一、原子核外電子排布的原理
處于穩(wěn)定狀態(tài)的原子,核外電子將盡可能地按能量最低原理排布,另外,由于電子不可能都擠在一起,它們還要遵守保里不相容原理和洪特規(guī)則,一般而言,在這三條規(guī)則的指導下,可以推導出元素原子的核外電子排布情況,在中學階段要求的前36號元素里,沒有例外的情況發(fā)生.
1．最低能量原理
電子在原子核外排布時,要盡可能使電子的能量最低.怎樣才能使電子的能量最低呢?比方說,我們站在地面上,不會覺得有什么危險；如果我們站在20層樓的頂上,再往下看時我們心理感到害怕.這是因為物體在越高處具有的勢能越高,物體總有從高處往低處的一種趨勢,就像自由落體一樣,我們從來沒有見過物體會自動從地面上升到空中,物體要從地面到空中,必須要有外加力的作用.電子本身就是一種物質,也具有同樣的性質,即它在一般情況下總想處于一種較為安全（或穩(wěn)定）的一種狀態(tài)（基態(tài)）,也就是能量最低時的狀態(tài).當有外加作用時,電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態(tài)（激發(fā)態(tài)）,但是它總有時時刻刻想回到基態(tài)的趨勢.一般來說,離核較近的電子具有較低的能量,隨著電子層數(shù)的增加,電子的能量越來越大；同一層中,各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的.這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p……
2．保里不相容原理
我們已經知道,一個電子的運動狀態(tài)要從4個方面來進行描述,即它所處的電子層、電子亞層、電子云的伸展方向以及電子的自旋方向.在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態(tài)完全相同的兩個電子存在,這就是保里不相容原理所告訴大家的.根據這個規(guī)則,如果兩個電子處于同一軌道,那么,這兩個電子的自旋方向必定相反.也就是說,每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子.這一點好像我們坐電梯,每個人相當于一個電子,每一個電梯相當于一個軌道,假設電梯足夠小,每一個電梯最多只能同時供兩個人乘坐,而且乘坐時必須一個人頭朝上,另一個人倒立著（為了充分利用空間）.根據保里不相容原理,我們得知：s亞層只有1個軌道,可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道,總共可以容納6個電子；f亞層有5個軌道,總共可以容納10個電子.我們還得知：第一電子層（K層）中只有1s亞層,最多容納兩個電子；第二電子層（L層）中包括2s和2p兩個亞層,總共可以容納8個電子；第3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個亞層,總共可以容納18個電子……第n層總共可以容納2n2個電子.
3．洪特規(guī)則
從光譜實驗結果總結出來的洪特規(guī)則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時,將盡可能分占不同的軌道,且自旋平行；洪特規(guī)則的第二個含義是對于同一個電子亞層,當電子排布處于
全滿（s2、p6、d10、f14）
半滿（s1、p3、d5、f7）
全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩(wěn)定.這類似于我們坐電梯的情況中,要么電梯是空的,要么電梯里都有一個人,要么電梯里都擠滿了兩個人,大家都覺得比較均等,誰也不抱怨誰；如果有的電梯里擠滿了兩個人,而有的電梯里只有一個人,或有的電梯里有一個人,而有的電梯里沒有人,則必然有人產生抱怨情緒,我們稱之為不穩(wěn)定狀態(tài).
二、核外電子排布的方法
對于某元素原子的核外電子排布情況,先確定該原子的核外電子數(shù)（即原子序數(shù)、質子數(shù)、核電荷數(shù)）,如24號元素鉻,其原子核外總共有24個電子,然后將這24個電子從能量最低的1s亞層依次往能量較高的亞層上排布,只有前面的亞層填滿后,才去填充后面的亞層,每一個亞層上最多能夠排布的電子數(shù)為：s亞層2個,p亞層6個,d亞層10個,f亞層14個.最外層電子到底怎樣排布,還要參考洪特規(guī)則,如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為
1s22s22p63s23p64s23d4
根據洪特規(guī)則,d亞層處于半充滿時較為穩(wěn)定,故其排布式應為：
1s22s22p63s23p64s13d5
最后,按照人們的習慣“每一個電子層不分隔開來”,改寫成
1s22s22p63s23p63d54s1
即可.
三、核外電子排布在中學化學中的應用
1．原子的核外電子排布與軌道表示式、原子結構示意圖的關系：原子的核外電子排布式與軌道表示式描述的內容是完全相同的,相對而言,軌道表示式要更加詳細一些,它既能明確表示出原子的核外電子排布在哪些電子層、電子亞層上, 還能表示出這些電子是處于自旋相同還是自旋相反的狀態(tài),而核外電子排布式不具備后一項功能.原子結構示意圖中可以看出電子在原子核外分層排布的情況,但它并沒有指明電子分布在哪些亞層上,也沒有指明每個電子的自旋情況,其優(yōu)點在于可以直接看出原子的核電荷數(shù)（或核外電子總數(shù)）.
2．原子的核外電子排布與元素周期律的關系
在原子里,原子核位于整個原子的中心,電子在核外繞核作高速運動,因為電子在離核不同的區(qū)域中運動,我們可以看作電子是在核外分層排布的.按核外電子排布的3條原則將所有原子的核外電子排布在該原子核的周圍,發(fā)現(xiàn)核外電子排布遵守下列規(guī)律：原子核外的電子盡可能分布在能量較低的電子層上（離核較近）；若電子層數(shù)是n,這層的電子數(shù)目最多是2n2個；無論是第幾層,如果作為最外電子層時,那么這層的電子數(shù)不能超過8個,如果作為倒數(shù)第二層（次外層）,那么這層的電子數(shù)便不能超過18個.這一結果決定了元素原子核外電子排布的周期性變化規(guī)律,按最外層電子排布相同進行歸類,將周期表中同一列的元素劃分為一族；按核外電子排布的周期性變化來進行劃分周期
如第一周期中含有的元素種類數(shù)為2,是由1s1~2決定的
第二周期中含有的元素種類數(shù)為8,是由2s1~22p0~6決定的
第三周期中含有的元素種類數(shù)為8,是由3s1~23p0~6決定的
第四周期中元素的種類數(shù)為18,是由4s1~23d0~104p0~6決定的.
由此可見,元素原子核外電子排布的規(guī)律是元素周期表劃分的主要依據,是元素性質周期性變化的根本所在.對于同族元素而言,從上至下,隨著電子層數(shù)增加,原子半徑越來越大,原子核對最外層電子的吸引力越來越小,最外層電子越來越容易失去,即金屬性越來越強；對于同周期元素而言,隨著核電荷數(shù)的增加,原子核對外層電子的吸引力越來越強,使原子半徑逐漸減小,金屬性越來越差,非金屬性越來越強.