这么给你说吧，原子有核外电子，电子要排在轨道上；
总的说来，核外电子层分K、L、M、N、O、P，这你知道吧，
可是科学家发现，在这每一层上，又有很多能量不同的区域，即电子亚层；
这种电子亚层有四种，分别用字母s,p,d,f来表示；
电子亚层，其实你就可以理解为电子轨道群，
每个亚层上都有若干个轨道，
s亚层有1个轨道，p亚层有3个轨道，d亚层有5个轨道，f亚层有7个轨道，
有了这些轨道，电子才能装进去，每个轨道上能容纳2个自旋方向相反的电子（意思就是说，这两个电子旋转方向不一样）。
那么我再给你找些实用的资料，以后对你会很有用的：
①K层只有s亚层，简称为1s；L层有s，p两个亚层，简称为2s，2p；M层有s，p，d三个亚层，简称为3s，3p，3d；等等。
②由于亚层的存在，使同一个电子层中电子能量出现不同，甚至出现低电子层的高亚层能量大于高电子层的低亚层，各亚层能量由低到高排列如下：
1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f....... 补充一点：根据能量最低原理，电子通常总是先填充能量低的亚层（懂了这个你就知道为什么有时第三层，就是M层有时没有填满，电子就去添下一层N层了吧，如钙，3s和3p都填满了，但是没填3d，就去填4s）
③个人建议：如果你想更了解关于电子亚层的知识，可以再了解一下：能量最低原理，洪特原理，保里不相容原理，洪特特例。
真的很有用！！
1 能量最低原理 自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。原子中的电子也是如此。在不违反保里原理的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。
原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s＜E2s＜E3s；E2p＜E3p＜E4p。当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s＜E3p＜E3d。当n和l都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E4s＜E3d，E5s＜E4d。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。
一切自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，此谓能量最低原理。
人是自然界的一员，我想也应该适用于
此原理。所以人才会通过各种方式发泄和排解自己的各种能量。这其中包括喜怒哀乐等情绪以运动。不过释放能量的方式还是要注意的，如小孩本身不能存储过多的情绪，想哭就哭、想笑就笑，没有太大的冲击；而成人能够容纳很多的能量，所以感情更深沉丰富。但也有弊端，如果这些能量不能合理的排解，一旦冲垮理智的大坝，江河泛滥，后果不堪设想。我想在我们提升自身修养与胸怀的同时，一定要时刻注意心理能量的警戒线，及时合理宣泄自身的情绪。有容乃大，无欲则刚。
2 另外解释一下 是洪特规则 不是洪特原理 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，按能量最低原理和保里不相容原理，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p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、半克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…。
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保里不相容原理，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。因此氛的原子结构可以用电子构型表示为1s2 2s2 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。
3 保里不相容原理 在一个原子中没有两个或两个以上电子具有完全相同的四个量子数(在主量子数n、角量子数l、磁量子数ml、自旋磁量子数ms表象中的表达)。或者说一个原子轨道上（主量子数n、角量子数l、磁量子数ml 相同时）最多只能排两个电子，而且这两个电子自旋方向必须相反。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，表1-1归纳了各个原子轨道上可容纳最多的电子数，从表中可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个。
泡利不相容原理：
指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原子、不相容原理。一个原子中不可能有电子层、电子亚层、电子云伸展方向和自旋方向完全相同的两个电子。如氦原子的两个电子，都在第一层（K层），电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，自旋方向必然相反。每一轨道中只能客纳自旋相反的两个电子，每个电子层中可能容纳轨道数是n2个、每层最多容纳电子数是2n2。
核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则．能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，
核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能
使体系能量最低．洪特规则是在等价轨道(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．后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充．
自旋为半整数的粒子（费米子）所遵从的一条原理。简称泡利原理。它可表述为全同费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。电子的自旋，电子遵从泡利原理。1925年W.E.泡利为说明化学元素周期律提出来的。原子中电子的状态由主量子数n、角量子数l、磁量子数ml以及自旋磁量子数ms所描述，因此泡利原理又可表述为原子内不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的4个量子数n、l 、ml 、ms 。根据泡利原理可很好地说明化学元素的周期律。泡利原理是全同费米子遵从的一条重要原则，在所有含有电子的系统中，在分子的化学价键理论中、在固态金属、半导体和绝缘体的理论中都起着重要作用。后来知道泡利原理也适用于其他如质子、中子等费米子。泡利原理是认识许多自然现象的基础。
最初泡利是在总结原子构造时提出一个原子中没有任何两个电子可以拥有完全相同的量子态。
一个由个费米子组成的量子系统波函数完全反对称：
和是第个费米子的位置和自旋，是置换算符，其作用是对换两个粒子：
解释：
假如将任何两个粒子对调后波函数的值的符号改变的话，那么这个波函数就是完全反对称的。这说明两个费米子在同一个系统中永远无法占据同一量子态。由于所有的量子粒子是不可区分的，假如两个费米子的量子态完全相同的话，那么在将它们对换后不应该波函数的值不应该改变。这个悖论的唯一解是该波函数的值为零：
比如在上面的例子中假如两个粒子的位置波函数一致的话，那么它们的自旋波函数必须是反对称的，也就是说它们的自旋必须是相反的。
4 至于洪特特例包含在上面的洪特规则了,你可以自己看啊
从电子云重叠的方式来看，共价键可分为σ键和π键。
当原子之间只有一对电子时，这对电子形成的化学键为单键。单键是σ键，σ键是成键的两个原子的轨道沿着两核连线方向“头碰头”进行重叠而形成的共价键。s与s轨道，s与p轨道，p与p轨道以及s、p与杂化轨道，杂化轨道和杂化轨道之间都可以形成σ键。σ键的特点是重叠的电子一在两核连线上，
受原子核束缚力较大，重叠程度也大，比较牢固，σ键绕轴旋转时，电子云重叠程度不受影响。电子云对两个原子核的连线——键轴呈圆柱形对称。
当
原子之间有一对以上电子时，所对应的化学键称为重键。最常见的重键是由一个σ键和一个或数个p—pπ键或p—p大π键组成的。π键是成健原子的p轨道电子云“肩并肩”进行重叠而形成的共价键。一般来说，π健不能独立存在，总是和σ键一起形成双键或叁键。π键的特点是重叠的电子云分布在两核连线的两方，受原子核束缚力小，电子云重叠程度要比σ键小得多，所以π键不如σ键牢固。但是π键电子云受原子束缚力小，电子的能量较高，易活动，其化学性质较σ键活泼。π键绕键轴（两轴连线）旋转后会发生破裂。
形成p—pπ键和p—p大π键的条件是分子或离子里有平行的p道可以容纳分子中的电子（一般在电子占据能量较低的σ和孤对电子对的轨道后）。p—p大π键是存在于两个以上原子核之间的化学键，常称为“离域大π键”。大π键的符号 。其中的a是平行p轨道数，b是这些轨道里的电子数。当a=b=2时，就是一般的p—pπ键。应当注意，b<2a，否则不能形成π键。
1．甲醛分子中的p—pπ键。
甲醛分子中心原碳采取sp3杂化轨道，碳原子上还有一个未参加杂化的p轨道是与分子的σ键形成的骨架平面垂直的，氧原子上有一个p轨道与碳原子的上p产轨道互相平行，形成一个p—pπ键。在π键里的电子数可以通过下面的顺序来计算：①甲醛分子里的电子总数==中性原子的价电子之和==2×1＋4＋6==12。②计算σ键和孤对电子的电子数：2H—C＋C—O＋4==10。③剩下的电子是在p—pπ键或p—p大π键里的电子：12－10==2。所以甲醛分子里的p—pπ键是一般的p—pπ键。
2．苯分子里的p—p大π键
苯分子里的每个碳原子取sp2杂化轨道，每个碳原子有一未参加杂化的p轨道。由于苯分子是平面分子，因此6个未参加杂化的p轨道是互相平行的。其中的电子数的计算如下：6×1（H）＋6×4（C）==30；30－6×2－6×2==6。所以苯分子里有 型p—p大π键。
3．CO2分子里的大π键。
CO2是直线形的分子，在中心原子碳原子上没有抓对电子。根据杂化轨道理论，CO2分子的碳原于取sp杂化轨道。应当特别强调指出的是：当某原子采取sp杂化轨道时，它的两个未参加杂化的p轨道在空间的取向是踉sp杂化轨道的轴呈正交的关系（即相互垂直）。对于CO2分子，有两套O—C—O相互平行的由三个原子提供的3个p—轨道。 CO2分子共有4＋2×6==16个价电子，两个C—Oσ键和每个氧原子上的一对孤对电子对总共8个电子，
尚余8个电子应当填入上述两套三原子的平行产轨道，即每套是三个轨道4个电子，标为 。换言之，CO2分子里有两套 p—p大π键。
4．O3分子里的大π键
臭氧分子是平面三角形（包括氧原子上的孤
对电子对）的理想模型（O原子的成的σ键骨架呈角型）。根据杂化轨道理论，臭氧分子中的中心氧原子取sp2杂化轨道。应当特别强调指出的是，所有的取sp2杂化轨道的原子都尚有一个未参与杂化的p轨道，它在空间的取向是垂直于分子平面。对于臭氧分子，每个配位氧原子有一对孤对电子对取原来的s轨道，有一对孤对电子对取原来的p轨道而且不同氧原子上的这个孤对电子互不平行，于是还有一套三原子的相互平行的三个p轨道。在这套平行的p轨道里应当容纳3×6－2×2－2×4==4个电子，因此分子里有一套 大π键。