这个问题容易产生误解。
核外电子排布中所说的能量最低原理中的能量是特指轨道的能量（不考虑电子自旋对电子能量的影响）。而更广义的能量最低原理中所说的能量是指任一系统的自身能量的总和（对于宏观系统即是内能）。对于原子系统而言，广义的能量最低原理要求所有电子的能量（考虑电子自旋对能量的影响）总和最小。因此狭义的能量最低原理和洪特规则甚至保里（泡利）原理都是广义的能量最低原理的具体要求。反过来说如果不同时满足这三个具体要求，原子系统的总能量就不是最低，系统就处于不稳定的状态（即所谓的激发态）。原子通常情况下都尽可能处于能量最低的状态（即所谓的基态），能量较高的激发态不是不可能存在，而是要存在的话需要外界输入能量，并且存在的时间极短。
不同轨道之间能量的差别较大，而电子自旋引起的能量差异较小，因此电子排布时，首先要满足狭义的能量最低原理（同时满足保里原理）。例如2p轨道上有空位（有没有空位是保里原理说了算）时，电子不会排到3s或能量更高的轨道上去。比方碳原子首先填充1s轨道2个电子，再填2s轨道2个电子，剩下的两个电子将排在2p轨道中。至于这两个电子在2p轨道中怎么排就是洪特规则说了算（三个p轨道中的两个分别填充1个电子，且这两个电子自旋平行，这样才能使电子的总能量最低。如果两个电子以自旋相反排在同一个p轨道中这样电子的总能量要比前一方式要高）。
轨道表示式是：表示原子核外电子排布的图式之一，又称电子排布图。用一个方框、圆圈或两条短线表示一个给定量子数n、l、m的轨道，用箭头“↑”或“↓”来区别ms的不同电子。
轨道表示式可以反映粒子的电子层、电子亚层和自旋方向。但无法体现伸展方向。可体现泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则。
利用规则：
利用能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则，参考基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序，首先应确定原子核外电子的数目，再确定其排布顺序，最后根据泡利不相容原理和洪特规则写出其轨道表示式。
值得说明的是，因元素的化学性质与价电子的数目密切相关，因而多数情况下，为了便于研究化学性质与价电子的数目之间的关系，常常只写出原子的价电子的轨道表示式，而内层电子的轨道的表示则可以简化表示，即用相应的稀有气体的元素符号加方括号表示。
泡利不相容原理（Pauli’s
exclusion
principle）
1定义：指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原理、不相容原理
[1]
。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个。
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WE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：
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 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。
扩展资料：
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…。
参考资料来源：百度百科-洪特规则
1、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。也就是尽可能分别占据同级的亚层轨道，并且自旋一致。 2、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。又称泡利原理、不相容原理引。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，电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，因此，自旋方向必然相反。否则就是运动状态完全相同的了，这是不允许的。
因为2P的一个原子轨道中容纳了两个自旋方向相同的电子，
而泡利不相容原理上：原子轨道中最多容纳两个自旋方向相反的电子，所以答案上说违背了泡利原理。
不过答案考虑不全面，所以没有提到洪特规则。准确讲应违背了泡利不相容原理和洪特规则。
希望我的回答能对你的学习有帮助！
我对楼上的回答有疑义首先学一个东西要知道它是干什么用的,化学中的许多理论是为了解释一些规律而总结出来的,有些不带有普泛性。对于原子的核外电子的研究方法就引入了统计原理，即所谓的电子云是能量的几率波动形式。“能量最低原理”其实就是为了说明原子的核外排布是要求能量最低的，这个很好理解，就是能量越低越稳定，稳定就不易发生改变。楼上错就错在未必电子距核越近能量就最低，这个原理是整体的考虑，因为有穿钻效应和屏蔽效应及相对论效应的众多影响。
下面我来说明泡利原理，要知道这个原理在以上3个原理中是核心的，这个原理没有特例，在物理学和化学中都作为基本条件使用，原理的原话译为中文是这样的：基态多电子原子中不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。四个量子数分别是主量子数（能层），角量子数（能级），磁量子数（轨道）和自旋量子数（电子自旋状态）举例来说：写出氮的轨道排布式就是1S2 2S2 2P3
开头的1，2为主量子数，S，P为角量子数,S能级有1个轨道，即S能级磁量子数为1，P为3，d为5等等，一个轨道能容纳2个电子，但它们的自旋方向不同，泡利原理就强调了他们自旋的不同。
我再说说洪特规则：基态多电子原子中同一能级的轨道能量相等（简并轨道），基态多电子原子总是首先自旋平行地，单独地填入简并轨道。理解它就是它还是为了能量最低，其他状态就是激发态了。这在你学到分子轨道理论以及杂化轨道理论中都会涉及。
你先了解这么多吧，仅仅是了解，具体知识并不重要，领会其中方法最重要。祝愿中国热爱化学的人会越来越多，中国的化学教育能长足进步。
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