Aby określić konfigurację elektronową dla dowolnego konkretnego atomu, możemy zbudować struktury w kolejności liczb atomowych. Zaczynając od wodoru i kontynuując przez okresy układu okresowego pierwiastków, dodajemy po jednym protonie na raz do jądra i jeden elektron do właściwej podpowłoki, aż opisamy konfiguracje elektronowe wszystkich pierwiastków. Procedura ta nazywana jest zasadą aufbau, od niemieckiego słowa aufbau (“budować”). Każdy dodany elektron zajmuje podpowłokę o najniższej dostępnej energii, podlegającą ograniczeniom narzuconym przez dopuszczalne liczby kwantowe zgodnie z zasadą wykluczenia Pauliego. Elektrony wchodzą do podpowłok o wyższej energii dopiero po tym, jak podpowłoki o niższej energii zostaną wypełnione do pełna. Rysunek 1 ilustruje tradycyjny sposób zapamiętywania kolejności wypełniania orbitali atomowych.

Rysunek 1 Diagram ten przedstawia kolejność energii dla orbitali atomowych i jest przydatny do wyznaczania konfiguracji elektronów w stanie podstawowym.

Rozważ zapisanie konfiguracji elektronowej dla węgla – pierwiastka o liczbie atomowej sześć. Cztery elektrony wypełniają orbitale 1s i 2s. Pozostałe dwa elektrony zajmują podpowłokę 2p. Mamy teraz wybór między wypełnieniem jednego z orbitali 2p i sparowaniem elektronów lub pozostawieniem elektronów niesparowanych na dwóch różnych, ale zdegenerowanych orbitalach p. Orbitale są wypełniane zgodnie z regułą Hunda: konfiguracją o najniższej energii dla atomu z elektronami w zestawie zdegenerowanych orbitali jest konfiguracja o maksymalnej liczbie niesparowanych elektronów. Zatem dwa elektrony na orbitalach węgla 2p mają identyczne liczby kwantowe n, l i ms oraz różnią się liczbą kwantową m_l (zgodnie z zasadą wykluczenia Pauliego). Diagram orbitalny węgla o konfiguracji elektronowej 1s²2 s²1 p² jest następujący:

Azot (liczba atomowa 7) wypełnia podpowłoki 1s i 2s i ma po jednym elektronie w każdym z trzech orbitali 2p, zgodnie z regułą Hunda. Te trzy elektrony mają niesparowane spiny. Tlen (liczba atomowa 8) ma parę elektronów na dowolnym z 2 orbitalip (elektrony mają przeciwne spiny) i pojedynczy elektron w każdym z pozostałych dwóch. Fluor (liczba atomowa 9) ma tylko jeden orbital 2p zawierający niesparowany elektron. Wszystkie elektrony w neonie gazu szlachetnego (liczba atomowa 10) są sparowane, a wszystkie orbitale w powłokach n = 1 i n = 2 są wypełnione.

Ten tekst jest zaadaptowany z Openstax, Chemia 2e, Sekcja 6.4: Struktura elektronowa atomów.