處于穩(wěn)定狀態(tài)（基態(tài)）的原子，核外電子將盡可能地按能量最低原理排布，另外，由于電子不可能都擠在一起，它們還要遵守最低能量原理，泡利不相容原理和洪特規(guī)則。

元素原子核外電子排布的規(guī)律是元素周期表劃分的主要依據，是元素性質周期性變化的根本所在。對于同族元素而言，從上至下，隨著電子層數(shù)增加，原子半徑越來越大，原子核對最外層電子的吸引力越來越小，最外層電子越來越容易失去，即金屬性越來越強；對于同周期元素而言，隨著核電荷數(shù)的增加，原子核對外層電子的吸引力越來越強，使原子半徑逐漸減小，金屬性越來越差，非金屬性越來越強。

一般來說，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數(shù)的增加，電子的能量越來越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。

這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p……（由低到高）當然，在實際排列中，有時候因為電子的磁量子數(shù)和自旋量子數(shù)的原因，能級軌道的能量高低也不是絕對像上邊一樣的，比如說Ⅷ族元素Pt，5(d9)6(s1)，6s軌道還沒有排完，下一個電子就進駐5d軌道了……這些就要具體問題具體分析了。（一般情況下,4s<3d,這是用薛定諤方程算出的結果,被稱作是能級交錯。但由于H原子只有一個電子,填在1S中,所以3d與4s能量一樣）。