1.能量最低原理就是电子首先填充到能量最低的轨道中去

能量最低原理是指基态原子核外电子的排布力求使整个原子的能量处于最低状态。不能将能量最低原理简单地理解成就是电子首先填充到能量最低的轨道中去。整个原子的能量也不能机械地看做各电子所处轨道的能量之和。因为某电子的“轨道能”不仅与核电荷数、能层、能级等有关，还动态地与电子的数目以及与其他电子各处在什么轨道上有关。

2.构造原理的顺序就是各能级能量由低到高的顺序

构造原理是电子随核电荷数递增填充电子在次序上的顺序，但并不意味着先填能级的能量一定比后填能级的能量低。例如3d能级的能量并不一定比4s能级的能量高。举例说明，对于K、Ca等原子，3d与4s电子间相互屏蔽的现象不存在或不很重要，这时4s电子仅比3d电子稍微弥散一些，使其核吸引能稍微大一些，同时它所受到内实电子的排斥作用却稍小，其平均动能也稍小，总的结果是E_4s<E_3d。当3d电子与4s电子共存时，例如Sc等元素的情况，由于3d电子对4s电子显著的屏蔽作用，使4s电子弥散的程度显著地超过3d电子，故使其核吸引能显著地超过3d电子，致使总的结果E_4s<E_3d。

需要说明的是，所谓随核电荷数递增电子填入轨道，是一种形象的说法，是一种思维模式，事实上单独地考察一个多电子原子的电子在原子核外排布时并没有先后填入的次序。

3.电子总数相等的不同微粒，其电子组态也是一样的

影响能量的因素主要有两个：原子核对电子的吸引力和电子之间的排斥力，这是两个相反的因素，经常是其中一个居主导地位，另一个居次要地位。当原子核对电子的吸引力居主导地位时，电子填入能层数较小的轨道会使整个原子的能量较低；当电子的排斥力居主导时，情况相反。如Ca和Ti²⁺，电子总数都等于20，但Ca的价电子组态为4s²，而Ti²⁺的价电子组态为3d²，可理解为：Ti²⁺核电荷数（+22）比Ca原子核电荷（+20）大，核对电子的引力占主导地位，电子填入能层数较小的3d轨道整个原子的能量较低。

4.原子的电子层数越多，半径就越大

原子半径不仅和原子核外电子层数有关，而且与核内质子数，核外电子数有关。我们通常比较的是同一周期内随原子序数的增加半径减小，或同一主族元素的原子半径随层数增加而增大。但层数少且核电荷数小的原子，核外电子受的力较弱，半径可能比较大；而层数比较多的，核电荷数较大的原子，核外电子受的力比较大，有可能半径比较小。例如，Li的原子半径为152 pm ，而层数更多的Al为143 pm；Na的原子半径为186 pm ，而层数更多的Fe为124 pm。

5.原子核外电子排布的最大能层数等于其在周期表中的周期数

46号Pd的简化电子排布式为[Kr]4d¹⁰，最大能层数是4，但在周期表中的位置是在第5周期。

6.依据“半满规则”，74号元素钨（Ｗ）的电子排布时为[Xe]4f¹⁴5d⁵6s¹而不是[Xe]4f¹⁴5d⁴6s²

电子在不同能级间的跃迁要考虑电子组态的能量差和其他能级电子的屏蔽作用。第六周期的Ｗ，由于4f电子的屏蔽作用，使E_6s和E_5d的差较大，故从6s跃迁至5d比较困难，所以电子排布式应为：[Xe]4f¹⁴5d⁴6s²，而不是[Xe]4f¹⁴5d⁵6s¹。

7.元素的金属性越强，第一电离能就越小

元素的金属性越强，第一电离能不一定就越小。由于元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如第二周期的Mg（3s为全充满状态，稳定）的第一电离能大于Al的第一电离能。

8.外围电子就是最外层电子

(1)主族元素的外围电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属原子的外围电子排布为ns¹。

(2)副族元素外围电子与其最外层电子和内层电子数有关。如铁元素原子的外围电子排布为3d⁶4s²。