原子核外电子的排布（电子结构）“★★★” →核外电子排布的原则
　　本课程采用鲍林原子轨道近似能级图，因它在解决原子核外电子排布时方便有效，更重要的的是可以根据近似能级图，写出元素周期表(periodic table of the elements)中绝大多数基态原子的电子结构(atomic electron structure)，因此它被广泛用于化学教学中。

　　　　　　　　核外电子排布的原则　　　　　　　　　　原子的电子结构　　　　　

　　根据光谱实验结果和对元素周期律的分析，绝大多数元素的原子，其核外电子排布应遵循以下三个原则。
　　１）能量最低原理
　　电子在原子轨道中的分布，应尽可能使整个体系的能量最低，才能符合自然界的能量越低越稳定的普遍规律。也就是说，电子在原子轨道填充的顺序，应先从最低能级1s轨道开始，依次往能级高的轨道上填充，称为能量最低原理（lowest energy principle）。
　　２）保里不相容原理
　　1925年奥地利科学家保里（w．paoli）在光谱实验现象的基础上，提出了一个后被实验所证实的一个假设，即在一个原子中不可能存在四个量子数完全相同状态的两个电子，我们称为保里不相容原理（exclusion principle）。
　　每个原子轨道最多能容纳二个电子，按照保里不相容原理，这二个电子自旋量子数的取值分别为m = +1/2和m = -1/2，或用“↑↓”表示，即一个为顺时针自旋，另一个为逆时针自旋。
　　３）洪特规则
　　1925年，德国科学家洪特（F．Hund）根据大量光谱实验数据，总结出，在n和l相同的等价轨道中，电子尽可能分占各等价轨道，且自旋方向应相同，称为洪特规则（Hund's rule）,也称为等价轨道原理。量子力学计算证实，按洪特规则分布，且自旋方向相同的单电子越多，能量就越低，体系就越稳定。
　　此外，量子力学理论还指出，在等价轨道中电子排布全充满、半充满和全空状态时，体系能量最低最稳定。
　　全充满 p，d，f半充满 p，d，f全空p，d，f。