Este principio fue propuesto por Niels Bohr y la idea en la que se sustenta es muy clara: los electrones tienden a estar en la capa de menor energía disponible.

La duda que surge es: ¿cómo sabemos la energía de los niveles para saber cuál tiene menor energía?

La energía de un nivel energético (u orbital) viene dada por la suma de los números cuánticos «n» y «l» de ese nivel. Se llenarán siempre primero los orbitales cuya suma «n + l» sea menor. El nivel de menor energía sería el orbital 1s, ya que estaríamos antes valores «n = 1» y «l = 0». El siguiente nivel sería el 2s, cuyos valores serían «n = 2» y «l = 0»... ¿Puede haber casos en los que la suma «n + l» dé el mismo resultado? Pues sí y tenemos que entender cómo se resuelven estos casos. Podríamos tener un orbital con «n = 4» y «l = 0» (4s) y otro con «n = 3» y «l = 1» (3p). Cuando ocurre esto, tendrá menor energía el orbital que tenga menor valor de «n», así el orbital 4s tiene mayor energía que el orbital 3p y se llenará antes este último. A la derecha tienes un diagrama que simplifica mucho la tarea de obtener la disposición correcta de los electrones. Se conoce como diagrama de Moeller y fue diseñado por Erwin Madelung. La clave está en llenar los niveles energéticos según la diagonales que ves en la imagen. Puedes ampliar el esquema lo que necesites, siguiendo la misma lógica que aprecias.

Observa que, siguiendo el orden de las flechas, se llenaría antes el nivel «4s» que el nivel «3d». Es una de las excepciones que antes hemos referido, por lo que es necesario que sigas el esquema para no equivocarte al hacer la configuración electrónica de un elemento. 

Fue enunciado por Wolfgang E. Pauli en 1925 y hace referencia a los fermiones, que son un tipo básico de las partículas elementales, en los que se incluyen los electrones, que tienen espín semientero. Recuerda que los electrones tienen como espín dos valores: ±½.

Este principio impone la condición de que no puede haber dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales. Como cada orbital está definido por tres números cuánticos parece claro que tan solo podrá acoger dos electrones, de manera que uno de ellos tendrá como números cuánticos (n, l, m, +½) y para el otro será (n, l, m, -½), siendo la diferencia el valor del número cuántico «s».

Vamos a suponer que estamos en el nivel energético que está definido por los valores «n = 2» y «l = 1», es decir, el orbital 2p. Ya sabemos que los posibles valores de «m» son -1, 0 y 1. Esto quiere decir que tendríamos tres posibles orbitales cuyas ternas serían: (2, 1, -1) ; (2, 1, 0) ; (2, 1, 1). Si describimos los electrones que puede haber en dichos orbitales serían:

Como puedes ver, habrá seis electrones en el nivel 2p como máximo. El llenado de los niveles se hace atendiendo a los electrones que pueden ocupar cada tipo de orbital.

• Orbital s → 2 electrones
• Orbital p → 6 electrones
• Orbital d → 10 electrones
• Orbital f → 14 electrones
• Orbital g → 18 electrones

A día de hoy, no son necesarios los orbitales «5g» o «6f» porque no hay elementos que los llenen, pero sus configuraciones electrónicas deberían seguir el orden predicho.

Supón que debes colocar 20 electrones en un átomo, ¿cómo quedarían colocados?

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²

Es importante que entiendas esta notación. Los orbitales están nombrados con el número y la letra, como ya sabes, y los electrones que hay en cada uno son los superíndices que hay tras cada letra.

El físico alemán Friedrich Hund enunció este principio en 1927 como consecuencia de su estudio de los espectros atómicos, tratando de describir las distribuciones de menor energía en el interior de los átomos.

Cuando los electrones comparten un nivel de energía degenerado, niveles del tipo «p», «d» o «f», se disponen de manera que sus espines sean paralelos, es decir, de manera que tengan la máxima multiplicidad.

Para poder entender bien este principio es bueno representar gráficamente a los electrones ocupando los orbitales. Lo haremos dibujando flechas en cajas; las flechas serán los electrones y las cajas serán los orbitales, como puedes ver en el siguiente vídeo:

Para hacer la configuración electrónica de un elemento químico necesitas saber cuántos electrones tienes que colocar, dato que obtienes de la tabla periódica pero, ¿sabes cómo obtenerlo? Sigue estos pasos para hacer tu primera configuración electrónica.

1. Mira la tabla periódica en el apoyo visual y busca el elemento llamado «selenio». Toma nota de su número atómico.
2. Ese dato te indica el número de protones que hay en el núcleo del átomo. Como el elemento es neutro, tiene los mismos electrones que protones.
3. Coloca los electrones en cada uno de los niveles energéticos, según el orden de llenado del diagrama de Moeller.
4. Habrás acabado cuando hayas colocado todos los electrones que contiene el átomo, respetando el máximo de electrones que «caben» en cada nivel de energía.

Para saber si has hecho bien las configuraciones electrónicas, y como repaso de lo que has aprendido sobre configuración electrónica hasta ahora, puedes ver este vídeo:

En los ejemplos anteriores has podido darte cuenta de un hecho: cuando haces la configuración electrónica de un elemento se repite el proceso y siempre se llenan las mismas capas de la misma manera. Se antoja bastante tedioso tener que repetir el proceso para cada elemento y, en realidad, lo es. Como las propiedades químicas de los elementos químicos residen en su último nivel electrónico ocupado, vas a aprender un método para poder conocer esta configuración de manera sistemática y sin necesidad de rellenar el diagrama de Moeller. Para ello es necesario que conozcas los bloques en los que vamos a dividir la tabla periódica. Lo puedes ver en esta imagen:

• El «bloque s» lo forman los elementos de los grupos 1 y 2, además del helio.
• El «bloque p» está formado por los elementos de los grupos que van desde el 13 al 18.
• El «bloque d» lo forman los elementos de los grupos que van desde el 3 al 12.
• El «bloque f» se compone de los elementos que forman parte de los lantánidos y actínidos.