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原子电子轨道是量子力学中描述电子在原子核外空间分布的重要概念。轨道不是电子绕核运动的固定路径，而是电子出现概率密度较高的空间区域。每个轨道都对应着特定的能量状态，由一组量子数来唯一确定。
每个原子轨道都由一组量子数来唯一确定。主量子数n决定轨道的能量和大小，n值越大，轨道能量越高，尺寸越大。角量子数l决定轨道的形状，l等于零对应s轨道，呈球形；l等于一对应p轨道，呈哑铃形。磁量子数ml决定轨道在空间中的取向。
不同类型的原子轨道具有不同的形状特征。s轨道呈球形对称，每个能级只有一个s轨道。p轨道呈哑铃形，每个能级有三个p轨道，分别沿x、y、z轴方向取向。d轨道形状更加复杂，每个能级有五个d轨道。f轨道形状最为复杂，每个能级有七个f轨道。
电子在原子轨道中的填充遵循泡利不相容原理。根据这个原理，每个原子轨道最多只能容纳两个电子，而且这两个电子必须具有相反的自旋方向。电子总是优先填充能量最低的轨道，然后依次填充能量较高的轨道。这种填充规律决定了原子的电子构型。
让我们总结一下原子电子轨道的关键概念。轨道是电子在原子核外的概率分布区域，而不是固定轨迹。量子数决定了轨道的能量、形状和空间取向。不同类型的轨道具有特征性的几何形状。泡利不相容原理限制每个轨道最多容纳两个自旋相反的电子。轨道理论是理解原子结构和化学键合的重要基础。