d电子数
/ written d-n, e.g. d6 is 'd six' /
当化学家描述一个过渡金属配合物时，他们不断说“铁(III)是 d5”或“这是个 d8 金属”之类的话。这种简写背后是一个简单的计数：当金属成为它在配合物中的那个离子之后，它的 d 轨道里还剩多少电子。一个过渡金属配合物关于颜色、磁性、几何和稳定性的几乎一切，都随这一个数字而变。
求它的方法：从中性金属所在的族出发，减去氧化态。更利落的说法：对第一过渡系金属，d 电子数等于族数（金属的总价电子数）减去氧化态。铁在第 8 族，所以铁(III) 是 8 - 3 = d5，铁(II) 是 8 - 2 = d6。锰（第 7 族）作 Mn(II) 是 d5；铜（第 11 族）作 Cu(II) 是 d9；钛(IV) 是 d0。一个容易绊倒初学者的要点：过渡金属电离时，先失去外层 s 电子，然后才轮到 d 电子，所以中性铁的 4s2 3d6 构型，在 Fe2+ 中就只剩 3d6——离子中不必再操心剩下的 4s 电子。
d 电子数是通向本学科成键部分的门户。在给定的几何中，d 轨道会分裂成若干组，而这 dn 个电子如何填入这些组——是铺开（高自旋）还是配对（低自旋）、获得多少晶体场稳定化能、d8 金属是否偏好平面正方形——全都由这个计数连同配位场共同决定。它也是 18 电子规则的基础，因为该规则所累加的，正是 d 电子加上配体提供的电子。
铁位于第 8 族。在 Fe2+ 中它失去两个电子，剩下 3d6（一个 d6 离子）；在 Fe3+ 中失去三个，剩下 3d5（一个 d5 离子）。注意 4s 电子先失去，所以离子中绝不写 4s——计数完全落在 d 轨道上。
用族数减去氧化态；外层 s 电子在任何 d 电子之前先失去。
一个常见的失误是在离子中保留 4s 电子。对过渡金属阳离子，4s 在 3d 之前先空出，所以 Fe2+ 是 3d6，而不是 4s2 3d4。用“族数减氧化态”来数 d 电子，就能避开这个陷阱。