德国人弗里德里希·洪特（F.Hund）根据大量光谱实验数据总结出一个规律，即电子分布到能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式分别占据不同的轨道，因为这种排布方式原子的总能量最低。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。

定义

洪特根据大量的光谱实验指出：电子在能量相同的轨道（即等价轨道）上排布时，总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向同向，因为这样的排布方式总能量最低，称为洪特规则（Hund’s rule)。

适用范围

洪特规则只适用于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：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…

对于特定电子排布，不同组态的LS耦合，洪特规则确定了能量排列顺序：

（1）总自旋S越大，能量越低。 （2）S相等情况下，总轨道角动量L越大，能量越低。 （3）在S和L都相等情况下，对于未满半壳层或刚好半壳层，总角动量J越小能量越低，否则，J越大能量越低。

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 $1 s$ 轨道中，又有 2 个电 子排布到第二层的 $2 s$ 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 2 p轨道 中。氮原子的电子排布式为 $1 \mathrm{~s}^2 2 \mathrm{~s}^2 2 \mathrm{p}^3$ 。这种用量子数和角量子数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。

氖 $(\mathrm{Ne})$ 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 $1 \mathrm{~s}$ 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。因此氙的原子结构可以用电子构型表示为 $1 s^2 2 \mathrm{~s}^2 2 p{ }^6$ 。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 ( $\mathrm{Na})$ 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 $1 s^2 2 s^2 2 p^6 3 s{ }^1$ 。为了避免电子结构式书写过繁，也可以把内层电子已达到桸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 $[\mathrm{Ne}] 3 \mathrm{~s}{ }^1$ 。

钾 (K) 原子核外共有 19 个电子，由于 $3 d$ 和 $4 s$ 轨道能级交错，第19个电子填入4s轨道而不填入 $3 d$ 轨道，它的电子构型为 $1 s^2 2 s^2 2 p^6 3 s^2 3 p^6 4 s^1$ 或[Ar]4s ${ }^1$ 。同理20号元素钘 (Ca) 的第19、20个电子也填入4s轨道，锠原子的电子构型为 $[\operatorname{Ar}] 4 \mathrm{~s}^2$ 。

铬 $(\mathrm{Cr})$ 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 $[A r] 3{ }^5 4 \mathrm{~s}^1$ ，而不是 $[\mathrm{Ar}] 3 \mathrm{~d}^4 4 \mathrm{~s}^2$ 。这是因为 $3 d^5$ 的半充满结构是一种能量较低的稳定结构。

作为洪特规则的发展，能量简并的等价轨道全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的尤其是简并度高的轨道更是如此。如 全充满: $p^6 、 d^{10} 、 f^{14}$ ；半充满: $p^3 、 d^5 、 f^7$; 全空: $p^0 、 d^0 、 f^0$ 。

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、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 $\left(p^0 、 d^0 、 f^0\right)$ 和全满时 $\left(p^6 、 d^{10} 、 f^{14}\right)$ 的结构，也具有较低 能量和较大的稳定性。像铁离子 $\mathrm{Fe}^{3+}\left(3 d^5\right)$ 和亚铁离子 $\mathrm{Fe}^{2+}\left(3 d^6\right)$ 对比看，从 $3 d^6 \rightarrow 3 d^5$ 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 $1 s^2 2 s^2 2 p^6 3 s^2 3 p^6 3 d^5 4 s^1$ 。

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。 如24号元素铬 $(\mathrm{Cr})$ 电子排布为 $1 s^2 2 s^2 2 p^6 3 s^2 3 p{ }^6 3 d^5 4 s^1$ ； 29 号元素铜 (Cu) 电子排布为 $1 s^2 2 s^2 2 p^6 3 s^2 3 p{ }^6 3 d{ }^{10} 4 s^1$ ； 洪特规则的例外很多例如“原子轨道中，每一层半满或全满时能量最低”, 也就是说 $s^1, s^2, p^3, p^6, d^5 、 d^{10}, f^7$ 、$f^{14}$ 的时候能量最低也最稳定，是原子存在的一般形式，但是只要看元素周期表就会发现，排在下面几行的几类元素，尤其是镧 系和锕系元素没有几个符合洪特规则，这也是理论所无法解释的。