3d nebo 4s)
 elektrony stejné podslupky mají stejnou energii - jsou na stejné energetické hladině
 slupka s kvantovým číslem n má celkem n hladin, energie elektronu v atomu roste stoupajícím n a v rámci jedné vrstvy (která má konstantní n) se stoupajícím l
 energie jednotlivých hladin závisí na hodnotě protonového čísla
 stav atomu s nejnižší energií se nazývá stavem základním, stavy s vyšší energií jsou stavy excitované

PRAVIDLA ZAPLŇOVÁNÍ ORBITALŮ
1) Pauliho princip (W. Pauli, 1925) - každý stav (orbital) charakterizovaný třemi kvantovými čísly (n, l, m) může být obsazen nejvýše dvěma elektrony, s opačným spinem, v jedné vrstvě může být maximálně 2n2 elektronů, žádné dva elektrony v atomu nemohou mít stejné hodnoty čtyř kvantových čísel
orbital s p d f
počet elektronů 1 6 10 14
2) Výstavbový princip (princip minimální energie) - elektrony obsazují hladiny postupně tak, aby výsledný systém měl co nejnižší energii:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p
3) Hundovo pravidlo (F. Hund, 1925) - stavy (orbitaly) se stejnou energií, tj. degenerované, se obsazují nejprve všechny po jednom elektronu a potom teprve elektronem s opačným spinem.