一條改變一切的規則
這一篇要回答的問題是：如果每個電子都更願意待在能量最低的軌道裡，為什麼一個原子的所有電子不乾脆全都一起擠進 n = 1 那團雲？答案是大自然一條單一而嚴厲的規則——包立不相容原理：同一個原子裡，沒有兩個電子能擁有完全相同的四個量子數。每一份完整的地址（n、ℓ、m、自旋）至多只能被一個電子使用。最低的軌道填滿後，電子就被逼著往「樓上」走，而這種「被逼上樓」正是賦予原子層狀結構的原因。
這條規則為何存在，根子很深：電子屬於一類叫費米子的粒子，而費米子乾脆拒絕共享同一個量子態——這是它們這類東西的內在屬性。我們會在週期表那一篇裡深挖原因。眼下，就把不相容當作這片土地的法律，並留意它的第一個後果：由於自旋有兩個取值（上、下），每一個空間軌道——每一組 n、ℓ、m——恰好容納兩個電子，自旋各一。兩個，絕不會有第三個。
構造原理——先住底層
要搭一個原子，就把它的電子一個一個加進來，並且每次都把新電子放進仍然可用的、能量最低的軌道。這就是構造原理（Aufbau，德語意為「向上搭建」）。就像水從最底一級台階開始往上注滿樓梯，電子先安頓在最「便宜」的座位上，只有當這些座位被佔滿了才往更高處走。一個原子的電子各自佔據哪些軌道，其累計記錄就是它的電子排佈，寫成一份工整的清單，如 1s² 2s² 2p⁶（小小的數字記的是各軌道裡的電子數）。
有一個常常絆倒初學者的小波折。在電子很多的原子裡，能量順序並不是簡單地按殼層 1、2、3 排下來，因為電子之間會相互屏蔽、削弱原子核的吸引，從而把各能階挪來挪去。結果就是 4s 軌道先於 3d 被填滿——這道樓梯有那麼幾級，並不嚴格按數字順序排列。要查精確的填充順序，有一張眾所周知的對角線圖，但原理始終不變：無論標籤是什麼，永遠先取當下可用的、能量最低的那一級。
Hydrogen (1 electron): 1s1 Helium (2 electrons): 1s2 <- 1s now full (2 max) Lithium (3 electrons): 1s2 2s1 <- third electron forced up to 2s Carbon (6 electrons): 1s2 2s2 2p2 Neon (10 electrons): 1s2 2s2 2p6 <- 2nd shell full, very stable
洪特規則——先分散，再成對
構造原理告訴你接下來該填哪個亞層，但當一個亞層裡有好幾個能量相等的軌道時——比如三個 p 軌道——它並沒有告訴你該如何在它們之間分配電子。這就是洪特規則：電子會單個地鋪開、分散到這些能量相等的軌道上，每個電子都先各佔一間空軌道，然後才會有任何一個軌道接納第二個電子——而且這些「單身」電子的自旋全都朝向同一方向。只有當這一組裡的每個軌道都已經有了一個電子，它們才開始兩兩成對。
把這三條規則合起來，你就有了一份適用於任何原子的完整配方：從能量最低處往上填（構造原理），每個軌道至多放兩個自旋相反的電子（包立），並且在能量相等的軌道間先分散、後成對（洪特）。用正確數目的電子跑一遍這份配方，你就能寫出任何元素的電子排佈——並對它的行為作出大量預測。在最後一篇裡，我們會把這道填滿的階梯與週期表並排放在一起，看著整張表的形狀豁然清晰。