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。

1s、2s、3s轨道的立体横切模型

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。

命名

s轨道的 s 是指 Sharp ，其为“锐系光谱”之意。

结构

1s、2s、3s轨道的电子出现概率图

7s轨道横切模型，红色和蓝色中间空隙则为波节

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$4\pi r^{2}\varphi _{2s}^{2}$与$4\pi r^{2}\varphi _{3s}^{2}$，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。

电子波

s轨道只有一个径向部分。

$\psi _{n00}(\mathbf {r} )=R_{n0}(r)Y_{0}^{0}$

$s=X_{00}=Y_{0}^{0}={\frac {1}{\sqrt {4\pi }}}$

	n=1	2	3	4	5	6	7
Rn0

性质

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

主条目：s区元素

s区元素是指元素周期表中属于1族和2族的元素，以及氦。这些元素其新增加的电子皆填入s轨道，故称该区块为s区。周期表的每个周期都各有2个s区元素。

杂化轨道

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。

参见

• p轨道
• d轨道
• 原子轨道
• s区元素

参考文献

• 曾国辉《原子结构》建宏出版社 台北市 1999 ISBN 957-724-801-2
• Staab, Heinz A.; Wstęp do teoretycznej chemii organicznej. Wstęp do teoretycznej chemii organicznej. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe PWN. 1966: 7–12. 
• Bursa, Stanisław; Chemia fizyczna. Przykłady zastosowań równania Schrödingera; Widma cząsteczkowe; Fotochemia. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe PWN. 1979: 46–61. ISBN 8301001526. 
• Basiński, Antoni; Bielański, Adam; Gumiński i inni, Kazimierz; Chemia fizyczna. Chemia fizyczna 3. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe. 1966: 86–110.