能量最低原理

不要被无良营销号误导，事实上，正是由于泡利不相容原理和零点能，通常的物质才能稳定存在（当然还需要其它条件，所有都满足，才可以）。泡利不相容规定了费米子，更直接点来说，比如电子，不能处于相同状态，如果没有泡利不相容，所有原子外电子全都会跃迁到低能级轨道，以致于化学反应不可能实现。零点能是由谐振子解直接能解出的数学上必须存在的最低能量下限（事要说明白，要用二次量子化，最简单的二次量子化的dirac符号表达或者说数学方法，与谐振子一样），本科量子力学初等的理解是，假设有一个谐振子粒子系统，那么削减它的能量，但是不能让它变成零。但是在高年级或者研究生的高等量子力学所探讨的二次量子化中，理解变成了“粒子数”，当粒子数等于0的时候，也就是没有粒子的时候，能量照样存在一个最低限度。

注意能量最低原理、泡利原理、洪特规则这是解释电子轨道排布规律的理论，它们之间只有互为补充的关系，没有谁包括谁的关系。杂化轨道理论和价电子对互斥理论是解释..

所有反应都必须遵循Gibbs free Energy公式 指吉布斯自由能G。，△G=△H-T△S （△H=enthalpy 焓变， △S= entropy 熵变） 当△G小于0 ， 正反应进行； 当△G大于0 ， 逆反应进行； 当△G等于0 ， 反应平衡。 例如CaCO3（固体） 加热 --- CaO（固体） + CO2 (气体）△H=178.3KJ/mol 属于吸热反应， △S=0.25 KJ/k.mol 你可以带入公式， 算算T 是多少是正反应进行（△G小于0）。 对， 跟内能没关系应为这个反应生成CO2 气体， 内能高于固体。 只跟吉布斯自由能G有关。 追问： 还是没解决我的问题啊- - 回答： 结论 吸热反应 不遵循能量最低原理。 追问： 自发的 吸热反应 呢？自发的吸热反应也属于能量最低原理所说的 “一切自然变化进行的方向都是使能量降低” 啊 回答： 自发的 吸热反应 包括 自由基反应 ， 由于activation energy （中文应该就是初始激活能） 很低， 导致自发的吸热反应进行。 “一切自然变化进行的方向都是使能量降低”这个理论是错误的， 你见过 化学反应 能量图（reaction energy diagram）吗？ 追问： 那正确的能量最低原理的叙述应该是？ 化学反应 能量图我想我应该看过 回答： 我马上能想起正确的 能量最低原理 的叙述应该是（Hund"s rule）叙述 电子排列 从最 低能量 轨道开始。 当然 有机化学 里比较thermodynamic 和 kinetic 产物时， 前者一定是两者能量最低的， 不过初始 激活能 很高） 如果有人说所有反应都是朝着能量低的产物方向去的， 你应该回他一句： it"s rubbish. 追问： 那 键能 大的时候，能量就低是何解？ 回答： 键能大的时候, 如N2， 能量低的意思是指它的 化学反应 活性低， 不易反应， 化学反应需要的初始激活能很高。 而作为气体分子， 它的动能活性大于其他液体和固体分子。 追问： 键能 高的时候，难反应。所以说分子的能量低，对吧？ 回答： 键能 高的时候，难反应, 这只能说明反应需要的初始激活能高， 不代表分子的能量低。 追问： 那就是说， 键能 高的时候，反应活性就低咯？ 还有你上面说的正确的能量最低原理括号里写着 洪特 定律，这两者有关系吗？？ 麻烦能再概括一次能量最低原理吗？最好能有原话。 回答： 好了， 我实在不想多概括了， 你多读读相关书籍吧。 以后有例题欢迎问我。

首先给予真空崭新物理内容的是P.A.M.狄拉克。狄拉克于1930年为了摆脱狄拉克方程负能解的困境，提出真空是充满了负能态的电子海。当负能态的电子吸收了足够的能量跃迁到正能态成为普通电子时，电子海中才能留下可观测的空穴，即正电子。从体系的能量角度考查，这种情况比只有电子海的真空状态要高，因此真空就是能量最低的状态。从现代量子场论的观点看，每一种粒子对应于一种量子场，粒子就是对应的场量子化的场量子。当空间存在某种粒子时，表明那种量子场处于激发态；反之不存在粒子时，就意味着场处于基态。因此，真空是没有任何场量子被激发的状态，或者说真空是量子场系统的基态。

既然都要满足，不必追究二者的先后吧

[Ar]3d104s1没有违背能量最低的原理因为有一条叫，电子半满或全满的时候能量更低比起[Ar]3d94s2，[Ar]3d104s1d和s轨道都是半满全满状态，更稳定希望可以帮助你，不懂可以继续问

能量最低原理是：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低。一切自然变化进行的方向都是使能自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。 原子中的电子也是如此。在不违反泡利原理、和洪特规则的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态量降低，因为能量较低的状态比原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。

自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。原子中的电子也是如此。在不违反泡利原理、和洪特规则的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。

原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s<E2s<E3s；E2p<E3p<E4p。当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s<E3p<E3d。当n和l都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E4s<E3d，E5s<E4d。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。希望对你有帮助，如果你认可我的回答，请及时点击（采纳为满意答案）按钮，你的采纳是我前进的动力，记得好评和采纳，互相帮助。

1 自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，此谓能量最低原理。2 现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。例如电子可以从1s跃迁到2s、6p……相反，电子从较高能量的激发态跃迁到能量较低的激发态乃至基态时，将释放能量。所以这里的能量最低是相对不同原子核而言的，并不是说只有氢原子才是能量最低的。在化学反应中，原子必须先由基态变成激发态才能够反应，这也就是所谓的活化能。

因为能量最低原理，所有的能量都是由高处流向低处，根据热力学第二定律，能量是有方向性的，任何自发反应，能量守恒，但是熵都变大，因为有能量差，最终才有了能量的转换和传递。当这些能量差被我们用完的时候，即宇宙中所有的事物能量相等时，被称为热寂。

能量是守恒的，如果能量一部分会升高，另一部分则会下降，所谓下降的一部分就是能量降低的一部分，所以说能量为了保持平衡会自动降低，自然变化进行的方向都是使能量降低，因此能量最低的状态比较稳定，这就叫能量最低原理。定义：自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。原子中的电子也是如此。在不违反泡利原理、和洪特规则的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。原理：原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高。当n相同时，l越大，能级也越高。当n和l都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象。根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。作用：因为能量最低原理，所有的能量都是由高处流向低处，根据热力学第二定律，能量是有方向性的，任何自发反应，能量守恒，但是熵都变大，因为有能量差，最终才有了能量的转换和传递。

一切自然变化进行的方向都是使能自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。 原子中的电子也是如此。在不违反泡利原理、和洪特规则的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。量降低，因为能量较低的状态比原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s<E2s<E3s；E2p<E3p<E4p。当n相同时，l越大，能级也越高。E3s<E3p<E3d。当n和l都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E4s<E3d，E5s<E4d。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。较稳定，此谓能量最低原理。

自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。原子中的电子也是如此。在不违反保里原理的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。 一切自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，此谓能量最低原理。人是自然界的一员，我想也应该适用于此原理。所以人才会通过各种方式发泄和排解自己的各种能量。这其中包括喜怒哀乐等情绪以运动。不过释放能量的方式还是要注意的，如小孩本身不能存储过多的情绪，想哭就哭、想笑就笑，没有太大的冲击；而成人能够容纳很多的能量，所以感情更深沉丰富。但也有弊端，如果这些能量不能合理的排解，一旦冲垮理智的大坝，江河泛滥，后果不堪设想。我想在我们提升自身修养与胸怀的同时，一定要时刻注意心理能量的警戒线，及时合理宣泄自身的情绪。有容乃大，无欲则刚。

一切自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，此谓能量最低原理。从化学上讲：原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s<E2s<E3s；E2p<E3p<E4p。当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s<E3p<E3d。当n和l都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E4s<E3d，E5s<E4d。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。

能量最低原理是：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低。一切自然变化进行的方向都是使能自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。 原子中的电子也是如此。在不违反泡利原理、和洪特规则的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态量降低，因为能量较低的状态比原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。

能量最低原理：若干粒子在一起，能量最低的状态是最稳定的平衡态，基态原子是处于最低能量状态的原子。核外电子的排布也遵循这一规律。基态多电子原子核外电子排布时总是先占据能量最低的轨道，当低能量轨道占满后。才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。因为能量最低原理，所有的能量都是由高处流向低处，根据热力学第二定律，能量是有方向性的，任何自发反应，能量守恒，但是熵都变大，因为有能量差，最终才有了能量的转换和传递。当这些能量差被我们用完的时候，即宇宙中所有的事物能量相等时，被称为热寂。

能量最低原理是：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低。一切自然变化进行的方向都是使能自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。 原子中的电子也是如此。在不违反泡利原理、和洪特规则的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态量降低，因为能量较低的状态比原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。

能量最低原理是：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低。一切自然变化进行的方向都是使能自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。 原子中的电子也是如此。在不违反泡利原理、和洪特规则的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态量降低，因为能量较低的状态比原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。

高中只需要掌握到3d 4s 就可以了，不需要记到这么多。

自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，此谓能量最低原理。自然界一个普遍的规律是"能量越低越稳定"。原子中的电子也是如此。在不违反泡利原理、​和洪特规则的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。

在同一个轨道中的话~两个电子的斥力要比分别在不同的轨道且自旋相同时来的高,能量也更高~当然不矛盾咯~

能量最低原理是一个比较大的规律，所有自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定。像构造原理，洪特规则这些都是为了使能量降低的一个具体的表现形式，是一个小的规律。

在无机化学中，电子在进入轨道时遵循两个原理一个规则，即能量最低原理，包里不相容原理和洪特规则，其中能量最低原理就是电子将首先进入能量相对较低的轨道。原子轨道的能量搞的顺序是1s2s2p3s3p4s3d4p……等。电子将按这个顺序依次进入原子轨道，这就是能量最低原理。

就是从低电子层排起，第一层排2个电子，排满了再排第二层8个，再排满了就往第三层排，第三层最多也只能排8个，依次牌下去，四层18个，五层18个，六层32个。为什么这么排，因为元素周期表第一层有2个元素，第二层8个，第三层8个，四层18个，五层18个，六层32个（第七层元素没收集满高考不会考的）

对于孤立系统来说，比如宇宙，总是向着混乱度增加的方向进行，最终达到热寂对于非孤立有能量交换的系统来说，比如地球，是向着稳定的方向进行的

一切自然变化进行的方向都是使能量降低,因为能量较低的状态比较稳定,此谓能量最低原理. 从化学上讲： 原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定.当l相同时,n越大,原子轨道能量E越高,例如E1s

这个问题容易产生误解。核外电子排布中所说的能量最低原理中的能量是特指轨道的能量（不考虑电子自旋对电子能量的影响）。而更广义的能量最低原理中所说的能量是指任一系统的自身能量的总和（对于宏观系统即是内能）。对于原子系统而言，广义的能量最低原理要求所有电子的能量（考虑电子自旋对能量的影响）总和最小。因此狭义的能量最低原理和洪特规则甚至保里（泡利）原理都是广义的能量最低原理的具体要求。反过来说如果不同时满足这三个具体要求，原子系统的总能量就不是最低，系统就处于不稳定的状态（即所谓的激发态）。原子通常情况下都尽可能处于能量最低的状态（即所谓的基态），能量较高的激发态不是不可能存在，而是要存在的话需要外界输入能量，并且存在的时间极短。不同轨道之间能量的差别较大，而电子自旋引起的能量差异较小，因此电子排布时，首先要满足狭义的能量最低原理（同时满足保里原理）。例如2p轨道上有空位（有没有空位是保里原理说了算）时，电子不会排到3s或能量更高的轨道上去。比方碳原子首先填充1s轨道2个电子，再填2s轨道2个电子，剩下的两个电子将排在2p轨道中。至于这两个电子在2p轨道中怎么排就是洪特规则说了算（三个p轨道中的两个分别填充1个电子，且这两个电子自旋平行，这样才能使电子的总能量最低。如果两个电子以自旋相反排在同一个p轨道中这样电子的总能量要比前一方式要高）。

能量最低是对于电子层的所有层面,先填低能亚层.构造只是和最外层电子有关.

　　能量最低原理：　　自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，这就是能量最低原理。　　在不违反泡利原理、能量最低原理和洪特规则的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。

能量最低原理：若干粒子在一起，能量最低的状态是最稳定的平衡态，基态原子是处于最低能量状态的原子。核外电子的排布也遵循这一规律。基态多电子原子核外电子排布时总是先占据能量最低的轨道，当低能量轨道占满后。才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。因为能量最低原理，所有的能量都是由高处流向低处，根据热力学第二定律，能量是有方向性的，任何自发反应，能量守恒，但是熵都变大，因为有能量差，最终才有了能量的转换和传递。当这些能量差被我们用完的时候，即宇宙中所有的事物能量相等时，被称为热寂。

能量最低原理定义如下：能量最低原理，指的是“整个原子体系”的能量最低原则。定义：“系统的能量越低、越稳定”，这是自然界的普遍规律。原子核外电子的排布也遵循 这一规律，多电子原子在基态时，核外电子总是尽可能地先占据能量最低的轨道，然后按 原子轨道近似能级图的顺序依次向能量较高的能级上分布，称为能量最低原理。能量最低原理，若干粒子在一起，能量最低的状态是最稳定的平衡态，基态原子是处于最低能量状态的原子。核外电子的排布也遵循这一规律。基态多电子原子核外电子排布时总是先占据能量最低的轨道，当低能量轨道占满后。才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。原理：原子轨道能量的高低（也称能级）主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s<E2s<E3s；E2p<E3p<E4p。当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s<E3p<E3d。当n和l都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E4s<E3d，E5s<E4d。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。作用：因为能量最低原理，所有的能量都是由高处流向低处，根据热力学第二定律，能量是有方向性的，任何自发反应，能量守恒，但是熵都变大，因为有能量差，最终才有了能量的转换和传递。当这些能量差被我们用完的时候，即宇宙中所有的事物能量相等时，被称为热寂。

能量最低原理是：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低。一切自然变化进行的方向都是使能自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。 原子中的电子也是如此。在不违反泡利原理、和洪特规则的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态量降低，因为能量较低的状态比原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。

多电子原子中电子在轨道上的排布规律称为“构造原理”.而能量最低原理是排布电子时要遵循的原则之一，还要遵循洪特规则和保里原理。

随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外的电子的排布将遵循一定的排布顺序，这个排布顺序被称为构造原理，但并不是所有元素的原子按构造原理填充电子都是能量最低的，有此全空、半充满或全充满的排布能量更低，这就是洪特规则。按构造原理先填4s再填3d。因为钾、钙填完4s后电子数就够了，所以不填3d，钪填完4s后还差一个电子就得往3d上填了。

能量最低原理在人教课本上的描述是:现代物质结构理论证实,原子的电子排布遵循构造原理,能使整个原子的能量处于最低状态,简称能量最低原理。 这句话也许就是题主所说的广义的能量最低原理:按照构造原理排电子能使原子能量最低。 按照教材的意思就是说,按照构造原理排出来的电子组态就是该原子能量最低的状态。

洪特规则特例是指：对于基态原子来说在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。对于同一电子亚层中，当电子排布为全充满、半充满或全空时是比较稳定的。洪特规则特例前提：对于基态原子来说，在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。泡利不相容原理泡利不相容原理（Pauli exclusion principle），又称泡利原理、不相容原理，是微观粒子运动的基本规律之一。它指出：在费米子组成的系统中，不能有两个或两个以上的粒子处于完全相同的状态。在原子中完全确定一个电子的状态需要四个量子数。所以泡利不相容原理在原子中就表现为：不能有两个或两个以上的电子具有完全相同的四个量子数，或者说在轨道量子数m，l，n确定的一个原子轨道上最多可容纳两个电子，而这两个电子的自旋方向必须相反。这成为电子在核外排布形成周期性从而解释元素周期表的准则之一。以上内容参考：百度百科——泡利不相容原理

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楼上回答很细致，赞一个。能量最低原理优先说的比较简单，但实际操作的时候你要记得谁的能量最低，那种状态最低，至于其中的原因，如果你大学学习量子力学的话你就会明白啦！高中只要记住铬、铜、铁等几个特殊的元素的电子排布就可以啦！镧系锕系还是很复杂的。

基态的排列始终遵循能量最低原理。

3 保里不相容原理 在一个原子中没有两个或两个以上电子具有完全相同的四个量子数(在主量子数n、角量子数l、磁量子数ml、自旋磁量子数ms表象中的表达)。或者说一个原子轨道上（主量子数n、角量子数l、磁量子数ml 相同时）最多只能排两个电子，而且这两个电子自旋方向必须相反。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，表1-1归纳了各个原子轨道上可容纳最多的电子数，从表中可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个。泡利不相容原理： 指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原子、不相容原理。一个原子中不可能有电子层、电子亚层、电子云伸展方向和自旋方向完全相同的两个电子。如氦原子的两个电子，都在第一层（K层），电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，自旋方向必然相反。每一轨道中只能客纳自旋相反的两个电子，每个电子层中可能容纳轨道数是n2个、每层最多容纳电子数是2n2。 核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则．能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低．洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同．后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充． 自旋为半整数的粒子（费米子）所遵从的一条原理。简称泡利原理。它可表述为全同费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。电子的自旋，电子遵从泡利原理。1925年W.E.泡利为说明化学元素周期律提出来的。原子中电子的状态由主量子数n、角量子数l、磁量子数ml以及自旋磁量子数ms所描述，因此泡利原理又可表述为原子内不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的4个量子数n、l 、ml 、ms 。根据泡利原理可很好地说明化学元素的周期律。泡利原理是全同费米子遵从的一条重要原则，在所有含有电子的系统中，在分子的化学价键理论中、在固态金属、半导体和绝缘体的理论中都起着重要作用。后来知道泡利原理也适用于其他如质子、中子等费米子。泡利原理是认识许多自然现象的基础。 最初泡利是在总结原子构造时提出一个原子中没有任何两个电子可以拥有完全相同的量子态。 一个由个费米子组成的量子系统波函数完全反对称： 和是第个费米子的位置和自旋，是置换算符，其作用是对换两个粒子： 解释： 假如将任何两个粒子对调后波函数的值的符号改变的话，那么这个波函数就是完全反对称的。这说明两个费米子在同一个系统中永远无法占据同一量子态。由于所有的量子粒子是不可区分的，假如两个费米子的量子态完全相同的话，那么在将它们对换后不应该波函数的值不应该改变。这个悖论的唯一解是该波函数的值为零： 比如在上面的例子中假如两个粒子的位置波函数一致的话，那么它们的自旋波函数必须是反对称的，也就是说它们的自旋必须是相反的。 4 至于洪特特例包含在上面的洪特规则了,你可以自己看啊 1 能量最低原理 自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。原子中的电子也是如此。在不违反保里原理的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。 原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s＜E2s＜E3s；E2p＜E3p＜E4p。当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s＜E3p＜E3d。当n和l都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E4s＜E3d，E5s＜E4d。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。 一切自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，此谓能量最低原理。人是自然界的一员，我想也应该适用于此原理。所以人才会通过各种方式发泄和排解自己的各种能量。这其中包括喜怒哀乐等情绪以运动。不过释放能量的方式还是要注意的，如小孩本身不能存储过多的情绪，想哭就哭、想笑就笑，没有太大的冲击；而成人能够容纳很多的能量，所以感情更深沉丰富。但也有弊端，如果这些能量不能合理的排解，一旦冲垮理智的大坝，江河泛滥，后果不堪设想。我想在我们提升自身修养与胸怀的同时，一定要时刻注意心理能量的警戒线，及时合理宣泄自身的情绪。有容乃大，无欲则刚。2 另外解释一下 是洪特规则 不是洪特原理 在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、半克满或全空的状态比较稳定。 根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…。下面我们运用核外电子排布的三原则来讨论核外电子排布的几个实例。氮(N)原子核外有7个电子，根据能量最低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。按照洪特规则，余下的3个电子将以相同的自旋方式分别排布到3个方向不同但能量相同的2p轨道中。氮原子的电子排布式为1s2 2s2 2p3。这种用量子数n和l表示的电子排布方式，叫做电子构型或电子组态，右上角的数字是轨道中的电子数目。也可以用下式比较形象地表明这些电子的磁量子数和自旋量子数： 氖(Ne)原子核外有10个电子，根据电子排布三原则，第一电子层中有2个电子排布到1s轨道上，第二层中有8个电子，其中2个排布到2s轨道上，6个排布到2p轨道上。因此氛的原子结构可以用电子构型表示为1s2 2s2 2p6。这种最外电子层为8电子的结构，通常是一种比较稳定的结构，称为稀有气体结构。钠(Na)原子核外共有11个电子，按照电子排布顺序，最后一个电子应填充到第三电子层上，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s1。为了避免电子结构式书写过繁，也可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号来表示，例如钠原子的电子构型也可以表示为〔Ne〕3s1 钾(K)原子核外共有19个电子，由于3d和4s轨道能级交错，第19个电子填入4s轨道而不填入3d轨道，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1或〔Ar〕4s1。同理20号元素钙(Ca)的第19，20个电子也填入4s轨道，钙原子的电子构型为〔Ar〕4s2。铬(Cr)原子核外有24个电子，最高能级组中有6个电子。铬的电子构型为〔Ar〕3d5 4s1，而不是〔Ar〕3d4 4s2。这是因为3d5的半充满结构是一种能量较低的稳定结构。 洪特规则之一 洪特规则是在等价轨道（指相同电子层、电子亚层上的各个轨道）上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。后来经量子力学证明，电子这样排布可能使能量最低，所以洪特规则也可以包括在能量最低原理中。 洪特规则之二 洪特规则 又称等价轨道规则。在同一个电子亚层中排布的电子，总是尽先占据不同的轨道，且自旋方向相同。如氮原子中的3个p电子分布于3个p轨道上并取向相同的自旋方向。p轨道上有3个电子、d轨道上有5个电子、f轨道上有7个电子时，都是半充满的稳定结构。另外量子力学的研究表明；等价轨道全空(p0、d0、f0)和全满时(p6、d10、f14)的结构，也具有较低能量和较大的稳定性。像铁离子Fe3+(3d5)和亚铁离子Fe2+(3d6)对比看，从3d6→3d5才稳定，这和亚铁离子不稳定易被氧化的事实相符合。根据洪特规则铬的电子排布式应为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1。3 保里不相容原理 在一个原子中没有两个或两个以上电子具有完全相同的四个量子数(在主量子数n、角量子数l、磁量子数ml、自旋磁量子数ms表象中的表达)。或者说一个原子轨道上（主量子数n、角量子数l、磁量子数ml 相同时）最多只能排两个电子，而且这两个电子自旋方向必须相反。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，表1-1归纳了各个原子轨道上可容纳最多的电子数，从表中可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个。泡利不相容原理： 指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原子、不相容原理。一个原子中不可能有电子层、电子亚层、电子云伸展方向和自旋方向完全相同的两个电子。如氦原子的两个电子，都在第一层（K层），电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，自旋方向必然相反。每一轨道中只能客纳自旋相反的两个电子，每个电子层中可能容纳轨道数是n2个、每层最多容纳电子数是2n2。 核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则．能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低．洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同．后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充． 自旋为半整数的粒子（费米子）所遵从的一条原理。简称泡利原理。它可表述为全同费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。电子的自旋，电子遵从泡利原理。1925年W.E.泡利为说明化学元素周期律提出来的。原子中电子的状态由主量子数n、角量子数l、磁量子数ml以及自旋磁量子数ms所描述，因此泡利原理又可表述为原子内不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的4个量子数n、l 、ml 、ms 。根据泡利原理可很好地说明化学元素的周期律。泡利原理是全同费米子遵从的一条重要原则，在所有含有电子的系统中，在分子的化学价键理论中、在固态金属、半导体和绝缘体的理论中都起着重要作用。后来知道泡利原理也适用于其他如质子、中子等费米子。泡利原理是认识许多自然现象的基础。 最初泡利是在总结原子构造时提出一个原子中没有任何两个电子可以拥有完全相同的量子态。 一个由个费米子组成的量子系统波函数完全反对称： 和是第个费米子的位置和自旋，是置换算符，其作用是对换两个粒子： 解释： 假如将任何两个粒子对调后波函数的值的符号改变的话，那么这个波函数就是完全反对称的。这说明两个费米子在同一个系统中永远无法占据同一量子态。由于所有的量子粒子是不可区分的，假如两个费米子的量子态完全相同的话，那么在将它们对换后不应该波函数的值不应该改变。这个悖论的唯一解是该波函数的值为零： 比如在上面的例子中假如两个粒子的位置波函数一致的话，那么它们的自旋波函数必须是反对称的，也就是说它们的自旋必须是相反的。 4 至于洪特特例包含在上面的洪特规则了,你可以自己看啊

1.洪特规则：洪特根据大量的光谱实验指出：电子在能量相同的轨道（即等价轨道）上排布时，总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向同向，因为这样的排布方式总能量最低，称为洪特规则。 2.泡利原理：自旋为半整数的粒子（费米子）所遵从的一条原理，简称泡利原理。 3.它可表述为全体费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。 4.能量最低原理：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低。

选D洪特规则∶当电子排步在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先占据一个轨道，而且自旋状态相同，题中的P能级的Z轨道还没占满就占据X轨道，这是违背了洪特规则

这个问题容易产生误解。核外电子排布中所说的能量最低原理中的能量是特指轨道的能量（不考虑电子自旋对电子能量的影响）。而更广义的能量最低原理中所说的能量是指任一系统的自身能量的总和（对于宏观系统即是内能）。对于原子系统而言，广义的能量最低原理要求所有电子的能量（考虑电子自旋对能量的影响）总和最小。因此狭义的能量最低原理和洪特规则甚至保里（泡利）原理都是广义的能量最低原理的具体要求。反过来说如果不同时满足这三个具体要求，原子系统的总能量就不是最低，系统就处于不稳定的状态（即所谓的激发态）。原子通常情况下都尽可能处于能量最低的状态（即所谓的基态），能量较高的激发态不是不可能存在，而是要存在的话需要外界输入能量，并且存在的时间极短。不同轨道之间能量的差别较大，而电子自旋引起的能量差异较小，因此电子排布时，首先要满足狭义的能量最低原理（同时满足保里原理）。例如2p轨道上有空位（有没有空位是保里原理说了算）时，电子不会排到3s或能量更高的轨道上去。比方碳原子首先填充1s轨道2个电子，再填2s轨道2个电子，剩下的两个电子将排在2p轨道中。至于这两个电子在2p轨道中怎么排就是洪特规则说了算（三个p轨道中的两个分别填充1个电子，且这两个电子自旋平行，这样才能使电子的总能量最低。如果两个电子以自旋相反排在同一个p轨道中这样电子的总能量要比前一方式要高）。

1 能量最低原理 自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。原子中的电子也是如此。在不违反保里原理的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。 原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s＜E2s＜E3s；E2p＜E3p＜E4p。当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s＜E3p＜E3d。当n和l都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E4s＜E3d，E5s＜E4d。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。一切自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，此谓能量最低原理。人是自然界的一员，我想也应该适用于此原理。所以人才会通过各种方式发泄和排解自己的各种能量。这其中包括喜怒哀乐等情绪以运动。不过释放能量的方式还是要注意的，如小孩本身不能存储过多的情绪，想哭就哭、想笑就笑，没有太大的冲击；而成人能够容纳很多的能量，所以感情更深沉丰富。但也有弊端，如果这些能量不能合理的排解，一旦冲垮理智的大坝，江河泛滥，后果不堪设想。我想在我们提升自身修养与胸怀的同时，一定要时刻注意心理能量的警戒线，及时合理宣泄自身的情绪。有容乃大，无欲则刚。 2 另外解释一下 是洪特规则 不是洪特原理 在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、半克满或全空的状态比较稳定。 根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…。下面我们运用核外电子排布的三原则来讨论核外电子排布的几个实例。氮(N)原子核外有7个电子，根据能量最低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。按照洪特规则，余下的3个电子将以相同的自旋方式分别排布到3个方向不同但能量相同的2p轨道中。氮原子的电子排布式为1s2 2s2 2p3。这种用量子数n和l表示的电子排布方式，叫做电子构型或电子组态，右上角的数字是轨道中的电子数目。也可以用下式比较形象地表明这些电子的磁量子数和自旋量子数：氖(Ne)原子核外有10个电子，根据电子排布三原则，第一电子层中有2个电子排布到1s轨道上，第二层中有8个电子，其中2个排布到2s轨道上，6个排布到2p轨道上。因此氛的原子结构可以用电子构型表示为1s2 2s2 2p6。这种最外电子层为8电子的结构，通常是一种比较稳定的结构，称为稀有气体结构。钠(Na)原子核外共有11个电子，按照电子排布顺序，最后一个电子应填充到第三电子层上，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s1。为了避免电子结构式书写过繁，也可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号来表示，例如钠原子的电子构型也可以表示为〔Ne〕3s1钾(K)原子核外共有19个电子，由于3d和4s轨道能级交错，第19个电子填入4s轨道而不填入3d轨道，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1或〔Ar〕4s1。同理20号元素钙(Ca)的第19，20个电子也填入4s轨道，钙原子的电子构型为〔Ar〕4s2。铬(Cr)原子核外有24个电子，最高能级组中有6个电子。铬的电子构型为〔Ar〕3d5 4s1，而不是〔Ar〕3d4 4s2。这是因为3d5的半充满结构是一种能量较低的稳定结构。洪特规则之一 洪特规则是在等价轨道（指相同电子层、电子亚层上的各个轨道）上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。后来经量子力学证明，电子这样排布可能使能量最低，所以洪特规则也可以包括在能量最低原理中。 洪特规则之二 洪特规则 又称等价轨道规则。在同一个电子亚层中排布的电子，总是尽先占据不同的轨道，且自旋方向相同。如氮原子中的3个p电子分布于3个p轨道上并取向相同的自旋方向。p轨道上有3个电子、d轨道上有5个电子、f轨道上有7个电子时，都是半充满的稳定结构。另外量子力学的研究表明；等价轨道全空(p0、d0、f0)和全满时(p6、d10、f14)的结构，也具有较低能量和较大的稳定性。像铁离子Fe3+(3d5)和亚铁离子Fe2+(3d6)对比看，从3d6→3d5才稳定，这和亚铁离子不稳定易被氧化的事实相符合。根据洪特规则铬的电子排布式应为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1。 3 保里不相容原理 在一个原子中没有两个或两个以上电子具有完全相同的四个量子数(在主量子数n、角量子数l、磁量子数ml、自旋磁量子数ms表象中的表达)。或者说一个原子轨道上（主量子数n、角量子数l、磁量子数ml 相同时）最多只能排两个电子，而且这两个电子自旋方向必须相反。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，表1-1归纳了各个原子轨道上可容纳最多的电子数，从表中可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个。泡利不相容原理： 指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原子、不相容原理。一个原子中不可能有电子层、电子亚层、电子云伸展方向和自旋方向完全相同的两个电子。如氦原子的两个电子，都在第一层（K层），电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，自旋方向必然相反。每一轨道中只能客纳自旋相反的两个电子，每个电子层中可能容纳轨道数是n2个、每层最多容纳电子数是2n2。 核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则．能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低．洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同．后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充． 自旋为半整数的粒子（费米子）所遵从的一条原理。简称泡利原理。它可表述为全同费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。电子的自旋，电子遵从泡利原理。1925年W.E.泡利为说明化学元素周期律提出来的。原子中电子的状态由主量子数n、角量子数l、磁量子数ml以及自旋磁量子数ms所描述，因此泡利原理又可表述为原子内不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的4个量子数n、l 、ml 、ms 。根据泡利原理可很好地说明化学元素的周期律。泡利原理是全同费米子遵从的一条重要原则，在所有含有电子的系统中，在分子的化学价键理论中、在固态金属、半导体和绝缘体的理论中都起着重要作用。后来知道泡利原理也适用于其他如质子、中子等费米子。泡利原理是认识许多自然现象的基础。 最初泡利是在总结原子构造时提出一个原子中没有任何两个电子可以拥有完全相同的量子态。 一个由个费米子组成的量子系统波函数完全反对称： 和是第个费米子的位置和自旋，是置换算符，其作用是对换两个粒子： 解释： 假如将任何两个粒子对调后波函数的值的符号改变的话，那么这个波函数就是完全反对称的。这说明两个费米子在同一个系统中永远无法占据同一量子态。由于所有的量子粒子是不可区分的，假如两个费米子的量子态完全相同的话，那么在将它们对换后不应该波函数的值不应该改变。这个悖论的唯一解是该波函数的值为零： 比如在上面的例子中假如两个粒子的位置波函数一致的话，那么它们的自旋波函数必须是反对称的，也就是说它们的自旋必须是相反的。4 至于洪特特例包含在上面的洪特规则了,你可以自己看啊

违背泡利不相容规则的是6,因为一个轨道只能填充两个电子;违背洪特规则的是2,因为2p上的电子要尽可能占更多的轨道。违背洪特规则特例的是4,因为d轨道在电子全充满时较稳定，因此应该是3d9，4s1。违背能量最低原则的是135.

电子在原子轨道的运动遵循三个基本定理：能量最低原理、泡利不相容原理、洪德定则。能量最低原理　　能量最低原理的意思是：核外电子在运动时，总是优先占据能量更低的轨道，使整个体系处于能量最低的状态。泡利不相容原理　　物理学家泡利在总结了众多事实的基础上提出：不可能有完全相同的两个费米子同时拥有样的量子物理态。泡利不相容原理应用在电子排布上，可表述为：同一轨道上最多容纳两个自旋相反的电子。该原理有两个推论：　　①若两电子处于同一轨道，其自旋方向一定不同；　　②若两个电子自旋相同，它们一定不在同一轨道；　　③每个轨道最多容纳两个电子。洪德规则(Hund"srule)　　洪德在总结大量光谱和电离势数据的基础上提出：电子在简并轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行[6]。对于同一个电子亚层，当电子排布处于　　全满（s^2、p^6、d^10、f^14）　　半满（s^1、p^3、d^5、f^7）　　全空（s^0、p^0、d^0、f^0）　　时比较稳定。电子排布式　　最初人们只是用电子结构示意图来表示原子的微观结构，但电子结构示意图只能表示出原子的电子层而不能表示出能级和轨道，电子排布式由此诞生。　　电子排布式的表示方法为：用能级符号前的数字表示该能级所处的电子层，能级符号后的指数表示该能级的电子数，电子依据“能级交错”后的能级顺序顺序和“能量最低原理”、“泡利不相容原理”和“洪德规则”三个规则进行进行。另外，虽然电子先进入4s轨道，后进入3d轨道（能级交错的顺序），但在书写时仍然按1s∣2s,2p∣3s,3p,3d∣4s的顺序进行。　　示例　　H：1s^1　　F：1s^2∣2s^2,2p^5　　S：1s^2∣2s^2,2p^6∣3s^2,3p^4　　Cr：1s^2∣2s^2,2p^6∣3s^2,3p^6,3d^5∣4s^1（注意加粗数字，是3d^5,4s^1而不是3d^4,4s^2，因为d轨道上，5个电子是半充满状态，这里体现了洪德规则）。　　这个顺序还是先依据能量最低原理然后是“泡利不相容原理”和“洪德规则”

自己看书比较准确哟！

这个是大学的专业知识呀！！！！

(1)泡利不相容原理---同一个轨道里,不能有四个量子数完全相同的两个电子! 推理---同一个轨道里的两个电子自旋必定相反! 同一个轨道里的两个电子,一个正自旋,一个反自旋! (2)能量最低原理---核外电子排布,尽先占据能量最低的轨道! 简单解释---能级交错!1s2,2s2,2p6,3s23p6,4s2,3d10,4p6... (3)洪特规则---电子尽先分占不同的轨道,且自旋相同! 推理---轨道半满,轨道全满是比较稳定的状态! (7)N---1S2,2S2,2Px,2Py,2Pz