d軌域- 维基百科，自由的百科全书

在化學與原子物理學中，d軌域（英語：d orbital）是一種原子軌域，其角量子數為2，磁量子數可以為0、±1、±2，且每個殼層裡有五個d軌域，共可容下10個電子。

d軌域 語言 監視 編輯 在化學與原子物理學中，d軌域（英語：dorbital）是一種原子軌域，其角量子數為2，磁量子數可以為0、±1、±2，且每個殼層裡有五個d軌域，共可容下10個電子。

由上而下為3d、4d、5d、6d軌域的立體模型 d軌域是很常見的軌域，大部分的過渡金屬的價軌域都是d軌域，在同一個主量子數中，d軌域是能量第三低的軌域，比s軌域與p軌域來的高，由於能階交錯，若以周期的角度來看，第4、5周期中，在價殼層中的d軌域能量很低，僅次於同一個價殼層中的s軌域。

但第六周期出現能量更低的f軌域。

另外，d軌域可以和s軌域與p軌域發生混成形成dsp混成軌域[1][2]。

目次 1命名 2結構 3電子波 4能階交錯 5性質 6週期表 7d區元素 8參考文獻 8.1引用 8.2書籍 9參見 命名編輯 d軌域的「d」是「diffused」，其為「漫系光譜」之意。

結構編輯  五種d軌域的形狀，除了dz2之外，其他四個形狀相同，只是方向不同  5d軌域模型，紅色和藍色中間空隙則為波節 d軌域從主量子數n=3開始出現，最小的d軌域是3d軌域，也就是說1d、2d軌域不存在，當角量子數為2時，其軌域為d軌域，主量子數不可小於三，對應於五個磁量子數2、1、0、-1、-2，在3d軌域中，有五個能量相同的3d軌域，同樣的，主量子數為4以上時也有五個4d軌域，因此，每個殼層都有五個d軌域，它們分別為dz2、dx2-y2、dxy、dyz、dxz，但是沒有dx2、dy2、dy2-z2、dx2-z2。

在存在的五個d軌域（dz2、dx2-y2、dxy、dyz、dxz）中，有四個形狀相同，分別為：dx2-y2、dxy、dyz、dxz但方向不同，而dz2是五個d軌域中形狀與眾不同的一個，儘管如此，dz2軌域仍具有和dx2-y2、dxy、dyz及dxz相同之能量。

4d、5d、6d軌域可視為性質與3d軌域相似，只是大小比較大，其與p軌域類似，也有「正負性」，這些「正負性」變化在原子軌域彼此形成化學鍵時非常重要。

d軌域一樣有波節面，類似於p軌域的形式，但dz2軌域中間的部分較特別，是一個環狀結構像外的波，但電子出現概率和s軌域相反，例如4dz2軌域的中間部分：在靠近原子核之處電子出現概率幾乎是0，然後開始增加，出現一個較高電子出現概率的環狀區域，但繼續向外看之後，隨即降為0，接著又增加，出現一個更大的較高電子出現概率的環狀區域，然後在距離原子核甚遠的地方又為0，而上下的雙啞鈴形的結構則與p軌域相同。

電子波編輯 5個d軌域的角量子數ℓ=2。

角部分的d軌道經常會表示為： ψ n 2 c ( r ) = R n 2 ( r ) X 2 c ( r ) {\displaystyle\psi_{n2c}(\mathbf{r})=R_{n2}(r)X_{2c}(\mathbf{r})}  的d軌道角部分的三次諧波為 X 2 c ( r ) {\displaystyleX_{2c}(\mathbf{r})}   d z 2 = N 2 c 3 z 2 − r 2 2 r 2 3 = Y 2 0 {\displaystyled_{z^{2}}=N_{2}^{c}{\frac{3z^{2}-r^{2}}{2r^{2}{\sqrt{3}}}}=Y_{2}^{0}}   d x z = N 2 c x z r 2 = − 1 2 ( Y 2 1 − Y 2 − 1 ) {\displaystyled_{xz}=N_{2}^{c}{\frac{xz}{r^{2}}}=-{\frac{1}{\sqrt{2}}}\left(Y_{2}^{1}-Y_{2}^{-1}\right)}   d y z = N 2 c y z r 2 = i 2 ( Y 2 1 + Y 2 − 1 ) {\displaystyled_{yz}=N_{2}^{c}{\frac{yz}{r^{2}}}={\frac{i}{\sqrt{2}}}\left(Y_{2}^{1}+Y_{2}^{-1}\right)}   d x y = N 2 c x y r 2 = − i 2 ( Y 2 2 − Y 2 − 2 ) {\displaystyled_{xy}=N_{2}^{c}{\frac{xy}{r^{2}}}=-{\frac{i}{\sqrt{2}}}\left(Y_{2}^{2}-Y_{2}^{-2}\right)}   d x 2 − y 2 = N 2 c x 2 − y 2 2 r 2 = 1 2 ( Y 2 2 + Y 2 − 2 ) {\displaystyled_{x^{2}-y^{2}}=N_{2}^{c}{\frac{x^{2}-y^{2}}{2r^{2}}}={\frac{1}{\sqrt{2}}}\left(Y_{2}^{2}+Y_{2}^{-2}\right)}  和 N 2 c = ( 15 4 π ) 1 / 2 {\displaystyleN_{2}^{c}=\left({\frac{15}{4\pi}}\right)^{1/2}}  dz2 dxz dyz dxy dx2-y2          能階交錯編輯 d軌域有能階交錯現象。

例如，3d的能量似乎應該低於4s，而實際上E3d＞E4s。

按能量最低原理，電子在進入核外電子層時，不是排完3p就排3d，而是先排4s，排完4s才排3d。

性質編輯 d軌域在半填滿和全填滿時較穩定，因此，許多過渡金屬傾向於失去d軌域的電子直到其成為半填滿為止，如鐵，原價電子組態為3d64s2，失去s軌域後還會再放出1個d軌域電子，使其成為Fe3+，組態為：3d5，此時d軌域半填滿，因此Fe3+較穩定，這也是為何Fe2+離子傾向於變成Fe3+離子的原因。

周期表編輯 在周期表中，過渡金屬的價軌域是d軌域，除了內過渡金屬，另外，除了前三周期之外，大部分的非金屬的價殼層之d軌域是填滿的。

d區元素編輯 主條目：d區元素 d區元素是指這些元素中具有最高能量的電子是填在d軌域上的，是元素周期表中的副族元素，即第3至第12族元素。

這些元素有時也被稱作過渡金屬。

參考文獻編輯 引用編輯 ^含有d轨道的杂化作用.化學鍵的共價鍵理論：現代價鍵理論.彭軍.[2012-01-28].（原始內容存檔於2015-04-02）（中文）.  ^Anexampleofdsp2hybridization.ChemicalBonding:Multiplebonds,dorbitals.[2012-01-28].（原始內容存檔於2012-01-18）（英語）.  書籍編輯 曾國輝《原子結構》建宏出版社台北市1999ISBN957-724-801-2參見編輯 s軌域 p軌域 f軌域 原子軌域 d區元素 取自「https://zh.wikipedia.org/w/index.php?title=D軌域&oldid=67944420」