨道”便是指在波函数界定下，电子在原子核外空间出现概率较大的区域。具体而言，原子轨道是在环绕着一个原子的许多电子（电子云）中，个别电子可能的量子态，并以轨道波函数描述。现今普遍公认的原子结构是玻尔氢原子模型：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”越倾向分布在特定球形区域内（区域内电子出现概率较高）。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。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。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·玻尔提出理论，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经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（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）。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2n2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（1s）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，在第四层（4s）再放进1个电子。）电子层可再细分成亚电子层，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），亚电子层也正是原子轨道的集合：注：为方便理解，在上表中s轨道的图是切开一半的。1s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，例如在烷烃中的杂化轨道。（亚电子层的“级数”即角量子数 ℓ {displaystyle ell } ，以s轨道为0开始依序增加。）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。每个轨道里最多有2个电子。当正好有两个电子处于一个轨道时，该对电子的自旋方向必定相反。电子在原子轨道中的自旋方向是自旋量子数 s {displaystyle s} ，只有+1/2（↑）和-1/2（↓）两值，即“上旋”和“下旋”之分。