意義
可以反映粒子的電子層、電子亞層和自旋方向。但無法體現伸展方向。可體現泡利不相容原理、能量最低原理和洪特規則。
遵守原則
泡利不相容原理
可以簡單敘述為：一個原子軌道中最多只能容納兩個電子，並且這兩個電子的自旋方向必須相反。因而可知s亞層只有一個軌道，因而最多只能容納兩個電子，p亞層有三個軌道，最多可容納六個電子······也可以得知，第一電子層K層中因只有1s亞層，所以最多可容納兩個電子，而第二電子層L層中有2s和2p亞層，總共可以容納八個電子，可的第n層中最多可容納的電子數為2乘以n的平方個電子。
能量最低原理
自然界一個普遍的規律是“能量越低越穩定”。原子中的電子也是如此。在不違反泡利原理的條件下，電子優先占據能量較低的原子軌道，使整個原子體系能量處於最低，這樣的狀態是原子的基態。
洪特規則
從光譜實驗結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義：一是對於基態原子，電子在能量相同的軌道排布時，將儘可能分占不同的軌道並且自旋方向相同；洪特規則的第二個含義是對於同一個電子亞層，當電子排布處於
全滿（s2、p6、d10、f14）
半滿（s1、p3、d5、f7）
全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定。
排布方法
書寫軌道表示式除須遵守上述三個原則之外，還要參考核外電子的排布方法。在此僅作簡單的介紹：
對於某元素原子的核外電子排布情況，先確定該原子的核外電子數（即原子序數、質子數、核電荷數），如24號元素鉻，其原子核外總共有24個電子，然後將這24個電子從能量最低的1s亞層依次往能量較高的亞層上排布，只有前面的亞層填滿後，才去填充後面的亞層，每一個亞層上最多能夠排布的電子數為：s亞層2個，p亞層6個，d亞層10個，f亞層14個。最外層電子到底怎樣排布，還要參考洪特規則，如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為
1s22s22p63s23p64s23d4
根據洪特規則，d亞層處於半充滿時較為穩定，故其排布式應為：
1s22s22p63s23p64s13d5
最後，按照人們的習慣“每一個電子層不分隔開來”，改寫成
1s22s22p63s23p63d54s1
書寫方法
利用能量最低原理、泡利不相容原理和洪特規則，參考基態原子的核外電子在原子軌道上的排布順序，首先應確定原子核外電子的數目，再確定其排布順序，最後根據泡利不相容原理和洪特規則寫出其軌道表示式。
值得說明的是，因元素的化學性質與價電子的數目密切相關，因而多數情況下，為了便於研究化學性質與價電子的數目之間的關係，常常只寫出原子的價電子的軌道表示式，而內層電子的軌道的表示則可以簡化表示，即用相應的稀有氣體的元素符號加方括弧表示。
關係
原子的軌道表示式與核外電子排布式描述的內容是完全相同的，相對而言，軌道表示式要更加詳細一些，它既能明確表示出原子的核外電子排布在哪些電子層、電子亞層上， 還能表示出這些電子是處於自旋相同還是自旋相反的狀態，而核外電子排布式不具備後一項功能。原子結構示意圖中可以看出電子在原子核外分層排布的情況，但它並沒有指明電子分布在哪些亞層上，也沒有指明每個電子的自旋情況，其優點在於可以直接看出原子的核電荷數（或核外電子總數）。
限制條件
但是軌道表示式限制於其表達的電子只能是處於基態，氣態，中性的電子，激發態等的電子是無法用軌道表示式來表示的。
