imi ise şöyledir: 1s 2s 2p 3s 3p.

Çok fazla elektrona sahip olan atomlar için bu gösterim şekli çok uzun olabilir bundan dolayı kısaltılmış gösterimler kullanılır. Çünkü daha önce ifade edilmiş bütün alt kabuklar (son alt kabuklardan bazıları için söyleyebiliriz bunu ) asal gazlardan herhangi birinin elektron dizilimiyle aynıdır. Örneğin Fosfor elementi Neon elementinden ( Neon’un elektron dizilimi 1s 2s 2pşeklindedir) sadece üçüncü kabuğu olması bakımından farklılık taşır. Böylelikle, Neon elementinin elektron dizilimi çekip alınır ve Fosfor elementinin elektron dizilimi şöyle yazılır:  [Ne] 3s 3p. Bu düzenleme, elementlerin kimyasını en dış kabuktaki elektronlar belirlediği için oldukça yararlıdır.

Verilmiş bir dizilim için, orbitalleri yazma sırası sabit değildir yalnızca dolu orbitaller fiziksel öneme sahiptir. Örneğin temel haldeki Titanyum elementinin elektron dizilimi  [Ar] 4s 3d ya da [Ar] 3d 4sşeklinde yazılabilir. İlk gösterim şekli nötr atomların dizilimine uygun olan Madelung ilkesine dayandırılarak yazılmıştır. 4s orbitali Ar, K, Ca, Sc, Ti elementlerinde 3d orbitalinden önce doldurulur. İkinci gösterim şeklinde, atomlar pozitif iyon haline gelebilmek için elektronları orbital enerjisinin tersiyle orantılı bir sıra içinde uzaklaştırırlar. Ti, Tı, Ti, Ti,Ti serisinde, 3d orbitali 4s orbitalinden önce doldurulur.

Tek elektrona sahip orbitallerde üst indis olan 1’i yazmak zorunlu değildir. Orbitalleri tanımlayan s,p,d,f harflerini italik ya da eğik olarak yazmak oldukça yaygındır. Uluslararası Temel ve Uygulamalı Kimya Birliğinin orbital harflerinin normal yazı tipiyle yazılmasına dair önerilerine rağmen bu harflerin italik ya da eğik olarak yazılması yaygındır. Bu harflerin kökeni tayf çizgilerini kategorileştirme sisteminden gelmektedir. “sharp” ,” principal” “diffuse” ve “fundamental”. Bu sistem ince yapı gözlemlerine dayanmaktadır. Bunların güncel kullanımı açısal momentum kuantum sayısı olan l nin değerleri 0, 1, 2 ya da 3’ü belirtir. “f” harfinden sonra ise bu dizi alfabetik olarak “g”, “h” “i” … (l = 4, 5, 6) olarak devam eder. Nadiren ihtiyaç duyulsa da “i” harfinden sonra j’ye geçilir. 

Moleküllerin elektron dizilimi de buna benzer bir yolla yazılır. Aradaki fark, atomik orbital yerine moleküler orbital kullanılmasıdır (alt kısımda görebilirsiniz).

Elektronun enerjisi onun orbitaliyle ilgilidir. Elektron-elektron etkileşimi ihmal edilirse, bir dizilimin yaklaşık enerjisi her bir elektronun enerjilerinin toplamı alınarak belirlenebilir. En düşük elektronik enerji dizilimi temel hâl olarak adlandırılır. Diğer dizilimler ise uyarılmış hâli belirtir. 

Örnek verilecek olursa, Sodyum atomunun temel hâldeki elektron dizilimi Aubau kuralı (alt kısımda görebilirsiniz) dikkate alınacak olursa 1s2s2p3s şeklindedir. İlk uyarılmış hâl, 3s orbitalindeki elektronu 3p orbitaline göndererek yapılır. Böylelikle 1s2s2pelektron dizilimi elde edilmiş olur. Atomların sahip oldukları elektron dizilimleri soğurma ve ışıma enerjisi ile değişebilir. Örneğin, Sodyum buharı lambasında, Sodyum atomları elektriksel boşalma vasıtasıyla 3p orbital seviyesine uyarılmışlardır. Daha sonra dalga boyu 589 nanometre olan sarı bir ışık yayarak temel hâline geri dönerler.

Değerlik elektronları uyarmak için (sodyum atomundaki 3s orbitali gibi ) genellikle görülebilen ışınların ya da mor ötesi ışınların enerjisi gereklidir. Çekirdek elektronlarının da uyarılabilmesi mümkündür fakat bunun için x-ray fotonları gibi yüksek enerjiler gereklidir. 2p orbitalindeki elektronu 3s orbital seviyesine uyararak  1s2s2p3s elektron dizilimi böylelikle gerçekleşebilir.

Bu yazının geri kalanı yalnızca temel hâl ile ilgili olacaktır ve bu temel hâl sıklıkla atom ya da molekülün elektron dizilimi olarak tanımlanacaktır. 

Elementlerin özelliklerinde periyotluğun atomun elektronik yapısıyla açıklanabileceği fikri ilk olarak Niels Bohr (1923) tarafından önerilmiştir. Onun önerileri Bohr Atom Modeline dayandırılmıştır. Bohr atom modelinde elektron kabukları çekirdekten sabit bir uzaklıktaki yörüngeler olarak tanımlanmıştır. Bohr Atom Modelinin elektron dizilim gösterimi günümüz kimyasına oldukça yabancıdır. Örneğin Sülfür atomunun elektron dizilimi  1s 2s 2p 3s 3p (2.8.6) olarak değil; 2.4.4.6 olarak gösterilir

İlerleyen yıllarda Edmund Clifton Stoner, Arnold Sommerfeld’in elektron kabuğuna dair üçüncü kuantum sayısı tanımlamasını birleştirdi ve Sülfür elementinin kabuk yapısının 2.8.6 olduğunu doğru bir şekilde tahmin etti. Ama Bohr’un atom modeli de Stoner’ın atom modeli de bir manyetik alandaki atomik spektrum değişimleri tanımlayamamıştır.

Bohr bu eksikliğin gayet farkındaydı (diğer bilim adamları da) ve arkadaşı Wolfgang Pauili’ye kuantum teorisinin (bu sistem bugün “eski kuantum teorisi” olarak bilinir ) ihmal edilmemesi için yardım istedi. Pauli, Zeeman etkisinin yalnızca atomun en dış elektronlardan kaynaklanabileceğini fark etti ve Stoner’in kabuk yapısına dair teorisini yeniden değerlendirdi. Bu yeni değerlendirmede dördüncü kuantum sayısı ve Pauli dışlama ilkesi eklenerek alt kabukların doğru yapısı belirlendi (1925) :

"Baş kuantum sayısı (n) ve diğer üç kuantum numarası (k [l], j [ml] ve m [ms]) aynı olan iki elektronun varlığı mümkün değildir." 
1926 yılında yayımlanan Schrödinger denklemi, hidrojen atomunun anlaşılır hale gelmesinin sonucu olarak dört kuantum numarasından üçünü verdi. Bu sonuç günümüzde kullanılan kimya kitaplarında da belirtildiği gibi atomik orbitalin nasıl olduğuna dair bilgiler sağladı. Atom spektrumu incelemeleri, atomların elektron diziliminin deneysel olarak belirlenmesini sağladı. Ayrıca atomun orbitallerinin elektronlarla nasıl dolduğuna dair deneysel bir kural ( Madelung kuralı olarak bilinir (1936) ) verdi. 

Aufbau (Almanca inşa etmek anlamında) ilkesi, Bohr’un elektron dizilimine dair orijinal fikrinin bir parçasıdır. Şöyle açıklanabilir :

Bu ilke ilk 18 elementi gayet iyi açıklayabilmektedir. (atomların uyarılmamış halleri için) Fakat bu 18 elementten sonra ilerlenilen her adımda elementleri açıklayabilme yetisi giderek azalmaktadır. Aufbau ilkesinin modern formu Madelung kuralı tarafından belirlenen orbital enerjisi sıralamasını tanımlayabilmektedir. Bu kural ilk olarak 1929 yılında Charles Janet tarafından dile getirildi. 1936 yılında ise Erwin Madelung yeniden keşfetti. Daha sonra V.M Klechkowski tarafından teorik bir temele dayandırıldı. 
Aşağıdaki dizilim orbitallerin doldurulma sırasını göstermektedir:
Listede parantez içerisinde ifade edilmiş orbitaller ağır atomların (Ununoktiyum Z = 118) temel hallerinde bulunamazlar.

Aufbau kuralı, değiştirilmiş haliyle atom çekirdeğindeki proton ve nötronlara uygulanabilir, çekirdek fiziği ve kimyasının kabuk modeli için.

Periyodik tablonun şekli atomların elektron dizilimiyle son derece ilişkilidir. Örneğin, 2. grup elementlerinin hepsi [E] "n"s elektron dizilimine sahiptir. (E burada bir asal gazın elektron dizilimidir) Ayrıca bunlar aynı grupta oldukları için kimyasal özellikleri bakımından önemli ölçüde birbirine benzemektedirler. Daha genel olarak, periyodik tablodaki blok kavramının nedeni s,p,d,f alt kabuklarını doldurmak için gerekli elektron sayısıdır. ( 2,6,10,14…)

En dış elektron kabuğuna genellikle “değerlik kabuğu” denilmektedir. Bu kabuk atomun kimyasal özelliğini belirlemektedir. Hatırlanmalı ki daha önceden, kimyasal özelliklerdeki benzerlikler elektron dizilimi düşüncesinden daha önemliydi.   

Aufbau ilkesi, orbital enerjilerinin sabit bir sırada olduğu koşulları kapsamaktadır. Herhangi bir element ve farklı iki element arasındaki durumlarda bu ilke yalnızca yaklaşık olarak doğru sonuç verebilir. Atom orbitalleri iki elektronun nasıl yerleştirileceğine dair “sabit bir enerji kutusu” gibi varsayılan bir durumdur. Ama bir atom orbitalindeki elektronun enerjisi aynı zamanda atomun (iyon ya da molekül de olabilir) sahip olduğu diğer elektronların enerjisine de bağlıdır. Birden fazla elektrona sahip sistemler için bir elektronlu sistemin analizi yanlıştır.( Hartree-Fock gibi çeşitli matematiksel yaklaşımlar olmasına rağmen çözüm tam olarak hesaplanamaz).

Aufbau ilkesi tahmine dayanmaktadır. Bir kabuk içerisinde s orbitalleri her zaman p orbitallerinden önce doldurulur. Tek bir elektrona sahip olan hidrojen atomu ve benzerlerinde, aynı kabuğun s ve p orbitalleri tamamıyla aynı enerjiye sahiptir. Dış elektromanyetik alan olmadığı zaman oldukça iyi yaklaşımlar verir. ( ama bir hidrojenin atomunun enerji seviyeleri gerçekte çekirdeğin manyetik alanı tarafından bölünür, bu durum Lamb kaymasının kuantum elektrodinamik etkisiyle açıklanabilir )

Aufbau ilkesinin uygulaması popüler bir paradoksa yol açar. Bu paradoks geçiş metallerinin basit kimyasıyla ilgilidir. Potasyum ve kalsiyum elementleri periyodik tabloda geçiş metallerinden önce gelir. Bu elementler sırasıyla  [Ar] 4s ve [Ar] 4s elektron dizilimlerine sahiptir. Yani 4s orbitali 3d orbitalinden önce doldurulmaktadır. Bu durum Madelung kuralıyla açıklanabilmektedir çünkü 4s orbitali n+l = 4 (n=4 l=0 ) değerine sahipken, 3d orbitali n+l=5 (n=3 l=2) değerine sahiptir. Kalsiyum elementinden sonra, geçiş metallerinin ilk serisindeki çoğu nötr atomun (Sc-Zn) 4s orbitalinde 2 elektron vardır fakat buna istisna bir durum söz konusudur. Krom ve bakır elementleri sırasıyla  [Ar] 3d 4s ve [Ar] 3d 4s elektron dizilimlerine sahiptir. Yani bir elektron yarı dolu ya da tam dolu alt kabuk olabilmesi için 4s orbitalinden 3d orbitaline geçmektedir. Bu durumda, elektronun kararlı bir dizilime sahip olabilmek için alt kabukları yarı dolu ya da tam dolu tercih ettiği görülür.

Bu geçiş metallerini iyonlaştırmak için bir elektron uzaklaştırdığımızda paradoks ortaya çıkar. İyonlaşmak için uzaklaştırılan ilk elektron 3d orbitalinden gelmez. 3d orbitali daha yüksek enerjide olduğu için böyle bir tahmin yapılabilir fakat iyonlaşmak için uzaklaştırılan ilk elektron 4s orbitalinden gelir. 4s ve 3d orbitallerindeki bu elektron değiş-tokuşu geçiş metallerinin ilk serisindeki tüm atomlar için söylenebilir. Nötr atoml