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

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Formulato da [[Wolfgang Ernst Pauli|Wolfgang Pauli]] nel [[1925]], viene anche citato come '''principio di esclusione''' o '''principio di Pauli'''.
 
Il principio di esclusione si applica solo ai fermioni, che formano stati quantici antisimmetrici e hanno [[spin]] semi-intero, e che includono [[protone|protoni]], [[neutrone|neutroni]] ed [[elettrone|elettroni]], le tre particelle che compongono la [[materia (fisica)|materia]] ordinaria. Esso non è valido per i [[Bosone (fisica)|bosoni]], i quali formano stati quantici simmetrici ede hanno spin intero. Il principio è alla base della comprensione di molte delle caratteristiche distintive della materia.
 
== Fermioni e simmetria ==
:<math>(-1)^l (-1)^{s+1} = -1 </math>
 
dove ''l'' è il [[numero quantico azimutale]] ede ''s'' 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:
 
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 (''1s'') acquisendo spin opposti. 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 ''1s'', ed è costretto ada occupare uno degli orbitali a più alta energia (''2s''). 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]].
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