• Con il carbonio ci si trova di fronte a due diverse possibilita' per gli ultimi due elettroni (i primi quattro occupano ovviamente gli orbitali $1s$ e $2s$): possiamo accoppiarli (con spin antiparalleli) nello stesso orbitale $2p$, oppure possiamo assegnare ciascuno ad un diverso orbitale $2p$ (ad esempio uno al $2p_x$ ed uno al $2p_y$). In realta' le due scelte non sono equivalenti, nel senso che una produce un'energia maggiore dell'altra. Intuitivamente, l'accoppiamento dei due elettroni nello stesso orbitale comporta un'interazione repulsiva fra di essi, che aumenta l'energia totale del sistema rispetto alla situazione che vede i due elettroni spaiati (cioe' occupanti due orbitali diversi). Questo concetto e' formalizzato dalla cosiddetta regola di Hund:

  La configurazione piu' stabile e' quella caratterizzata dal maggior numero possibile di elettroni spaiati con spin parallelo

  In base a cio', la configurazione elettronica del carbonio sara': $1s^2\;2s^2\;2p^2$, dove e' sottinteso che i due elettroni $2p$ occupano orbitali diversi con spin parallelo (cioe', piu' in dettaglio, si potrebbe scrivere $1s^2\;2s^2\;2p_x^1\;2p_y^1$). La notazione a caselle e' ancora piu' esplicita:
• Negli elementi dall'azoto al neon, gli elettroni addizionali finiscono di occupare gli orbitali $2p$ (sempre rispettando il principio di Pauli e la regola di Hund). Il neon completa il secondo strato elettronico ($n=2$) e termina il secondo periodo della tavola periodica: $1s^2\;2s^2\;2p^6$,
• Nel terzo periodo ($Na\dots{Ar}$) gli elettroni vanno ad occupare gli orbitali $3s$ e $3p$ in modo analogo a quanto visto per il periodo precedente.
• Nel potassio, la destabilizzazione degli orbitali $3d$ dovuta all'effetto schermo e' tale per cui la loro energia supera quella degli orbitali $4s$: ne segue che la configurazione elettronica del potassio e' $1s^2\;2s^2\;2p^6\;3s^2\;3p^6\;4s^1$ e non $1s^2\;2s^2\;2p^6\;3s^2\;3p^6\;3d^1$.