s轨道

在化学与原子物理学中，s轨域（英语：s orbital）是一种原子轨域，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轨域。

1s、2s、3s轨域的立体横切模型

s轨域是最稳定的轨域，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域，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轨域是一个球形的轨域。

s轨域间可相互形成σ轨域，但无法形成π轨域。

7s轨域有相对论效应^[1][2]，而镧系收缩则会导致6s后的s轨域之能量和大小降低。

命名

s轨域的 s 是指 Sharp ，其为“锐系光谱”之意。

结构

1s、2s、3s轨域的电子出现概率图

7s轨域横切模型，红色和蓝色中间空隙则为波节

1s轨域是球状对称，2s、3s轨域亦是球状对称，事实上，所有s轨域、每个能阶、壳层上的s轨域都是球状对称的，因为s轨域只有一种形状。

2s、3s轨域的电子出现概率函数为${\displaystyle 4\pi r^{2}\varphi _{2s}^{2}}$与${\displaystyle 4\pi r^{2}\varphi _{3s}^{2}}$，如图可以看出s轨域的电子出现概率随著与原子核距离r的变动情形，以2s轨域为例，2s轨域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，随后随著距离的增加又增加，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轨域的波节呈球形的，且数目随著主量子数的增加而增加，如：3s轨域有2个波节、4s轨域有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轨域的大小会随著主量子数的增加而增加。

电子波

s轨域只有一个径向部分。

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

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

	n=1	2	3	4	5	6	7
Rn0

性质

s轨域具有最低能量，因此电子会先填满s轨域，因此几乎所有元素的价壳层s轨域都是填满的，除了s区元素之外，如碱金属的s轨域只半填满。

另外，在过渡金属中，失去s轨域电子后往往会比较稳定，因此s轨域的电子往往是会最先被丢掉的，例如钴，原价电子组态为3d⁷4s²，失去s轨域电子后变成较稳定的Co²⁺。另外，铜也是如此，原价电子组态为3d¹⁰4s¹，失去s轨域电子后形成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^[3]，结果是只失去s轨域的Cu⁺较多失去1个d轨域电子的Cu²⁺稳定，实际上这还牵扯到d轨域是全填满或半填满。

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轨域，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。

混成轨域

s轨域可经混成形成能量简并的新轨域，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。^[4]

除此之外，还可以形成sp²混成轨域，甚至能进一步与d轨域发称混成dsp²混成轨域。

参见

• p轨域
• d轨域
• 原子轨域
• s区元素