1樓：海若
原子軌道的一種名詞術語。
我們都知道原子分為質子和電子，質子一般處於靜止狀態，而電子則似波行為，雜亂無章的運動，根據電子在一定時間內出現的頻率多少，人們在質子外圍畫出一圈圈的軌道，（即電子運動密集的地方是軌道，電子疏鬆的地方為空白區），一般用表示。
原子軌道一般以波函式來計算，計算在原子核外的特定空間中，電子出現的機率，此空間為三維空間，所以一般引入三個量子化引數，n（主量子數）、l（角量子數）、m（磁量子數），它們分別決定電子的能量、角動量和方位，三者統稱為量子數。每個軌道都有一組不同的量子數，且最多可容納兩個電子。s軌道、p軌道、d軌道、f軌道則分別代表角量子數 l =0, 1, 2, 3的軌道，。
它的名稱源於對其原子光譜特徵譜線外觀的描述，分為銳系光譜（sharp）、主系光譜（principal）、漫系光譜（diffuse）、基系光譜（fundamental）。
2樓：樑楚彤
核外電子軌道亞層，也就是把每一層電子軌道，按能量高低再劃分。依次應該是 s、p、d、f
大學化學中講原子軌道講到s、p、d什麼的，我看不懂，誰能解釋下spd是什麼
3樓：匿名使用者
嚴格說來不能說軌道，應說是亞層
只有指明電子層數時才說軌道，如1s 2p 軌道
s亞層是角量子數l為1的軌道，能容納一對自選相反的電子
p亞層是角量子數為2的軌道，能容納三對自選相反的電子
d亞層是角量子數為3的軌道，能容納五對自選相反的電子
往下f,g亞層以此類推，容納2l+1個電子
在多電子的原子中，我們根據電子自身能量的高低，將其排布在不同的電子層中，電子層用n表示，n的取值範圍是正整數，即n=1，2，3，4，5......電子的n值越大，代表電子的能量越高。
而同一電子層中的電子的能量還不完全相同，為了區別這些能量不同的電子，我們將其排入不同的亞層，亞層根據能量的高低可用s、p、d、f、g......表示，每個電子層的亞層數等於電子層的序數。如：
n=1，只有一個s亞層
n=2,有s、p兩個亞層
n=3，有s、p、d三個亞層
依此類推
一個電子層中的每個亞層稱作一個能級。
每個亞層的形狀各不相同，亞層的形狀在空間有不同的伸展方向，s、p、d、f亞層分別有1、3、5、7個伸展方向，每個伸展方向叫做一個軌道。籠統來說，s亞層的軌道可簡稱為s軌道，p亞層的軌道可簡稱為p軌道，d亞層的軌道可簡稱為d軌道。要是準確描述軌道，需要將電子層和亞層結合一起，如：
1s,2s,2p,3s,**,3d等等。
原子有核外電子，電子要排在軌道上；
總的說來，核外電子層分k、l、m、n、o、p，
可是科學家發現，在這每一層上，又有很多能量不同的區域，即電子亞層；
這種電子亞層有四種，分別用字母s,p,d,f來表示；
電子亞層，其實你就可以理解為電子軌道群，
每個亞層上都有若干個軌道，
s亞層有1個軌道，p亞層有3個軌道，d亞層有5個軌道，f亞層有7個軌道，
有了這些軌道，電子才能裝進去，每個軌道上能容納2個自旋方向相反的電子（意思就是說，這兩個電子旋轉方向不一樣）。
那麼我再給你找些實用的資料，以後對你會很有用的：
①k層只有s亞層，簡稱為1s；l層有s，p兩個亞層，簡稱為2s，2p；m層有s，p，d三個亞層，簡稱為3s，**，3d；等等。
②由於亞層的存在，使同一個電子層中電子能量出現不同，甚至出現低電子層的高亞層能量大於高電子層的低亞層，各亞層能量由低到高排列如下：
1s，2s，2p，3s，**，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f....... 補充一點：根據能量最低原理，電子通常總是先填充能量低的亞層（懂了這個你就知道為什麼有時第三層，就是m層有時沒有填滿，電子就去添下一層n層了吧，如鈣，3s和**都填滿了，但是沒填3d，就去填4s）
③：如果你想更瞭解關於電子亞層的知識，可以再瞭解一下：能量最低原理，洪特原理，保裡不相容原理，洪特特例，如下：
一、原子核外電子排布的原理處於穩定狀態的原子，核外電子將儘可能地按能量最低原理排布，另外，由於電子不可能都擠在一起，它們還要遵守保裡不相容原理和洪特規則，一般而言，在這三條規則的指導下，可以推匯出元素原子的核外電子排布情況，在中學階段要求的前36號元素裡，沒有例外的情況發生。 1．最低能量原理電子在原子核外排布時，要儘可能使電子的能量最低。怎樣才能使電子的能量最低呢？
比方說，我們站在地面上，不會覺得有什麼危險；如果我們站在20層樓的頂上，再往下看時我們心理感到害怕。這是因為物體在越高處具有的勢能越高，物體總有從高處往低處的一種趨勢，就像自由落體一樣，我們從來沒有見過物體會自動從地面上升到空中，物體要從地面到空中，必須要有外加力的作用。電子本身就是一種物質，也具有同樣的性質，即它在一般情況下總想處於一種較為安全（或穩定）的一種狀態（基態），也就是能量最低時的狀態。
當有外加作用時，電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態（激發態），但是它總有時時刻刻想回到基態的趨勢。一般來說，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數的增加，電子的能量越來越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：
1s、2s、2p、3s、**、4s、3d、4p…… 2．保裡不相容原理我們已經知道，一個電子的運動狀態要從4個方面來進行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子雲的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態完全相同的兩個電子存在，這就是保裡不相容原理所告訴大家的。根據這個規則，如果兩個電子處於同一軌道，那麼，這兩個電子的自旋方向必定相反。
也就是說，每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。這一點好像我們坐電梯，每個人相當於一個電子，每一個電梯相當於一個軌道，假設電梯足夠小，每一個電梯最多隻能同時供兩個人乘坐，而且乘坐時必須一個人頭朝上，另一個人倒立著（為了充分利用空間）。根據保裡不相容原理，我們得知：
s亞層只有1個軌道，可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道，總共可以容納6個電子；f亞層有5個軌道，總共可以容納10個電子。我們還得知：第一電子層（k層）中只有1s亞層，最多容納兩個電子；第二電子層（l層）中包括2s和2p兩個亞層，總共可以容納8個電子；第3電子層（m層）中包括3s、**、3d三個亞層，總共可以容納18個電子……第n層總共可以容納2n2個電子。
3．洪特規則從光譜實驗結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時，將儘可能分佔不同的軌道，且自旋平行；洪特規則的第二個含義是對於同一個電子亞層，當電子排布處於全滿（s2、p6、d10、f14）半滿（s1、p3、d5、f7）全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定。這類似於我們坐電梯的情況中，要麼電梯是空的，要麼電梯裡都有一個人，要麼電梯裡都擠滿了兩個人，大家都覺得比較均等，誰也不抱怨誰；如果有的電梯裡擠滿了兩個人，而有的電梯裡只有一個人，或有的電梯裡有一個人，而有的電梯裡沒有人，則必然有人產生抱怨情緒，我們稱之為不穩定狀態。
二、核外電子排布的方法對於某元素原子的核外電子排布情況，先確定該原子的核外電子數（即原子序數、質子數、核電荷數），如24號元素鉻，其原子核外總共有24個電子，然後將這24個電子從能量最低的1s亞層依次往能量較高的亞層上排布，只有前面的亞層填滿後，才去填充後面的亞層，每一個亞層上最多能夠排布的電子數為：s亞層2個，p亞層6個，d亞層10個，f亞層14個。最外層電子到底怎樣排布，還要參考洪特規則，如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為 1s22s22p63s2**64s23d4根據洪特規則，d亞層處於半充滿時較為穩定，故其排布式應為：
1s22s22p63s2**64s13d5 最後，按照人們的習慣「每一個電子層不分隔開來」，改寫成1s22s22p63s2**63d54s1即可。
三、核外電子排布在中學化學中的應用 1．原子的核外電子排布與軌道表示式、原子結構示意圖的關係：原子的核外電子排布式與軌道表示式描述的內容是完全相同的，相對而言，軌道表示式要更加詳細一些，它既能明確表示出原子的核外電子排布在哪些電子層、電子亞層上， 還能表示出這些電子是處於自旋相同還是自旋相反的狀態，而核外電子排布式不具備後一項功能。原子結構示意圖中可以看出電子在原子核外分層排布的情況，但它並沒有指明電子分佈在哪些亞層上，也沒有指明每個電子的自旋情況，其優點在於可以直接看出原子的核電荷數（或核外電子總數）。
2．原子的核外電子排布與元素週期律的關係在原子裡，原子核位於整個原子的中心，電子在核外繞核作高速運動，因為電子在離核不同的區域中運動，我們可以看作電子是在核外分層排布的。按核外電子排布的3條原則將所有原子的核外電子排布在該原子核的周圍，發現核外電子排布遵守下列規律：原子核外的電子儘可能分佈在能量較低的電子層上（離核較近）；若電子層數是n，這層的電子數目最多是2n2個；無論是第幾層，如果作為最外電子層時，那麼這層的電子數不能超過8個，如果作為倒數第二層（次外層），那麼這層的電子數便不能超過18個。
這一結果決定了元素原子核外電子排布的週期性變化規律，按最外層電子排布相同進行歸類，將週期表中同一列的元素劃分為一族；按核外電子排布的週期性變化來進行劃分週期如第一週期中含有的元素種類數為2，是由1s1~2決定的第二週期中含有的元素種類數為8，是由2s1~22p0~6決定的第三週期中含有的元素種類數為8，是由3s1~2**0~6決定的第四周期中元素的種類數為18，是由4s1~23d0~104p0~6決定的。由此可見，元素原子核外電子排布的規律是元素週期表劃分的主要依據，是元素性質週期性變化的根本所在。對於同族元素而言，從上至下，隨著電子層數增加，原子半徑越來越大，原子核對最外層電子的吸引力越來越小，最外層電子越來越容易失去，即金屬性越來越強；對於同週期元素而言，隨著核電荷數的增加，原子核對外層電子的吸引力越來越強，使原子半徑逐漸減小，金屬性越來越差，非金屬性越來越強。
3．元素原子的核外電子排布與元素的化學性質元素的化學性質直接決定於該元素原子的核外電子排布情況，如鹼金屬元素的最外層電子結構可表示為ns1，說明鹼金屬元素一般容易失去最外層的1個電子（價電子），變成正一價的陽離子，從而形成惰性氣體的穩定結構（此性質即強還原性）；而鹵素的最外層電子結構可表示為ns2np5，說明鹵素在一般情況下很容易得到1個電子，變成負1價的陰離子，從而形成惰性氣體的穩定結構（此性質即強氧化性），當然，它們也可以失去最外層的價電子而呈現出+1、+3、+5、+7等價態。對於同一族元素而言，隨著電子層數的增加，金屬性越來越強，非金屬性越來越弱，這也取決於元素原子的核外電子排布情況。有了這些理論知識作指導（如下式所示），我們可以理解和推測元素的化學性質及其變化規律，從而大大減輕我們的記憶量。
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