現代化學如何解釋原子中的電子排布問題 最公認的理論是什麼

題目：

現代化學如何解釋原子中的電子排布問題 最公認的理論是什麼
大學化學中的分子軌道理論的大概主旨是什麼 它和元素周期表中的電子排列理論有什麼矛盾嗎

解答：

泡利不相容原理
在一個原子中沒有兩個或兩個以上電子具有完全相同的四個量子數(在主量子數n、角量子數l、磁量子數ml、自旋磁量子數ms表象中的表達).或者說一個原子軌道上（主量子數n、角量子數l、磁量子數ml 相同時）最多只能排兩個電子,而且這兩個電子自旋方向必須相反.因此一個s軌道最多只能有2個電子,p軌道最多可以容納6個電子.按照這個原理,表1-1歸納了各個原子軌道上可容納最多的電子數,從表中可得出第n電子層能容納的電子總數爲2n2個.
能量最低原理
原子軌道能量的高低(也稱能級)主要由主量子數n和角量子數l決定.當l相同時,n越大,原子軌道能量E越高,例如E1s＜E2s＜E3s；E2p＜E3p＜E4p.當n相同時,l越大,能級也越高,如E3s＜E3p＜E3d.當n和l都不同時,情況比較複雜,必須同時考慮原子核對電子的吸引及電子之間的相互排斥力.由於其他電子的存在往往減弱了原子核對外層電子的吸引力,從而使多電子原子的能級產生交錯現象,如E4s＜E3d,E5s＜E4d.Pauling根據光譜實驗數據以及理論計算結果,提出了多電子原子軌道的近似能級圖.用小圓圈代表原子軌道,按能量高低順序排列起來,將軌道能量相近的放在同一個方框中組成一個能級組,共有7個能級組.電子可按這種能級圖從低至高順序填入.
洪特規則
洪特規則之一
洪特規則是在等價軌道（指相同電子層、電子亞層上的各個軌道）上排布的電子將儘可能分占不同的軌道,且自旋方向相同.後來經量子力學證明,電子這樣排布可能使能量最低,所以洪特規則也可以包括在能量最低原理中.
洪特規則之二
洪特規則 又稱等價軌道規則.在同一個電子亞層中排布的電子,總是儘先占據不同的軌道,且自旋方向相同.如氮原子中的3個p電子分布於3個p軌道上並取向相同的自旋方向.p軌道上有3個電子、d軌道上有5個電子、f軌道上有7個電子時,都是半充滿的穩定結構.另外量子力學的研究表明；等價軌道全空(p0、d0、f0)和全滿時(p6、d10、f14)的結構,也具有較低能量和較大的穩定性.像鐵離子Fe3+(3d5)和亞鐵離子Fe2+(3d6)對比看,從3d6→3d5才穩定,這和亞鐵離子不穩定易被氧化的事實相符合.根據洪特規則鉻的電子排布式應爲1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1.
引用源：
http://baike.baidu.com/view/79865.htm
http://baike.baidu.com/view/53640.htm
http://baike.baidu.com/view/1054298.htm
分子軌道理論 分子軌道理論（MO理論）是處理雙原子分子[1]及多原子分子結構的一種有效的近似方法,是化學鍵理論的重要內容.它與價鍵理論不同,後者著重於用原子軌道的重組雜化成鍵來理解化學,而前者則注重於分子軌道的認知,即認爲分子中的電子圍繞整個分子運動.1932年,美國化學家 Mulliken RS和德國化學家Hund F 提出了一種新的共價鍵理論——分子軌道理論（molecular orbital theory）,即 MO法.該理論注意了分子的整體性,因此較好地說明了多原子分子的結構. 目前, 該理論在現代共價鍵理論中占有很重要的地位.
分子軌道理論的要點：
1.原子在形成分子時,所有電子都有貢獻,分子中的電子不再從屬於某個原子,而是在整個分子空間範圍內運動.在分子中電子的空間運動狀態可用相應的分子軌道波函數ψ（稱爲分子軌道）來描述.分子軌道和原子軌道的主要區別在於：(1)在原子中,電子的運動只受 1個原子核的作用,原子軌道是單核系統；而在分子中,電子則在所有原子核勢場作用下運動,分子軌道是多核系統.(2)原子軌道的名稱用s、p、d…符號表示,而分子軌道的名稱則相應地用σ、π、δ…符號表示.
2.分子軌道可以由分子中原子軌道波函數的線性組合（linear combination of atomic orbitals,LCAO）而得到.幾個原子軌道可組合成幾個分子軌道,其中有一半分子軌道分別由正負符號相同的兩個原子軌道疊加而成,兩核間電子的概率密度增大,其能量較原來的原子軌道能量低,有利於成鍵,稱爲成鍵分子軌道（bonding molecular orbital）,如σ、π軌道（軸對稱軌道）；另一半分子軌道分別由正負符號不同的兩個原子軌道疊加而成,兩核間電子的概率密度很小,其能量較原來的原子軌道能量高,不利於成鍵,稱爲反鍵分子軌道（antibonding molecular orbital）,如 σ*、π* 軌道（鏡面對稱軌道,反鍵軌道的符號上常加「*」以與成鍵軌道區別）. 若組合得到的分子軌道的能量跟組合前的原子軌道能量沒有明顯差別,所得的分子軌道叫做非鍵分子軌道.
3.原子軌道線性組合的原則（分子軌道是由原子軌道線性組合而得的）：
（1）對稱性匹配原則
只有對稱性匹配的原子軌道才能組合成分子軌道,這稱爲對稱性匹配原則.
原子軌道有s、p、d等各種類型,從它們的角度分布函數的幾何圖形可以看出,它們對於某些點、線、面等有著不同的空間對稱性.對稱性是否匹配,可根據兩個原子軌道的角度分布圖中波瓣的正、負號對於鍵軸（設爲x軸）或對於含鍵軸的某一平面的對稱性決定.例如 圖1中的(a)、(b),進行線性組合的原子軌道分別對於x軸呈圓柱形對稱,均爲對稱性匹配；又如圖 2(d)和(e) 中,參加組合的原子軌道分別對於xy平面呈反對稱,它們也是對稱性匹配的,均可組合成分子軌道；可是圖2（f）、（g）中,參加組合的兩個原子軌道對於xy平面一個呈對稱而另一個呈反對稱,則二者對稱性不匹配,不能組合成分子軌道.
圖9-10 原子軌道對稱性匹配成鍵
符合對稱性匹配原則的幾種簡單的原子軌道組合是,(對 x軸) s-s、s-px 、px-px 組成σ分子軌道；（對 xy平面）py-py 、pz-pz 組成π分子軌道.對稱性匹配的兩原子軌道組合成分子軌道時,因波瓣符號的異同,有兩種組合方式：波瓣符號相同（即＋＋重疊或－－重疊）的兩原子軌道組合成成鍵分子軌道；波瓣符號相反（即＋－重疊）的兩原子軌道組合成反鍵分子軌道.圖9-11是對稱性匹配的兩個原子軌道組合成分子軌道的示意圖.
對稱性匹配的兩個原子軌道組合成分子軌道示意圖
（2）能量近似原則
在對稱性匹配的原子軌道中,只有能量相近的原子軌道才能組合成有效的分子軌道,而且能量愈相近愈好,這稱爲能量近似原則.
（3）軌道最大重疊原則
對稱性匹配的兩個原子軌道進行線性組合時,其重疊程度愈大,則組合成的分子軌道的能量愈低,所形成的化學鍵愈牢固,這稱爲軌道最大重疊原則.在上述三條原則中,對稱性匹配原則是首要的,它決定原子軌道有無組合成分子軌道的可能性.能量近似原則和軌道最大重疊原則是在符合對稱性匹配原則的前提下,決定分子軌道組合效率的問題.
4.電子在分子軌道中的排布也遵守原子軌道電子排布的同樣原則,即Pauli不相容原理、能量最低原理和Hund規則.具體排布時,應先知道分子軌道的能級順序.目前這個順序主要藉助於分子光譜實驗來確定.
5.在分子軌道理論中,用鍵級（bond order）表示鍵的牢固程度.鍵級的定義是：
鍵級 ＝ （成鍵軌道上的電子數 - 反鍵軌道上的電子數）／2
鍵級也可以是分數.一般說來,鍵級愈高,鍵愈穩定；鍵級爲零,則表明原子不可能結合成分子,鍵級越小（反鍵數越多）,鍵長越大.
6.鍵能：在絕對零度下,將處於基態的雙分子AB拆開也處於基態的A原子和B原子時,所需要的能量叫AB分子的鍵離解能,常用符號D（A-B)來表示.
7.鍵角：鍵和鍵的夾角.如果已知分子的鍵長和鍵角,則分子的幾何構型就確定了.
http://baike.baidu.com/view/608087.htm
就個人而言,和元素周期表中的電子排列理論的相同,就是都有一定的排列順序,從低到高.