Este principio fue propuesto por Niels Bohr e indica que los electrones se colocan en el nivel de menor energía posible que esté libre en el átomo. La cuestión que debemos aclarar es: ¿cómo sabemos la energía de los niveles para saber cuál tiene menor energía?

La energía de un nivel (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 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 las sumas de n y l den 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 mayor energía el orbital que tenga mayor valor de n, así el orbital 4s tiene mayor energía que el orbital 3p y se llenará antes el 3p.

Existe un diagrama que simplifica mucho la tarea de colocar electrones en los orbitales atómicos teniendo en cuenta este principio. Se conoce como diagrama de Möeller y es muy fácil de construir. Las flechas indican el orden en el que tenemos que ir llenando los orbitales, empezando por el 1s, siguiendo por el 2s, el 2p, el 3s... Como puedes ver, es simple seguir el orden del diagrama para no perderse a la hora de hacer la configuración electrónica de un elemento.

Parece claro que debe existir algún criterio para asignar electrones a cada nivel porque, de lo contrario, todos los electrones se colocarían en el orbital de menor energía (1s) y no tendría sentido lo explicado hasta ahora. Tenemos que volver a considerar el significado físico de los números cuánticos para establecer el siguiente principio.

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, aquellas 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. Puedes probar a hacer tú otros ejemplos y sacar tus conclusiones.

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: