原子核外電子的排布并非雜亂無章，而是遵循著一系列基本的物理規律。理解這些規律是掌握原子結構與元素性質關系的關鍵。
一、電子排布遵循的基本原則
- 能量最低原理：電子總是優先占據能量最低的軌道，以使整個原子體系處于能量最低、最穩定的狀態。電子填充軌道的順序遵循構造原理，即從1s軌道開始，按能級組由低到高依次填充。
- 泡利不相容原理：在同一個原子中，不可能存在運動狀態完全相同的兩個電子。換言之，每一個原子軌道最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。
- 洪特規則：當電子在能量相同的軌道（即簡并軌道，如三個p軌道、五個d軌道）上排布時，總是優先以自旋方向相同的方式，單獨占據不同的軌道。這種排布方式使原子的能量最低、最穩定。洪特規則的特例是，對于同一電子亞層，當電子排布處于全充滿、半充滿或全空狀態時，原子體系比較穩定。
二、核外電子排布的表示方法
- 原子結構示意圖：用圓圈表示原子核及核電荷數，用弧線表示電子層，弧線上的數字表示該層上的電子數。這是一種直觀但不夠精確的表示方法。
- 電子排布式：這是最常用且精確的表示方法。它按能級順序寫出各亞層符號，并在其右上角用數字標出該亞層上的電子數。例如，鈉原子（Na，原子序數11）的電子排布式為：1s22s22p?3s1。對于部分原子，為簡化書寫，常用其前一周期的稀有氣體元素符號加方括號表示內層電子構型，如鈉也可表示為[Ne]3s1。
- 軌道表示式（又稱電子排布圖）：用小方格（或圓圈）代表原子軌道，用箭頭（↑和↓）表示電子的自旋狀態。它能更直觀地體現洪特規則和泡利原理。
三、電子排布與元素周期律
核外電子排布的周期性變化是元素性質（如原子半徑、電離能、電負性等）呈現周期性變化的根本原因。主族元素的價電子排布（即最外層電子排布）決定了其主要的化學性質。例如，堿金屬元素的最外層都是ns1結構，易于失去一個電子形成+1價陽離子，表現出強烈的金屬性。
掌握原子核外電子排布的規律，不僅能幫助我們書寫任意原子的電子構型，更是理解元素在周期表中的位置、預測元素及其化合物物理化學性質的理論基石。
