洪特规则

适用范围

该定则只适用于LS 耦合的情况。有少数例外是由于组态相互作用或偏离LS 耦

合引起的。该定则可用量子力学理论和泡利不相容原理来解释。该定则对确定自

由原子或离子的基态十分有用。

洪特规则前提

洪特规则前提：对于基态原子来说

在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。所以在能

量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。例如碳原子核外有6

个电子，按能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的

1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个不

同的2p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自

旋方向相反。作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、半满或全空的状态

比较稳定。

根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p

5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…。

详细信息

下面我们运用核外电子排布的三原则来讨论核外电子排布的几个实例。

氮(N)原子核外有7个电子，根据能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个

电子排布到第一层的1s轨道中，又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。按照

洪特规则，余下的3个电子将以相同的自旋方式分别排布到3个方向不同但能量

相同的2p轨道中。氮原子的电子排布式为1s2 2s2 2p3。这种用量子数n和l

表示的电子排布方式，叫做电子构型或电子组态，右上角的数字是轨道中的电子

数目。也可以用下式比较形象地表明这些电子的磁量子数和自旋量子数：

氖(Ne)原子核外有10个电子，根据电子排布三原则，第一电子层中有2个电子

排布到1s轨道上，第二层中有8个电子，其中2个排布到2s轨道上，6个排布

到2p轨道上。因此氖的原子结构可以用电子构型表示为1s2 2s2

电子的磁量子数和自旋量子数

2p6。这种最外电子层为8电子的结构，通常是一种比较稳定的结构，称为稀有

气体结构。

钠(Na)原子核外共有11个电子，按照电子排布顺序，最后一个电子应填充到第

三电子层上，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s1。为了避免电子结构式书写过繁，

也可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元

素符号外加方括号来表示，例如钠原子的电子构型也可以表示为[Ne]3s1

钾(K)原子核外共有19个电子，由于3d和4s轨道能级交错，第19个电子填入

4s轨道而不填入3d轨道，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1或[Ar]4s1。

同理20号元素钙(Ca)的第19，20个电子也填入4s轨道，钙原子的电子构型为

[Ar]4s2。

铬(Cr)原子核外有24个电子，最高能级组中有6个电子。铬的电子构型为[Ar]3d5

4s1，而不是[Ar]3d4 4s2。这是因为3d5的半充满结构是一种能量较低的稳定结

构。

洪特规则之一

洪特规则是在等价轨道（指相同电子层、电子亚层上的各个轨道）上排布的电子

将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。后来经量子力学证明，电子这样排

布可能使能量最低，所以洪特规则也可以包括在能量最低原理中。

洪特规则之二

洪特规则 又称等价轨道规则。在同一个电子亚层中排布的电子，总是尽先占据

不同的轨道，且自旋方向相同。如氮原子中的3个p电子分布于3个p轨道上并

取向相同的自旋方向。p轨道上有3个电子、d轨道上有5个电子、f轨道上有7

个电子时，都是半充满的稳定结构。另外量子力学的研究表明；等价轨道全空(p0、

d0、f0)和全满时(p6、d10、f14)的结构，也具有较低能量和较大的稳定性。像

铁离子Fe3+(3d5)和亚铁离子Fe2+(3d6)对比看，从3d6→3d5才稳定，这和亚铁

离子不稳定易被氧化的事实相符合。根据洪特规则铬的电子排布式应为1s2 2s2

2p6 3s2 3p6 3d5 4s1。

洪特规则特例

当同一能级各个轨道上的电子排布为全满、半满或全空时，可使体系能量最低。

[1]

如24号元素铬（Cr）电子排布为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

29号元素铜（Cu）电子排布为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1