原子軌道

最もエネルギーの低い軌道は、1s軌道です。これは球対称の軌道です。1s軌道の確率密度（ψ²）は、電子が原子核に存在する可能性が最も高いことを意味しています。しかし、陽子と電子の間の静電力を考慮すると、これは電子がどこに存在するかを正確に表すものではありません。動径分布関数は、確率密度に半径rの薄い球殻の体積を乗じて求められます。水素の1s軌道の動径分布関数は、原子核で0になり、52.9ピコメートルで最大になり、その後rが大きくなるにつれて小さくなります。

ある軌道に位置する電子を見つける確率密度がゼロになる核からの距離があります。言い換えれば、この距離では、この軌道に対して波動関数ψの値がゼロになります。このようなrの値を動径節（節）と呼びます。1つの軌道における動径節の数はn – l – 1であり、n = 1の2s軌道では動径節は1つですが、3s軌道では動径節は2つです。

n=2以上の各主準位には、3つのp軌道が存在します。3つのp軌道は、核に1つの節と2つの軌道胞を持っています。空間におけるp軌道の向きは、m_lの値で表されます。3つのp軌道は相互に直交しています。高次のp軌道（3p、4p、5p、およびそれ以上）は、似たような形をしているが、サイズが大きく、半径方向に動径節が追加されています。

n=3以上の主準位には、5つのd軌道が存在します。これらの軌道のうち4つは、電子密度の高い4つの軌道胞を持つクローバーの形からなります。原子核で交差する2つの垂直な節平面があります。これらの節平面では、電子密度はゼロです。d軌道の1つはわずかに形が異なり、z軸方向に2つの軌道胞があり、xy平面上にドーナツ型の輪があります。n = 4以上の主準位には、7つのf軌道が含まれており、これらは複雑な形状をしています。これらの軌道は、d軌道よりも多くの動径節と軌道胞を持ちます。

図 1 ：代表的な s、p、d、f軌道

原子軌道の形の違いは、電子が存在する可能性のある3次元領域を表しています。すべての軌道を合わせるとほぼ球形になることから、原子は一般的に球形で表現されます。

この文章は 、 Openstax, Chemistry 2e, Section 6.3: Development of Quantum Theory に基づいています。