泡利原理。洪特规则、能量最低原理这三大规则与之前在【002】中提到的构造原理不同，三大规则解决的问题并不是电子填入哪一个能级，而是电子在能级里面会发生怎样的行为。也就是之前我们只研究了电子排布式，例如铁 [Ar]3d^{6}4s^2 那么在 3d^6 中，这六个电子如何填充呢？是填满3个轨道，剩下两个轨道空着，还是平均占有5个轨道，剩下一个电子跑到一个轨道和另一个规则成对呢？要搞明白这个，我们首先要引入能量最低原理。

一、能量最低原理

在【003】中我们知道，基态是能量最低的状态，所以，基态原子的电子排布是能量最低的原子轨道组合，由此人们得出一条原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理。

所以，假如一个电子越过1s，直接从2s填起，我们就说这违背了能量最低原理。这个原理看上去很简单，却是整个物理学化学中很根基的东西，也是我们接下来要讲的两个原理的根基。

二、泡利不相容原理

1925年，泡利（Pauli）提出，在一个原子轨道里，最多只能容纳两个电子，它们的自旋方向相反（关于自旋请见【002】），这个原理被称为泡利原理。

下面我们来看看电子排布的轨道表达式（电子排布图），与电子排布式不同，轨道表达式更进一步地阐明了能级里面的电子是怎排布的，我们要讲的就是轨道表达式的规则：

1.用方框或圆圈表示原子轨道，能量相同的原子轨道（简并轨道）的方框相连；

2.箭头表示自旋状态的电子，箭头方向表示自旋状态；

3.通常应在方框下方或上方标记能级符号，有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同，

举例如图：

 

讲完了泡利原理和电子排布的轨道表示式，让我们进一步学习洪特规则。

三、洪特规则

洪特（Hunt）指出，在基态的原子或离子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋方向平行，称为洪特规则（如p轨道就是三重简并，s轨道不简并）

注意洪特规则是有特例的，这个特例考试经常考。电子填充状态为半充满，全充满时，原子比较稳定。三个电子填充三个轨道比四个电子填充三个轨道是要稳定的。

（看到这里了，尝试写出21~36号元素的电子价电子的轨道表示式吧！）

写完后，会发现有两个特例Cu、Cr，要特别注意它们的轨道表达式的书写。

必须指出，该规则只对基态原子或离子成立，激发态不谈洪特规则。（泡利不相容原理仍然适用）激发态时，电子会重新排布，重新成对，原子能量不是每个电子能量的叠加，我们追求的是原子能量最低，而不是每个电子能量最低（玄学doge）。