一、电子云与原子轨道概念：
1、电子云：现代量子力学指出，不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某时刻处于原子核外空间何处，而只能确定它在核外各处出现的概率，核外电子的概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
（1）电子云表示电子在核外空间某处出现的几率，不代表电子的运动轨迹。（2）电子云图中小黑点的疏密表示电子出现几率的多少。
2、原子轨道：为了描绘电子云的形状，人们常把电子云中电子出现几率约为90%的空间圈出来，把这种电子云轮廓图称为原子轨道。
（1）不同的能级的电子原子轨道形状是不同的，如s电子的原子轨道是球型的，p电子的原子轨道是纺锤形的。
（2）不同能层的同种能级的电子原子轨道形状相似，只是半径不同，能层序数n越大，原子轨道的半径越大。
（3）s能级只有1个原子轨道，p能级有3个相互垂直的原子轨道，分别以px、py、pz表示。
二、原子轨道能量高低的判断:
不同的原子轨道其能量是有差别的，这主要与能层和能级有关系。（1）在每一能层中，不同原子轨道的能量顺序按能级符号顺序ns、np、nd、nf……依次升高。
（2）不同能层中，能级符号相同的，n越大，能量越高，如1s＜2s＜3s＜4s＜……
（3）相同能级的不同原子轨道，能量相同，如2px=2py=2pz等。
（4）不同能层、不同能级的电子原子轨道的能量高低按照构造原理能量依次升高，即
1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s＜3d＜4p＜5s＜4d＜5p＜6s＜4f＜5d＜6p＜7s……三、原子轨道与电子填充顺序：
基态原子核外电子排布遵循下列原理：
1、能量最低原理：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。核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有邓能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道。
2、泡利原理：1个原子轨道里最多容纳2个电子，而且自旋方向相反（用“↑↓”表示），或者说，在同一个原子中，不可能有2个处于完全相同状态的原子，这个原理是由泡利首先提出的，称为泡利原理。在同一个原子轨道里点子的自旋方向是不同的，自旋只有2种方向：顺时针方向和逆时针方向。
3、洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道。而且自旋方向相同，这个规则是由洪特首先提出的，称为洪特规则。
（1）在能量相同的轨道上分布的电子，将尽可能分占不同轨道，而且自旋方向相同。如碳原子的2个p电子的排布：应该是：↑↑而不是：↑↓
再如:氮原子的3个p电子也是分布在3个p轨道上，并且自旋相同。
↑↑↑
（2）等价轨道全充满、半充满、或全空的状态一般比较稳定，也就是说，具有下列电子层结构的原子是比较稳定的：
全充满：p6，d10，f14 半充满：p3，d5，f7 全空：p0，d0，f0 例如：24Cr：[Ar]3d54s1（稳定）而不是：3d44s2
10192
29Cu：[Ar]3d4s（稳定）而不是3d4s 四、原子核外电子排布的表示方法：
1、原子结构示意图：表示原子的核电荷数和核外电子排布的图示。圆圈表示原子核，圈内数字表示质子数目，“+”表示质子带正电荷，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层上的电子数。这种方法只能粗略的表示原子的电子层结构情况，电子层数、最外层电子数等信息。
2、电子排布式：用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数。电子排布时按照构造原理、洪特规则等进行，在书写时应将同一层的电子写在一起，如：26Fe 按能量由低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同层的排在一起即该原子的电子排布式: 1s22s22p63s23p63d64s2。
为了避免电子排布式书写过长，通常把内层电子已达稀有气体元素电子结构的部分写成原子实，即以相应稀有气体元素符号外加方括号表示：如26Fe的电子排布式也可写为：[Ar] 3d64s2。
3、轨道表示式：是用方框和箭头表明核外电子排布的式子。每一个方框表示一个轨道，能量相同的轨道连在一起。与电子排布式相比，它具有轨道上自旋方向和在成键时电子变化明晰的特点，但是稍微麻烦些。书写时先写元素符号，再根据能量最低原理、泡利原理、洪特规则等书写。如：
15P
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↑↑
1s 2s 2p 3s 3p
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