d電子數
/ written d-n, e.g. d6 is 'd six' /
當化學家描述一個過渡金屬配合物時，他們不斷說「鐵(III)是 d5」或「這是個 d8 金屬」之類的話。這種簡寫背後是一個簡單的計數：當金屬成為它在配合物中的那個離子之後，它的 d 軌道裡還剩多少電子。一個過渡金屬配合物關於顏色、磁性、幾何和穩定性的幾乎一切，都隨這一個數字而變。
求它的方法：從中性金屬所在的族出發，減去氧化態。更利落的說法：對第一過渡系金屬，d 電子數等於族數（金屬的總價電子數）減去氧化態。鐵在第 8 族，所以鐵(III) 是 8 - 3 = d5，鐵(II) 是 8 - 2 = d6。錳（第 7 族）作 Mn(II) 是 d5；銅（第 11 族）作 Cu(II) 是 d9；鈦(IV) 是 d0。一個容易絆倒初學者的要點：過渡金屬電離時，先失去外層 s 電子，然後才輪到 d 電子，所以中性鐵的 4s2 3d6 構型，在 Fe2+ 中就只剩 3d6——離子中不必再操心剩下的 4s 電子。
d 電子數是通向本學科成鍵部分的門戶。在給定的幾何中，d 軌道會分裂成若干組，而這 dn 個電子如何填入這些組——是鋪開（高自旋）還是配對（低自旋）、獲得多少晶體場穩定化能、d8 金屬是否偏好平面正方形——全都由這個計數連同配位場共同決定。它也是 18 電子規則的基礎，因為該規則所累加的，正是 d 電子加上配體提供的電子。
鐵位於第 8 族。在 Fe2+ 中它失去兩個電子，剩下 3d6（一個 d6 離子）；在 Fe3+ 中失去三個，剩下 3d5（一個 d5 離子）。注意 4s 電子先失去，所以離子中絕不寫 4s——計數完全落在 d 軌道上。
用族數減去氧化態；外層 s 電子在任何 d 電子之前先失去。
一個常見的失誤是在離子中保留 4s 電子。對過渡金屬陽離子，4s 在 3d 之前先空出，所以 Fe2+ 是 3d6，而不是 4s2 3d4。用「族數減氧化態」來數 d 電子，就能避開這個陷阱。