1 能量最低原理 自然界一個普遍的規律是“能量越低越穩定”。

原子中的電子也是如此。在不違反保裡原理的條件下，電子優先佔據能量較低的原子軌道，使整個原子體系能量處於最低，這樣的狀態是原子的基態。原子軌道能量的高低(也稱能級)主要由主量子數n和角量子數l決定。當l相同時，n越大，原子軌道能量E越高，例如E1s＜E2s＜E3s；E2p＜E3p＜E4p。當n相同時，l越大，能級也越高，如E3s＜E3p＜E3d。當n和l都不同時，情況比較複雜，必須同時考慮原子核對電子的吸引及電子之間的相互排斥力。由於其他電子的存在往往減弱了原子核對外層電子的吸引力，從而使多電子原子的能級產生交錯現象，如E4s＜E3d，E5s＜E4d。Pauling根據光譜實驗資料以及理論計算結果，提出了多電子原子軌道的近似能級圖。用小圓圈代表原子軌道，按能量高低順序排列起來，將軌道能量相近的放在同一個方框中組成一個能級組，共有7個能級組。電子可按這種能級圖從低至高順序填入。一切自然變化進行的方向都是使能量降低，因為能量較低的狀態比較穩定，此謂能量最低原理。人是自然界的一員，我想也應該適用於此原理。所以人才會透過各種方式發洩和排解自己的各種能量。這其中包括喜怒哀樂等情緒以運動。不過釋放能量的方式還是要注意的，如小孩本身不能儲存過多的情緒，想哭就哭、想笑就笑，沒有太大的衝擊；而成人能夠容納很多的能量，所以感情更深沉豐富。但也有弊端，如果這些能量不能合理的排解，一旦沖垮理智的大壩，江河氾濫，後果不堪設想。我想在我們提升自身修養與胸懷的同時，一定要時刻注意心理能量的警戒線，及時合理宣洩自身的情緒。有容乃大，無欲則剛。2 另外解釋一下 是洪特規則 不是洪特原理 在能量相等的軌道上，自旋平行的電子數目最多時，原子的能量最低。所以在能量相等的軌道上，電子儘可能自旋平行地多佔不同的軌道。例如碳原子核外有6個電子，按能量最低原理和保裡不相容原理，首先有2個電子排布到第一層的1s軌道中，另外2個電子填入第二層的2s軌道中，剩餘2個電子排布在2個p軌道上，具有相同的自旋方向，而不是兩個電子集中在一個p軌道，自旋方向相反。作為洪特規則的補充，能量相等的軌道全充滿、半克滿或全空的狀態比較穩定。根據以上原則，電子在原子軌道中填充排布的順序為1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…。下面我們運用核外電子排布的三原則來討論核外電子排布的幾個例項。氮(N)原子核外有7個電子，根據能量最低原理和保裡不相容原理，首先有2個電子排布到第一層的1s軌道中，又有2個電子排布到第二層的2s軌道中。按照洪特規則，餘下的3個電子將以相同的自旋方式分別排布到3個方向不同但能量相同的2p軌道中。氮原子的電子排布式為1s2 2s2 2p3。這種用量子數n和l表示的電子排布方式，叫做電子構型或電子組態，右上角的數字是軌道中的電子數目。也可以用下式比較形象地表明這些電子的磁量子數和自旋量子數： 氖(Ne)原子核外有10個電子，根據電子排布三原則，第一電子層中有2個電子排布到1s軌道上，第二層中有8個電子，其中2個排布到2s軌道上，6個排布到2p軌道上。因此氛的原子結構可以用電子構型表示為1s2 2s2 2p6。這種最外電子層為8電子的結構，通常是一種比較穩定的結構，稱為稀有氣體結構。鈉(Na)原子核外共有11個電子，按照電子排布順序，最後一個電子應填充到第三電子層上，它的電子構型為1s2 2s2 2p6 3s1。為了避免電子結構式書寫過繁，也可以把內層電子已達到稀有氣體結構的部分寫成“原子實”，以稀有氣體的元素符號外加方括號來表示，例如鈉原子的電子構型也可以表示為〔Ne〕3s1 鉀(K)原子核外共有19個電子，由於3d和4s軌道能級交錯，第19個電子填入4s軌道而不填入3d軌道，它的電子構型為1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1或〔Ar〕4s1。同理20號元素鈣(Ca)的第19，20個電子也填入4s軌道，鈣原子的電子構型為〔Ar〕4s2。鉻(Cr)原子核外有24個電子，最高能級組中有6個電子。鉻的電子構型為〔Ar〕3d5 4s1，而不是〔Ar〕3d4 4s2。這是因為3d5的半充滿結構是一種能量較低的穩定結構。洪特規則之一 洪特規則是在等價軌道（指相同電子層、電子亞層上的各個軌道）上排布的電子將盡可能分佔不同的軌道，且自旋方向相同。後來經量子力學證明，電子這樣排布可能使能量最低，所以洪特規則也可以包括在能量最低原理中。洪特規則之二 洪特規則 又稱等價軌道規則。在同一個電子亞層中排布的電子，總是儘先佔據不同的軌道，且自旋方向相同。如氮原子中的3個p電子分佈於3個p軌道上並取向相同的自旋方向。p軌道上有3個電子、d軌道上有5個電子、f軌道上有7個電子時，都是半充滿的穩定結構。另外量子力學的研究表明；等價軌道全空(p0、d0、f0)和全滿時(p6、d10、f14)的結構，也具有較低能量和較大的穩定性。像鐵離子Fe3+(3d5)和亞鐵離子Fe2+(3d6)對比看，從3d6→3d5才穩定，這和亞鐵離子不穩定易被氧化的事實相符合。根據洪特規則鉻的電子排布式應為1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1。3 保裡不相容原理 在一個原子中沒有兩個或兩個以上電子具有完全相同的四個量子數(在主量子數n、角量子數l、磁量子數ml、自旋磁量子數ms表象中的表達)。或者說一個原子軌道上（主量子數n、角量子數l、磁量子數ml 相同時）最多隻能排兩個電子，而且這兩個電子自旋方向必須相反。因此一個s軌道最多隻能有2個電子，p軌道最多可以容納6個電子。按照這個原理，表1-1歸納了各個原子軌道上可容納最多的電子數，從表中可得出第n電子層能容納的電子總數為2n2個。泡利不相容原理： 指在原子中不能容納運動狀態完全相同的電子。又稱泡利原子、不相容原理。一個原子中不可能有電子層、電子亞層、電子雲伸展方向和自旋方向完全相同的兩個電子。如氦原子的兩個電子，都在第一層（K層），電子雲形狀是球形對稱、只有一種完全相同伸展的方向，自旋方向必然相反。每一軌道中只能客納自旋相反的兩個電子，每個電子層中可能容納軌道數是n2個、每層最多容納電子數是2n2。核外電子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特規則．能量最低原理就是在不違背泡利不相容原理的前提下，核外電子總是儘先佔有能量最低的軌道，只有當能量最低的軌道佔滿後，電子才依次進入能量較高的軌道，也就是儘可能使體系能量最低．洪特規則是在等價軌道(相同電子層、電子亞層上的各個軌道)上排布的電子將盡可能分佔不同的軌道，且自旋方向相同．後來量子力學證明，電子這樣排布可使能量最低，所以洪特規則可以包括在能量最低原理中，作為能量最低原理的一個補充． 自旋為半整數的粒子（費米子）所遵從的一條原理。簡稱泡利原理。它可表述為全同費米子體系中不可能有兩個或兩個以上的粒子同時處於相同的單粒子態。電子的自旋，電子遵從泡利原理。1925年W.E.泡利為說明化學元素週期律提出來的。原子中電子的狀態由主量子數n、角量子數l、磁量子數ml以及自旋磁量子數ms所描述，因此泡利原理又可表述為原子內不可能有兩個或兩個以上的電子具有完全相同的4個量子數n、l 、ml 、ms 。根據泡利原理可很好地說明化學元素的週期律。泡利原理是全同費米子遵從的一條重要原則，在所有含有電子的系統中，在分子的化學價鍵理論中、在固態金屬、半導體和絕緣體的理論中都起著重要作用。後來知道泡利原理也適用於其他如質子、中子等費米子。泡利原理是認識許多自然現象的基礎。最初泡利是在總結原子構造時提出一個原子中沒有任何兩個電子可以擁有完全相同的量子態。一個由個費米子組成的量子系統波函式完全反對稱： 和是第個費米子的位置和自旋，是置換算符，其作用是對換兩個粒子： 解釋： 假如將任何兩個粒子對調後波函式的值的符號改變的話，那麼這個波函式就是完全反對稱的。這說明兩個費米子在同一個系統中永遠無法佔據同一量子態。由於所有的量子粒子是不可區分的，假如兩個費米子的量子態完全相同的話，那麼在將它們對換後不應該波函式的值不應該改變。這個悖論的唯一解是該波函式的值為零： 比如在上面的例子中假如兩個粒子的位置波函式一致的話，那麼它們的自旋波函式必須是反對稱的，也就是說它們的自旋必須是相反的。4 至於洪特特例包含在上面的洪特規則了,你可以自己看啊