建议看看这个ppt，了解一下量子力学原子结构，多电子原子结构就好懂一些拉~
http://myweb.yzu.edu.cn/zhangxyxy/kj/%E7%AC%AC%E4%BA%94%E7%AB%A0%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E4%B8%8E%E5%85%83%E7%B4%A0%E5%91%A8%E6%9C%9F%E8%A1%A8.ppthttp://zlq.zust.edu.cn/wjfx/pdf/%E7%AC%AC%E4%B8%83%E7%AB%A0%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E4%B8%8E%E5%85%83%E7%B4%A0%E5%91%A8%E6%9C%9F%E7%B3%BB.pdf 核外电子的运动状态
电子在原子中的运动状态，可n，l，m，ms四个量子数来描述。
（一）主量子数n
主量子数n是用来描述原子中电子出现几率最大区域离核的远近，或者说它是决定电子层数的。主量子数的n的取值为1，2，3…等正整数。例如，n=1代表电子离核的平均距离最近的一层，即第一电子层；n=2代表电子离核的平均距离比第一层稍远的一层，即第二电子层。余此类推。可见n愈大电子离核的平均距离愈远。
在光谱学上常用大写拉丁字母K，L，M，N，O，P，Q代表电子层数。
主量子数（n）
1
2
3
4
5
6
7
电子层符号
K
L
M
N
O
P
Q
主量子数n是决定电子能量高低的主要因素。对单电子原子来说，n值愈大，电子的能量愈高。但是对多电子原子来说，核外电子的能量除了同主量子数n有关以外还同原子轨道（或电子云）的形状有关。因此，n值愈大，电子的能量愈高这名话，只有在原子轨道（或电子云）的形状相同的条件下，才是正确的。
（二）副量子数l
副量子数又称角量子数。当n给定时，l可取值为0，1，2，3…（n-1）。在每一个主量子数n中，有n个副量子数，其最大值为n-1。例如n=1时，只有一个副量子数，l=0，n=2时，有两个副量子数，l=0，l=1。余此类推。按光谱学上的习惯l还可以用s，p，d，f等符号表示。
l 0 1 2 3
光谱符号 s p d F
副量子数l的一个重要物理意义是表示原子轨道（或电子云）的形状。L=0时（称s轨道），其原子轨道（或电子云）呈球形分布（图4-5）；l=1时（称p轨道），其原子轨道（或电子云）呈哑铃形分布（图4-6）；…
图4-5 s电子云图 4-6 p电子
副量子数l的另一个物理意义是表示同一电子层中具有不同状态的亚层。例如，n=3时，l可取值为0，1，2。即在第三层电子层上有三个亚层，分别为s，p，d亚层。为了区别不同电子层上的亚层，在亚层符号前面冠以电子层数。例如，2s是第二电子层上的亚层，3p是第三电子层上的p亚层。表4-1列出了主量子数n，副量子数l及相应电子层、亚层之间的关系。
表4-1 主量子数n，副量子数l及其相应电子层亚层之间的关系
n
电子层
l
亚层
1
1
0
1s
2
2
0
2s
1
2p
3
3
0
3s
1
3p
2
3d
4
4
0
4s
1
4p
2
4d
3
4f
对于单电子体系的氢原子来说，各种状态的电子能量只与n有关。但是对于多电子原子来说，由于原子中各电子之间的相互作用，因而当n相同，l不同时，各种状态的电子能量也不同，l愈大，能量愈高。即同一电子层上的不同亚层其能量不同，这些亚层又称为能级。因此副量子数l的第三个物理意义是：它同多电子原子中电子的能量有关，是决定多电子原子中电子能量的次要因素。
（三）磁量子数m
磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向。当l给定时，m的取值为从-l到+l之间的一切整数（包括0在内），即0，±1，±2，±3，…±l，共有2l+1个取值。即原子轨道（或电子云）在空间有2l+1个伸展方向。原子轨道（或电子云）在空间的每一个伸展方向称做一个轨道。例如，l=0时，s电子云呈球形对称分布，没有方向性。m只能有一个值，即m=0，说明s亚层只有一个轨道为s轨道。当l=1时，m可有-1，0，+1三个取值，说明p电子云在空间有三种取向，即p亚层中有三个以x,y,z轴为对称轴的px，py，pz轨道。当l=2时，m可有五个取值，即d电子云在空间有五种取向，d亚层中有五个不同伸展方向的d轨道（图4-7）。
图4-7 s，p，d电子云在空间的分布
n，l相同，m 不同的各轨道具有相同的能量，把能量相同的轨道称为等价轨道。
（四）自旋量子数ms
原子中的电子除绕核作高速运动外，还绕自己的轴作自旋运动。电子的自旋运动用自旋量子数ms表示。ms 的取值有两个，+1/2和-1/2。说明电子的自旋只有两个方向，即顺时针方向和逆时针方向。通常用“↑”和“↓”表示。
综上所述，原子中每个电子的运动状态可以用n，l，m，ms四个量子数来描述。主量子数n决定电子出现几率最大的区域离核的远近（或电子层），并且是决定电子能量的主要因素；副量子数l决定原子轨道（或电子云）的形状，同时也影响电子的能量；磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向；自旋量子数ms决定电子自旋的方向。因此四个量子数确定之后，电子在核外空间的运动状态也就确定了。
量子数，电子层，电子亚层之间的关系
每个电子层最多容纳的电子数 2 8 18 2n^2
主量子数n 1 2 3 4
电子层 K L M N
角量子数l 0 1 2 3
电子亚层 s p d f
每个亚层中轨道数目 1 3 5 7
每个亚层最多容纳电子数 2 6 10 14
核外电子的分布：
1. 原子中电子分布原理：
（两个原理一个规则）：
(1)、泡利（Pauli）不相容原理
在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在。即每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
(2)、能量最低原理
多电子原子处于基态时，核外电子的分布在不违反泡利原理前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低状态。
(3)、洪特(Hund)规则
原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，尽可能单独分布在不同的轨道，而且自旋方向相同（或称自旋平行）。
基态原子中电子的分布
1、核外电子填入轨道的顺序
应用近似能级图，根据“两个原理一条规则”，可以准确地写出91种元素原子的核外电子分布式来。
在110种元素中，只有19种元素原子层外电子的分布稍有例外：
它们是若再对它们进一步分析归纳还得到一条特殊规律——全充满，半充满规则：对同一电子亚层，当电子分布为全充满（P6、d10、f14）、半充满（P3、d5、f7）或全空（P0、d0、f0)时，电子云分布呈球状，原子结构较稳定，可挑出8种元素，剩余11种可作例外。
多电子原子结构
1、核外电子排布三原理
（1）泡利不相容原理：解决各电子层电子数目问题。
◆ 在任何一个原子中，决不可能有两个电子具有四个完全相同的量子数，即在同一个原子中，不可能有运动状态完全相同的电子。
◆ 当 n一定时，L可取(n-1)个值，而在L限定下，原子轨道可有(2L+1)个伸展方向，即(2L+1)个轨道，而每个轨道可容纳两个电子，所以每层最多容纳电子数为
电子层 1 2 3 4
电子数 2 8 18 32
（2）最低能量原理：解决电子排布问题
◆ 多电子原子在基态时，核外电子总是尽可能地先占据能量最低的轨道，以使体系能量最低。
◆ 轨道能级规律
①当角量子数相同时，随主量子数增加，轨道能级升高1s<2s<3s<4s; 2p<3p<4p<5p; 3d<4d<5d
②当主量子数相同时，随角量子数增加，轨道能级升高ns<np<nd<nf
③当主量子数与角量子数都不同时，能级次序比较复杂，有时出现“能级交错”现象，即某些主量子数较大的原子轨道其能级可以比主量子数较小的原子轨道低。如 4s<3d, 5s<4d , 6s<4f<5d<6p
◆ 鲍林近似能级图
鲍林根据大量光谱数据以及某些近似的理论计算，得到了多电子原子的原子轨道能级的近似图
能级组：按照能级高低的顺序，把能量相近的能级划成一组，称为能级组。按照1、2、3能级组顺序，能量依次增高。
电子分布式：核外电子的分布表达式，如
K：
Ti：
鲍林近似能级顺序并不是所有元素轨道能级的实际顺序，它只不过是表示在考虑电子分布时，随核电荷数的增加的一个电子应分布在一哪一个轨道的一般规律，它不代表核外电子的实际分布情况，如钛原子的近似能级顺序为：
而其电子分布式为：
（3）洪特规则：解决同一电子层电子排布问题
◆ 处于主量子数和角量子数都相同的轨道中的电子，总是尽先占据磁量子数不同的轨道，而且自旋量子数相同（自旋平行）
◆ 两个电子同占一个轨道，这时电子间的排斥作用会使系统能量升高，两个电子只有分占等价轨道时，才有利于降低系统的能量，所以洪特规则可认为是最低能量原理的补充
如 P： 3P轨道上的3个电子分布应为：↑↑↑
（4）特殊情况
◆ 有19种元素原子的电子分布式不完全符合近似能级顺序，如： 它们的3d轨道电子分别为10和5，处于全满或半满状态，原子比较稳定，对于p、f轨道，半满状态为p3和f7，全满状态为p6和f14
◆ 外层电子构型即外层电子分布式，对于原子来说：
主族元素：最外层的电子分布式，如：
副族元素：最外层S电子和次外层d电子的分布式，如：
◆ 元素离子的外层电子构型：
当原子失去电子成为阳离子时，一般是能量较高的最外层的电子失去，而且往往引起电子层数的减少。如：
当原子得到电子成为阴离子时，电子总是分布在最外电子层上，如：
元素离子的外层电子构型 （1）8电子构型
（2）9~17电子构型
（3）18电子构型
（4）18+2电子构型
核外电子排布遵循两个原理一个规则
其实你看看这个 图4-8 电子填充的次序 就可以啦~
http://www.51qe.cn/pic/30/11/27/011.htm