Differenze tra le versioni di "Principio di esclusione di Pauli"

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:<math>(-1)^l (-1)^{s+1} = -1 </math>
 
dove ''<math>l''</math> è il [[numero quantico azimutale]] e ''<math>s''</math> lo spin totale.
 
Se in un sistema si aggiunge l'[[isospin]] (si prende, cioè, in considerazione il [[nucleo atomico]]), il principio di Pauli si esprime nel modo seguente:
:<math>(-1)^l (-1)^{s+1} (-1)^{i+1} = -1 </math>
 
dove ''<math>i''</math> è l'isospin totale.
 
== Conseguenze ==
Il principio di esclusione di Pauli gioca un ruolo essenziale in un grande numero di fenomeni fisici. Uno dei più importanti, e quello per cui fu originariamente formulato, riguarda la struttura della nube elettronica degli atomi. Un'entità molecolare elettricamente neutra (cioè l'atomo) contiene un numero di elettroni pari a quello dei protoni del [[Nucleo atomico|nucleo]]. Siccome gli elettroni sono fermioni, il principio di esclusione proibisce loro di occupare lo stesso stato quantico.<ref>{{Cita|Silvestroni|p. 11}}.</ref>
 
Ad esempio, si consideri un atomo di [[elio (elemento)|elio]] neutro, che ha due elettroni associati. Entrambi gli elettroni possono occupare l'orbitale con il livello di energia più basso <math>(''1s'')</math> acquisendo spin opposti.<ref>{{en}} [http://goldbook.iupac.org/PT07089.html IUPAC Gold Book, "Pauli exclusion principle"]</ref> Ciò non viola il principio di esclusione, poiché lo spin fa parte dello stato quantico dell'elettrone, e quindi i due elettroni occupano stati quantici differenti. Comunque, lo spin può assumere solo due valori differenti.
In un atomo di [[litio]], che contiene tre elettroni, il terzo elettrone non può stare nell'orbitale ''<math>1s''</math>, ed è costretto a occupare uno degli orbitali a più alta energia <math>(''2s'')</math>. Similarmente, gli elementi successivi occupano ulteriori sottolivelli con livelli crescenti di energia. Le proprietà chimiche di un elemento dipendono in larga misura dal numero di elettroni presenti nel livello elettronico più esterno.
 
Il principio di Pauli spiega la stabilità su larga scala della materia. Le molecole non possono essere spinte arbitrariamente una contro l'altra, poiché gli elettroni di ogni molecola non possono entrare nello stesso stato degli elettroni di un'altra molecola - questa è la ragione per il termine repulsivo <math>r^{ - 12} </math> presente nel [[potenziale di Lennard-Jones]].
== Bibliografia ==
* {{cita libro | cognome= Silvestroni | nome= Paolo | titolo= Fondamenti di chimica | editore= CEA | città= | anno= 1996 | ed= 10 | isbn= 88-408-0998-8 | cid= Silvestroni}}
* {{Cita libro | autorecognome=Dill, | nome=Dan | titolo=Notes on General Chemistry|edizione=2 ed.| capitolo = 3.5, Many-electron atoms: Fermi holes and Fermi heaps | editore=W. H. Freeman | anno=2006 | isbn=1-4292-0068-5|lingua=en}}
* {{Cita libro | autorecognome=Griffiths, | nome=David J.|titolo=Introduction to Quantum Mechanics|edizione=2 ed.| editore=Prentice Hall |anno=2004 |isbn=0-13-805326-X | lingua=en}}
* {{Cita libro | autorecognome=Liboff, | nome=Richard L. | titolo=Introductory Quantum Mechanics | editore=Addison-Wesley | anno=2002 | isbn=0-8053-8714-5 | lingua=en}}
* {{Cita libro | autorecognome=Massimi, | nome=Michela | titolo=Pauli's Exclusion Principle | editore=Cambridge University Press | anno=2005 | isbn=0-521-83911-4 | lingua=en}}
* {{Cita libro | autorecognome1=Tipler, | nome1=Paul; |cognome2=Llewellyn, | nome2=Ralph | titolo=Modern Physics|edizione=4 ed.| editore=W. H. Freeman | anno=2002 | isbn=0-7167-4345-0 | lingua=en}}
 
== Voci correlate ==
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