一条改变一切的规则
这一篇要回答的问题是：如果每个电子都更愿意待在能量最低的轨道里，为什么一个原子的所有电子不干脆全都一起挤进 n = 1 那团云？答案是大自然一条单一而严厉的规则——泡利不相容原理：同一个原子里，没有两个电子能拥有完全相同的四个量子数。每一份完整的地址（n、ℓ、m、自旋）至多只能被一个电子使用。最低的轨道填满后，电子就被逼着往“楼上”走，而这种“被逼上楼”正是赋予原子层状结构的原因。
这条规则为何存在，根子很深：电子属于一类叫费米子的粒子，而费米子干脆拒绝共享同一个量子态——这是它们这类东西的内在属性。我们会在周期表那一篇里深挖原因。眼下，就把不相容当作这片土地的法律，并留意它的第一个后果：由于自旋有两个取值（上、下），每一个空间轨道——每一组 n、ℓ、m——恰好容纳两个电子，自旋各一。两个，绝不会有第三个。
构造原理——先住底层
要搭一个原子，就把它的电子一个一个加进来，并且每次都把新电子放进仍然可用的、能量最低的轨道。这就是构造原理（Aufbau，德语意为“向上搭建”）。就像水从最底一级台阶开始往上注满楼梯，电子先安顿在最“便宜”的座位上，只有当这些座位被占满了才往更高处走。一个原子的电子各自占据哪些轨道，其累计记录就是它的电子排布，写成一份工整的清单，如 1s² 2s² 2p⁶（小小的数字记的是各轨道里的电子数）。
有一个常常绊倒初学者的小波折。在电子很多的原子里，能量顺序并不是简单地按壳层 1、2、3 排下来，因为电子之间会相互屏蔽、削弱原子核的吸引，从而把各能级挪来挪去。结果就是 4s 轨道先于 3d 被填满——这道楼梯有那么几级，并不严格按数字顺序排列。要查精确的填充顺序，有一张众所周知的对角线图，但原理始终不变：无论标签是什么，永远先取当下可用的、能量最低的那一级。
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
洪特规则——先分散，再成对
构造原理告诉你接下来该填哪个亚层，但当一个亚层里有好几个能量相等的轨道时——比如三个 p 轨道——它并没有告诉你该如何在它们之间分配电子。这就是洪特规则：电子会单个地铺开、分散到这些能量相等的轨道上，每个电子都先各占一间空轨道，然后才会有任何一个轨道接纳第二个电子——而且这些“单身”电子的自旋全都朝向同一方向。只有当这一组里的每个轨道都已经有了一个电子，它们才开始两两成对。
把这三条规则合起来，你就有了一份适用于任何原子的完整配方：从能量最低处往上填（构造原理），每个轨道至多放两个自旋相反的电子（泡利），并且在能量相等的轨道间先分散、后成对（洪特）。用正确数目的电子跑一遍这份配方，你就能写出任何元素的电子排布——并对它的行为作出大量预测。在最后一篇里，我们会把这道填满的阶梯与周期表并排放在一起，看着整张表的形状豁然清晰。