s轨道

在化学与原子物理学中，s轨道（英语：s orbital）是一种原子轨道，其角量子数为0，磁量子数也为0，且每个壳层里只有一个s轨道。s轨道是最稳定的轨道，s轨道是围绕原子核旋转的电子轨道中最靠近原子核或内壳层的一层轨道，包含两个电子，具有最低的能量，其电子出现密度的形状是球状对称的，换句话说，s轨道是一个球形的轨道。s轨道间可相互形成σ轨道，但无法形成π轨道。7s轨道有相对论效应，而镧系收缩则会导致6s后的s轨道之能量和大小降低。s轨道的 s 是指 Sharp ，其为“锐系光谱”之意。1s轨道是球状对称，2s、3s轨道亦是球状对称，事实上，所有s轨道、每个能级、壳层上的s轨道都是球状对称的，因为s轨道只有一种形状。2s、3s轨道的电子出现概率函数为 4 π r 2 φ 2 s 2 {displaystyle 4pi r^{2}varphi _{2s}^{2}} 与 4 π r 2 φ 3 s 2 {displaystyle 4pi r^{2}varphi _{3s}^{2}} ，如图可以看出s轨道的电子出现概率随着与原子核距离r的变动情形，以2s轨道为例，2s轨道再靠近原子核的地方有很高的电子出现概率，然后随距离增加而减少，到了某个地带时降至0，随后随着距离的增加又增加，然后到离原子核甚远的地方又为0，这种电子出现概率为0的区域称为波节或波节面，s轨道的波节呈球形的，且数目随着主量子数的增加而增加，如：3s轨道有2个波节、4s轨道有3个波节。因此当n增加时，电子分布的范围也越大，离原子核愈远，换言之，s轨道的大小会随着主量子数的增加而增加。s轨道只有一个径向部分。s轨道具有最低能量，因此电子会先填满s轨道，因此几乎所有元素的价壳层s轨道都是填满的，除了s区元素之外，如碱金属的s轨道只半填满。另外，在过渡金属中，失去s轨道电子后往往会比较稳定，因此s轨道的电子往往是会最先被丢掉的，例如钴，原价电子排布为3d74s2，失去s轨道电子后变成较稳定的Co2+。另外，铜也是如此，原价电子排布为3d104s1，失去s轨道电子后形成Cu+，虽然Cu2+才是常见的铜离子，但从氧化还原电位来看，Cu2+的还原电位是0.342伏特，Cu+的是0.521，结果是只失去s轨道的Cu+较多失去1个d轨道电子的Cu2+稳定，实际上这还牵扯到d轨道是全填满或半填满。s区元素是指这些元素中具有最高能量的电子是填在s轨道上的，s区元素主要包括元素周期表中IA族元素和IIA族元素，IA族元素包括氢、锂、钠、钾、铷、铯、钫七种元素，由于钠和钾等金属的氢氧化物是典型的碱，因此除氢外的这六种元素又称碱金属，IIA族元素包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种元素，由于钙，锶，钡的氧化物之性质介于碱金属与稀土元素之间，因此又称碱土金属。由于氦的电子排布为1s2，故被分为S区元素。s轨道可经杂化形成能量简并的新轨道，例如铍原子，铍原子在成键时一般采用sp杂化形式：处于基态的铍原子（电子排布式：1s22s2）的一个2s电子激发至一个空的2p轨道上，成为激发态（电子排布式：1s22s12p1）。然后，一个2s轨道再和上述填充了一个电子的2p轨道进行sp杂化，形成两个sp杂化轨道。除此之外，还可以形成sp2杂化轨道，甚至能进一步与d轨道发称杂化dsp2杂化轨道。