之前向大家簡單介紹了元素週期表，當時提到了過渡元素，裡面涉及了核外電子排布的內容。這時，如果還是用之前粗略的劃分方式很多問題就無法解釋了，於是本期講講原子軌道，把核外電子排布的方式更加深入地解釋一下。
注：本期主要涉及量子化學理論，比較難理解，直接記結論即可。
原子軌道不是原子執行的軌道，而是指原子裡電子執行的軌道波函式，表達電子在原子核附近運動時出現位置的機率高低，直觀來看就像是圍繞在原子核周圍一團密度不均勻的雲，稱為電子雲。
既然是波函式，那不難看出，原子軌道是透過解薛定諤方程得出的了，推導過程不展開，我們直接看結論：
原子軌道按照能量高低可以分為幾個層次，而電子也是優先填充到能量較低的軌道中，這稱為能量最低原理。而把電子處於能量最低的軌道的狀態稱為基態。
從大的層次看電子所處的軌道分為若干能層（電子層），就是之前所說的K、L、M層，用n表示，稱為主量子數。能級的概念可以體現出量子理論的特徵了，即微觀體系下，電子所處軌道能量的變化不是連續的，而是一跳一跳的。
那具體到某一能層n，又可以細分為具體的能級（電子亞層），用l表示。能級是怎樣一種概念呢？物理學上旋轉物體具備角動量，這個l就表示角量子數。透過量子力學可知對於每個給定的主量子數n，角量子數的取值只能是從0到n-1這n個值。
能級用s、p、d、f、g表示（目前前七個週期的元素只有s、p、d、f四種電子亞層，g理論上出現在第八週期元素）。通俗些說就是第一能層上只有一個s亞層即1s，第二能層上有s亞層和p亞層即2s2p，第三、第四能層能層上有s亞層、p亞層和d亞層即3s3p3d、4s4p4d……從能量高低的角度看應該是能層數越大，對應能級能量越高，到由於存在能級交錯現象，會出現低能層的某些能級能量高於高能層的某些能級，例如4s對應的能量低於3d。正是因為這種情況，才導致g軌道直到第八週期才會出現。
透過解薛定諤方程，以及各種量子數的數值限制，可以得到關於s、p、d軌道的波函式，從直觀上來看電子亞層反映的是電子雲形狀，s軌道對應球體；p軌道對應紡錘體，沿直角座標系空間三個座標軸方向分佈；d軌道比較複雜，對應花瓣型；f軌道就更加複雜。
在外加磁場存在下，受洛倫茲力影響，電子亞層由於空間方向的不同還能發生細微分裂，用磁量子數m表示。s軌道對應一個磁量子數，p軌道對應3個，d軌道對應5個，f軌道對應7個。當然在不存在外界磁場的條件下，同樣能層、同樣種類的軌道能量是一樣的。
以上便是原子軌道的基本介紹。
此外，電子在高速運動的過程中還發生自旋現象，這個對應自旋磁量子數，用ms表示。自旋磁量子數只有兩個，記作±1/2。
兩個電子，量子數n、l、m相同，自旋磁量子數ms相反，則可以填充到某一原子軌道當中。即某個原子軌道可容納的電子數目為2。
現在我們得出元素的核外電子排布比之前詳細得多啦。舉個例子：Na由之前用281表示進化成(1s)2(2s)2(2p)6(3s)1的形式。
