Aquí hay un desglose:
* Los niveles de energía más bajos primero: Los electrones siempre intentarán ocupar los niveles de energía más bajos disponibles antes de pasar a los más altos.
* Principio de exclusión de Pauli: Cada orbital puede contener un máximo de dos electrones, y estos electrones deben tener giros opuestos.
* Regla de Hund: Dentro de una subshell (como P o D), los electrones ocuparán individualmente cada orbital antes de emparejarse en el mismo orbital.
Por lo tanto, el estado de energía específico que se llena un electrón depende de varios factores:
* El número atómico del elemento: Diferentes elementos tienen diferentes números de protones y electrones, lo que lleva a diferentes configuraciones de electrones.
* El nivel de energía: Los electrones primero ocuparán los niveles de energía más bajos (1s, 2s, 2p, etc.) y luego pasarán a niveles más altos según sea necesario.
* La subshell: Dentro de un nivel de energía, los electrones primero llenarán la subshell S, luego la subshell P, luego la subshell D, y así sucesivamente.
Ejemplo:
Considere el elemento nitrógeno (N), que tiene 7 electrones. Su configuración de electrones es 1S²2S²2P³.
* Los dos primeros electrones llenan el orbital 1S (nivel de energía más bajo).
* Los siguientes dos electrones llenan el orbital 2S.
* Los tres electrones restantes ocupan individualmente los tres orbitales 2p (después de la regla de Hund).
Conclusión: El llenado de estados de energía de electrones es un proceso complejo que involucra múltiples reglas y factores. No es automático, pero sigue un orden específico basado en los niveles de energía y otros principios.
