Правило Гунда: при данном значении l (т.е. в пределах опреде­ленного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Если, например, в трех р-ячейках атома азота необходимо рас­пределить три электрона, то они будут располагаться каждый в от­дельной ячейке, т.е. размещаться на трех разных р-орбиталях:

В этом случае суммарный спин равен 3/2, поскольку его проек­ция равна т_l = +1/2 + 1/2 + 1/2 = 3/2. Эти же три электрона не могут быть расположены таким образом:

потому что тогда проекция суммарного спина т_l = +1/2–1/2+1/2 = 1/2. По этой же причине именно так, как приведено выше, расположены электроны в атомах углерода, азота и кислорода.

Первые 18 электронов заполняют следующие орбитали: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶. Казалось бы, что девятнадца­тый электрон атома калия должен попасть на подуровень 3d, которому соответствуют п = 3 и l = 2. Однако на самом деле валентный электрон атома калия располагается на орбитали 4s. Дальнейшее за­полнение оболочек после 18-го элемента происходит не в такой по­следовательности, как в двух первых периодах. Электроны в атомах располагаются в соответствии с принципом Паули и правилом Гун­да, но так, чтобы их энергия была наименьшей.

Принцип наименьшей энергии: в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что от­вечает наибольшей связи его с ядром).

Энергия электрона в основном определяется главным квантовым числом п и побочным квантовым числом l, поэтому сначала запол­няются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел п и l является наименьшей. Например, энергия электрона на поду­ровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае п+ l = 4+0 =4, а во втором п+ l = 3+2 = 5 и т.д.

В.М. Клечковский (1961 г.) сформулировал общее по­ложение, гласящее, что электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным возможным значением п, а с наимень­шим значением суммы п + l.