用小方块或小圆圈表示轨道，用方块或圆圈的数量表示能级，用箭头表示电子运动方向，即用一个方框、圆圈或两条短线表示一个给定量子数n、l、m的轨道，用箭头“↑”或“↓”来区别ms的不同电子。方块或圆圈的位置表示能量高低。

（电子排布图一般用于f能层之前的元素，高中生仅仅要求前四周期元素）

表达的电子只能是处于基态、气态、中性的电子，激发态等的电子无法用电子排布图表示；

虽可以反映粒子的电子层、电子亚层和自旋方向，但无法体现伸展方向。2100433B

核外电子的轨道表达式

对于某元素原子的核外电子排布情况，先确定该原子的核外电子数（即原子序数、质子数、核电荷数），如24号元素铬，其原子核外总共有24个电子，然后将这24个电子从能量最低的1s亚层依次往能量较高的亚层上排布，只有前面的亚层填满后，才去填充后面的亚层，每一个亚层上最多能够排布的电子数为：s亚层2个，p亚层6个，d亚层10个，f亚层14个。最外层电子到底怎样排布，还要参考洪特规则，如24号元素铬的24个核外电子依次排列为

1s（2）2s（2）2p（6）3s（2）3p（6）4s（2）3d（4）

根据洪特规则，d亚层处于半充满时较为稳定，故其排布式应为：

1s（2）2s（2）2p（6）3s（2）3p（6）4s（1）3d（5）最后，按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”，改写成

1s（2）2s（2）2p（6）3s（2）3p（6）3d（5）4s（1）即可。

与轨道表示式、原子结构示意图的关系

原子的核外电子排布与轨道表示式、原子结构示意图的关系：原子的核外电子排布式与轨道表示式描述的内容是完全相同的，相对而言，轨道表示式要更加详细一些，它既能明确表示出原子的核外电子排布在哪些电子层、电子亚层上， 还能表示出这些电子是处于自旋相同还是自旋相反的状态，而核外电子排布式不具备后一项功能。原子结构示意图中可以看出电子在原子核外分层排布的情况，但它并没有指明电子分布在哪些亚层上，也没有指明每个电子的自旋情况，其优点在于可以直接看出原子的核电荷数（或核外电子总数）。

原子的核外电子排布与元素周期律的关系

如第一周期中含有的元素种类数为2，是由1s1~2决定的

第二周期中含有的元素种类数为8，是由2s1~2 2p0~6决定的

第三周期中含有的元素种类数为8，是由3s1~2 3p0~6决定的

第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~2 3d0~10 4p0~6决定的。

由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期性变化的根本所在。对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数增加，原子半径越来越大，原子核对最外层电子的吸引力越来越小，最外层电子越来越容易失去，即金属性越来越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力越来越强，使原子半径逐渐减小，金属性越来越差，非金属性越来越强。

基本解释

外围电子排布式：是指将过渡元素原子的电子排布式中符合稀有气体的原子的电子排布的部分（原子实）或主族、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。

如Cl：1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵将"1s² 2s² 2p⁶"（Cl的内层电子排布，也是Ne的电子排布式）省略，"3s² 3p⁵"即为氯原子的外围电子排布式。同理，K原子的外围电子排布式为4s¹（省略了内层电子排布1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶)、Fe原子外围电子排布式为3d⁶ 4s²(省略了Ar的电子排布式1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶)。

在化学反应中发生变化的是外围电子，而“原子实”不受影响，外围电子排布式能更简捷地、直接地反映原子的电子层结构。

最低能量原理

电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低，例如我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子可看作是一种物质,也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有要回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p……（由低到高）当然，在实际排列中，有时候因为电子的磁量子数和自旋量子数的原因，能级轨道的能量高低也不是绝对像上边一样的，比如说Ⅷ族元素Pt，5(d9)6(s1)，6s轨道还没有排完，下一个电子就进驻5d轨道了……这些就要具体问题具体分析了。（一般情况下,4s<3d,这是用薛定谔方程算出的结果,被称作是能级交错。但由于H原子只有一个电子,填在1S中,所以3d与4s能量一样）

泡利不相容原理

一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是泡利不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据泡利不相容原理，我们得知：s亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共可以容纳6个电子；d亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子，f亚层有7个轨道，总共可以容纳14个电子。我们还得知：第一电子层（K层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n^2个电子。

洪特规则

从结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电子排布处于∶

全满（s2、p6、d10、f14）

半满（s1、p3、d5、f7）

全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。这类似于我们坐电梯的情况中，要么电梯是空的，要么电梯里都有一个人，要么电梯里都挤满了两个人，大家都觉得比较均等，谁也不抱怨谁；如果有的电梯里挤满了两个人，而有的电梯里只有一个人，或有的电梯里有一个人，而有的电梯里没有人，则必然有人产生抱怨情绪，我们称之为不稳定状态。

例如，第24号元素铬Cr，如果按照各能级填充规则，其核外电子排布式应为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 但是，依据洪特规则可知3d能级填充5个电子时较稳定，所以其核外电子排布式为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

同理，第29号元素铜Cu的核外电子排布式应为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1。