電子組態（electron configuration）

把原子想成一棟小公寓，房間就是各個單電子軌域，每間有固定的能量與容量。電子組態就是住客名單：哪些房間被佔用、各住了幾個電子。它回答「給定 Z 個電子，它們該坐在哪裡？」這個問題，也是理解原子化學與光譜幾乎一切的起點。

形式上，組態寫成一連串被佔用的次殼層之乘積，以主量子數 n 與軌域字母（s、p、d、f 對應 l = 0、1、2、3）標記，佔據數寫成上標，例如碳為 1s^2 2s^2 2p^2。它源自中心場（獨立電子）近似：想像每個電子都在一個單一的、平均後的球對稱位能中運動，該位能由原子核與其餘所有電子被抹開的電荷共同產生，於是多電子問題分解為一組類氫軌域。電子依能量由低往高填入（構築原理／Aufbau），並受包立不相容原理約束——每個 (n, l, m_l, m_s) 態只准住一個電子，故一個次殼層 (n, l) 至多容納 2(2l+1) 個電子。近似的填充順序遵循馬德倫（n + l）規則：n + l 較小者先填，n + l 相同時 n 較小者先填。

組態之所以重要，是因為它決定了價電子數、基態的原子項與週期表的區塊結構。但要誠實看待它是一種近似：真實態是一個帶關聯、反對稱的多體波函數；組態只點出中心場模型中最主要的那個史萊特行列式。真實原子有例外——當一個接近填滿的次殼層在交換能上勝出時（鉻是 [Ar]3d^5 4s^1，銅是 [Ar]3d^10 4s^1，而非直觀的 3d^4 4s^2 或 3d^9 4s^2）；而「4s 先於 3d」的順序是微妙的近簡併，並非鐵律。