一、排布原则

没有2n²，没有最外层限制等等，一切自然而然就出现了！

1、能量最低原理 

电子由能量低的轨道向能量高的轨道排布，即电子先填充能量低的轨道，后填充能量高的轨道。

2、Pauli(保利)不相容原理 

每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子，即同一原子中没有运动状态完全相同的电子，亦即无四个量子数完全相同的电子。

3、 Hunt(洪特)规则 

电子在能量简并的轨道中，要分占各轨道，且保持自旋方向相同。保持高对称性，以获得稳定。包括：轨道全空，半充满，全充满三种分布。下面所示的为原子轨道，不是我们必修一所说的K、L、M、N、O、P分层排布形式，而是将每一层更细分为不同的原子轨道。黑色箭头表示电子填充的顺序。

二、核外电子的排布

轨道字符的右上角数字代表该轨道中填充的电子数，s轨道最多2个电子，p轨道最多6个电子，d轨道最多10个电子，f轨道最多14个电子 

 对于过渡元素，根据电子填充顺序：先填充 ns，达到ns2之后，再填内层(n-1)d；但当 (n-1)d 轨道处于半充满，全充满或全空时，会出现特殊的填充填现象。如：

当元素参加化学反应时，失电子顺序则按照最外层开始，并不是电子填充顺序的逆向！如Cu填充的时候是4s先填充，然后填充3d的，但失电子是从4s开始的，所以固态下亚铜离子比铜离子稳定。铁原子先失去4s上的两个电子，形成亚铁离子，但因为3d上有6个电子，不是5电子的半满状态，因此亚铁离子又很希望失去一个电子形成更加稳定的3d半满稳定状态，所以表现出很强的还原性。