原子结构：量子数，泡利原理和洪特规则。
原子结构的知识主要集中在电子部分，这一章应当掌握基础的定义和常数。大概总结如下：
洪特规则：能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。
1. 电子的电量 ： 1.602\times10^{-19}C
2. 电子质量 ： 9.11\times10^{-28}g
3. 测不准原理： λ=h/mv （ m v 即粒子动量 p ）
4. 主量子数 （电子层，能层）： n
取值范围：1,2,3,4……
5. 角量子数 （亚层，轨道形状，能级）： l
l 的意义是表示不同的一能层内不同的能级。其取值范围由主量子数 n 决定，为 1,2,3,4,……（n-1） 。1即代表s轨道，2代表p轨道，以此类推。
6. 磁量子数 （同一亚层的轨道数）： m
m 的取值范围由 l 决定，即 m = 0，±1，±2，±3......±l
7. 自旋量子数 （电子排布图中的两个小箭头即代表电子的两种不同自旋状态）： m_{s}
自旋量子数被用来描述电子的两种不同状态，这两种状态有不同的“自旋”角动量可以取 +1/2 或 -1/2
8. 光子能量公式 ： ΔE=En_{2}-En_{1}=hv
9.“n+0.7l”(n为主量子数，l为角量子数）
由图片可以看出：电子排布一般从1s，2s，2p这样排下来。一个挨一个的加上去，1s排2个电子，2s亦然，2p排6个电子，前边排满排后边。似乎很有道理，可是问题出在了过渡元素部分。3s，3p之后不是3d轨道，而是4s和4p，之后才是3d轨道。似乎很奇怪，但是反过来一想，代入n+0.7l就会很有道理。
关于轨道能量的(n＋0.7l)近似规律是我国著名化学家徐光宪先生提出的。他认为，轨道能量的高低顺序可由(n＋0.7l)值判断，数值大小顺序对应于轨道能量的高低顺序。还将首位数相同的能级归为一个能级组，并推出随原子序数增加，电子在轨道中填充的顺序为1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，……
例如：K原子的最后一个电子填充在3d还是4s轨道使原子能量较低呢？因为(3＋0.7×2)＞(4＋0.7×0)，所以电子应填在4s轨道上。
值得注意的是，虽然运用n＋0.7l 这个公式可以解释许多化学现象，但由于它仅是一个经验式，是从实验结果而来，而不是提高严密的推导得到的，故有其片面性，它较好的适用于外层电子，内层电子的能量主要决定于n。
该规则分析的主要是不同电子层、不同轨道上电子能量的问题。根据中学所学的核外电子排布规则，也可知道这样的规则有局限性。例如：d轨道即将半充满时该规律是无法解释的。例如以Cr和Cu为代表的一系列过渡元素，我们暂且称之为“特殊”元素吧。
“特殊”元素在元素周期表上主要分布在过渡元素的中间和末尾部分。
“特殊元素”的位置（忽略W和Sg这两个小别致）。
这两类的元素为什么电子排布如此反常？实际上，再看一遍洪特规则就可以很完美的理解了。以铬为例：按道理来讲应该是4s23d4，可是铜的电子排布却为4s13d5，这是为什么呢？
原因就在于电子对“半满”和“全满”的追求。
在不违背不相容原理的基础下。核外电子在各原子的排布轨道上的排布方式应使 整个原子能量处于最低的状态。
Hund在大量的光谱实验中总结发现了电子在相同的轨道上分布时，总是尽可能以自旋相同的方向占不同的轨道。这样的电子填入方式可使电子排布能量最低，例如以碳原子的基态为例2s22p2为例，两个p电子在同一轨道时排斥能大，而在不同轨道且自旋平行时排斥力小。所以当轨道被电子半充满或全充满时能量较低，较为稳定。
这一规则被称为Hund规则（Hund’s rule），实际上属于 能量最低原理 。
而例如W（[Xe]4f145d46s2）和Sg（[Rn]5f146d47s2），Pd（[Xe]4d10）等元素的特殊构型则不属于任何规则，它们的结构是由光谱实验测定的。
10.离子的排布：“n+0.4l”
离子的排布有时与基态原子不同，例如铁的最外层电子似乎是3d，然而在实验分析中，二价铁离子的电子却全部都在3d轨道，形成[Ar]3d6的排布。这又是为什么呢？
这就要引入另一个公式了。这个公式与先前的公式相似，与主量子数n与角量子数l有关，其形式为 n+0.4l 。运用n＋0.4l来解释铁原子在形成亚铁离子时究竟失去的是3d电子还是4s电子，就可以通了。由于电子失去总是一个一个失去的，铁先失去1个电子得到一价铁，对于铁原子，4s电子的(n＋0.4l)=4，而3d电子的(n＋0.4l)=3.8，说明4s电子能量更高，故易失去。
参考文献： 华彤文，王颖霞，卞江，陈景祖.普通化学原理[M].北京，北京大学出版社.2013.244-247，251-255.
