Rozložení elektronů do jednotlivých orbitalů se říká elektronová konfigurace atomu a v chemii se obvykle zapisuje pomocí tzv. elektronového diagramu. Názorný příklad elektronové konfigurace kyslíku následuje. Kyslík má osm protonů a bude mít tedy i osm elektronů. Ty začnou obsazovat orbitaly ve výše zmíněné řadě zleva doprava. Dva budou v orbitalu 1 \mathrm{~s}, dva ve 2 \mathrm{~s} a 4 v orbitalu 2 \mathrm{p}.

Každá šipka znamená jeden elektron. Směr šipky znázorňuje jeho spin (nahoru =+\frac12, dolů =-\frac12). Rámečky znázorňuji jednotlivé orbitaly. Všimni si, že orbital p se skládá ze tři degenerovaných orbitalů, které mají stejnou energii. Častěji se ale spíše setkáš s tímto zápisem:

{ }_{8} 0: 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{4}

A proč vypadá elektronová konfigurace zrovna takto a nejsou obsazeny například orbitaly 4 \mathrm{~d} nebo 5f? To proto, že pro odvození elektronové konfigurace platí tři důležitá pravidla:

Zaprvé, Pauliho princip výlučnosti říká, že v elektronovém obalu atomu nemohou být dva elektrony, které mají všechna čtyři kvantová čísla stejná. Takže pokud by dva elektrony měly stejnou energii (hlavní kvantové číslo) a byly ve stejném typu orbitalu (vedlejší kvantové číslo), který by navíc měl stejnou prostorovou orientaci, musejí se lišit alespoň spinovým číslem. Z toho plyne, že každý orbital, respektive podorbital, „pojme” maximálně dva elektrony, a to ještě s opačnými spinovými čísly.

Zadruhé, výstavbový princip říká, že orbitaly musejí být obsazovány postupně od těch s nejnižší energií, až po ty s nejvyšší energii. Takže pokud má atom pět elektronů, obsadí orbitaly 1 \mathrm{~s}, 2 \mathrm{~s} a 2 \mathrm{p} a neskočí rovnou do 3 \mathrm{~s} nebo 3 \mathrm{~d}.

A zatřetí, Hundovo pravidlo říká, že degenerované orbitaly se zaplňuji nejprve po jednom elektronu. Teprve až jsou všechny degenerované orbitaly zaplněné jedním elektronem, začne se do každého orbitalu přidávat druhý elektron.

Tři pravidla pro výstavbu elektronového obalu