電子排布是表
示原子核外電子排布的圖式之一。有七個電子層，分別用1、2、3、4、5、6、7等數字表示K、L、M、N、O、P、Q等電子層，用s、p、d、f等符號分別表示各電子亞層，並在這些符號右上角用數字表示各亞層上電子的數目。如氧原子的電子排布式為1s２2s２2p４。迄今為止，只發現了7個電子層！排布原理
處於穩定狀態的原子，核外電子將儘可能地按能量最低原理排布，另外，由於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則，一般而言，在這三條規則的指導下，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，沒有例外的情況發生。
核外電子排布原理一----最低能量原理
電子在原子核外排布時，要儘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，不會覺得有什麼危險；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
電子排布核外電子排布原理二——保里不相容原理
我們已經知道，一個電子的運動狀態要從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鏇方向。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態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。根據這個規則，如果兩個電子處於同一軌道，那么，這兩個電子的自鏇方向必定相反。也就是說，每一個軌道中最多只能容納兩個自鏇方向相反的電子。這一點好像我們坐電梯，每個人相當於一個電子，每一個電梯相當於一個軌道，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，最多可以容納兩個自鏇相反的電子；p亞層有3個軌道，最多可以容納6個電子；d亞層有5個軌道，最多可以容納10個電子；f亞層有７個軌道，最多可以容納1４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。
排布方法
電子排布最外層電子到底怎樣排布，還要參考洪特規則，如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為
1s22s22p63s23p64s23d4
根據洪特規則，d亞層處於半充滿時較為穩定，故其排布式應為：
1s22s22p63s23p64s13d5
最後，按照人們的習慣“每一個電子層不分隔開來”，改寫成
1s22s22p63s23p63d54s1即可。
排布規律
電子排布2、能量最低原理：電子儘可能占據能量最低的軌道
3、Hund規則：簡併軌道（能級相同的軌道）只有被電子逐一自鏇平行地占據後，才能容納第二個電子
另外：等價軌道在全充滿、半充滿或全空的狀態是比較穩定的，亦即下列電子結構是比較穩定的：
全充滿---p6或d10或f14
半充滿----p3或d5或f7
全空-----p0或d0或f0
還有少數元素（如某些原子序數較大的過渡元素和鑭系、錒系中的某些元素）的電子排布更為複雜，既不符合鮑林能級圖的排布順序，也不符合全充滿、半充滿及全空的規律。而這些元素的核外電子排布是由光譜實驗結構得出的，我們應該尊重光譜實驗事實。
對於核外電子排布規律，只要掌握一般規律，注意少數例外即可。
洪特規則
電子排布全滿（s2、p6、d10、f14）
半滿（s1、p3、d5、f7）
全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定。這類似於我們坐電梯的情況中，要么電梯是空的，要么電梯裡都有一個人，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；如果有的電梯裡擠滿了兩個人，而有的電梯裡只有一個人，或有的電梯裡有一個人，而有的電梯裡沒有人，則必然有人產生抱怨情緒，我們稱之為不穩定狀態。
化學中的套用
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係：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於自鏇相同還是自鏇相反的狀態，而核外電子排布式不具備後一項功能。
電子排布2．原子的核外電子排布與元素周期律的關係
在原子裡，原子核位於整個原子的中心，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，發現核外電子排布遵守下列規律：原子核外的電子儘可能分布在能量較低的電子層上（離核較近）；若電子層數是n，這層的電子數目最多是2n2個；無論是第幾層，如果作為最外電子層時，那么這層的電子數不能超過8個，如果作為倒數第二層（次外層），那么這層的電子數便不能超過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
元素周期表如第一周期中含有的元素種類數為2，是由1s1~2決定的
第二周期中含有的元素種類數為8，是由2s1~22p0~6決定的
第三周期中含有的元素種類數為8，是由3s1~23p0~6決定的
第四周期中元素的種類數為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。對於同族元素而言，從上至下，隨著電子層數增加，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；對於同周期元素而言，隨著核電荷數的增加，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。
排布式
附：部分基態原子的電子排布式
注:原子軌道類型字母后的數字為電子個數
標"*"的元素的電子排列較特殊
[1]H氫
1s1
[2]He氦
1s2
電子排布1s22s1
[4]Be鈹
1s22s2
[5]B硼
1s22s22p1
[6]C碳
1s22s22p2
[7]N氮
1s22s22p3
[8]O氧
1s22s22p4
[9]F氟
1s22s22p5
[10]Ne氖
1s22s22p6
[11]Na鈉
1s22s22p63s1
[12]Mg鎂
1s22s22p63s2
[13]Al鋁
1s22s22p63s23p1
[14]Si矽
1s22s22p63s23p2
[15]P磷
1s22s22p63s23p3
[16]S硫
1s22s22p63s23p4
[17]Cl氯
1s22s22p63s23p5
[18]Ar氬
1s22s22p63s23p6
[19]K鉀
1s22s22p63s23p64s1
[20]Ca鈣
1s22s22p63s23p64s2
[21]Sc鈧
1s22s22p63s23p63d14s2
[22]Ti鈦
1s22s22p63s23p63d24s2
[23]V釩
1s22s22p63s23p63d34s2
*[24]Cr鉻
1s22s22p63s23p63d54s1
[25]Mn錳
1s22s22p63s23p63d54s2
[26]Fe鐵
1s22s22p63s23p63d64s2
[27]Co鈷
1s22s22p63s23p63d74s2
[28]Ni鎳
1s22s22p63s23p63d84s2
*[29]Cu銅
1s22s22p63s23p63d104s1
[30]Zn鋅
1s22s22p63s23p63d104s2
[31]Ga鎵
1s22s22p63s23p63d104s24p1
[32]Ge鍺
1s22s22p63s23p63d104s24p2
[33]As砷
1s22s22p63s23p63d104s24p3
[34]Se硒
1s22s22p63s23p63d104s24p4
[35]Br溴
1s22s22p63s23p63d104s24p5
[36]Kr氪
1s22s22p63s23p63d104s24p6
原理
電子排布是表示原子核外電子排布的圖式之一。有七個電子層，分別用1、2、3、4、5、6、7等數字表示K、L、M、N、O、P、Q等電子層，用s、p、d、f等符號分別表示各電子亞層，並在這些符號右上角用數字表示各亞層上電子的數目。如氧原子的電子排布式為1s22s22p4。迄今為止，只發現了7個電子層！
概述
處於穩定狀態的原子，核外電子將儘可能地按能量最低原理排布。另外，由於電子不可能都擠在一起，它們還要遵守泡利不相容原理和洪特規則，一般而言，在這三條規則的指導下，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，沒有例外的情況發生。電子排布
