Principio de exclusión de Pauli, afirmación de que no puede haber dos electrones en un átomo al mismo tiempo en el mismo estado o configuración, propuesto (1925) por el físico austríaco Wolfgang Pauli para explicar los patrones observados de emisión de luz de los átomos. El principio de exclusión se ha generalizado posteriormente para incluir una clase completa de partículas de las cuales el electrón es solo un miembro.
Las partículas subatómicas se dividen en dos clases, en función de su comportamiento estadístico. Las partículas a las que se aplica el principio de exclusión de Pauli se llaman fermiones; los que no obedecen este principio se llaman bosones. Cuando se encuentra en un sistema cerrado, como un átomo para electrones o un núcleo para protones y neutrones, los fermiones se distribuyen de modo que un estado dado esté ocupado por uno solo a la vez.
Las partículas que obedecen el principio de exclusión tienen un valor característico de espín, o momento angular intrínseco; su giro es siempre un número múltiplo impar de la mitad. En la visión moderna de los átomos, puede considerarse que el espacio que rodea el núcleo denso consiste en orbitales o regiones, cada uno de los cuales comprende solo dos estados distintos. El principio de exclusión de Pauli indica que, si uno de estos estados está ocupado por la mitad de un electrón de espín, el otro puede estar ocupado solo por un electrón de espín opuesto, o la mitad de espín negativo. Se llena un orbital ocupado por un par de electrones de espín opuesto: no pueden ingresar más electrones hasta que uno de los dos desocupe el orbital. Una versión alternativa del principio de exclusión aplicado a los electrones atómicos establece que no hay dos electrones que puedan tener los mismos valores de los cuatro números cuánticos.
