Principio de exclusión de pauli

Principio de funcionamiento

Todos los átomos, excepto el hidrógeno, son átomos con varios electrones. Las propiedades físicas y químicas de los elementos están directamente relacionadas con el número de electrones que tiene un átomo neutro. La tabla periódica de los elementos agrupa en columnas los elementos con propiedades similares. Esta organización sistemática está relacionada con el número de electrones de un átomo neutro, llamado número atómico, Z.Z. tamaño 12{n} {} En esta sección veremos que el principio de exclusión es clave para las explicaciones subyacentes, y que se aplica mucho más allá del ámbito de la física atómica.En 1925, el físico austriaco Wolfgang Pauli (véase la figura 13.58) propuso la siguiente regla: No hay dos electrones que puedan tener el mismo conjunto de números cuánticos. Es decir, no puede haber dos electrones en el mismo estado. Esta afirmación se conoce como el principio de exclusión de Pauli, porque excluye que los electrones estén en el mismo estado. El principio de exclusión de Pauli es extremadamente poderoso y muy ampliamente aplicable. Se aplica a cualquier partícula idéntica con espín intrínseco semi-integral -es decir, que tenga s=1/2, 3/2, … .s=1/2, 3/2, … . tamaño 12{s=1/2,`3/2, “.” “.” “.” } {} Por lo tanto, no hay dos electrones que puedan tener el mismo conjunto de números cuánticos.Principio de exclusión de Pauli

Repulsión de Pauli

En mecánica cuántica, el principio de exclusión de Pauli establece que dos o más partículas idénticas con espines semienteros (es decir, fermiones) no pueden ocupar simultáneamente el mismo estado cuántico dentro de un sistema cuántico. Este principio fue formulado por el físico austriaco Wolfgang Pauli en 1925 para los electrones, y más tarde se extendió a todos los fermiones con su teorema de espín-estadística de 1940.

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En el caso de los electrones de los átomos, se puede afirmar lo siguiente: es imposible que dos electrones de un átomo polielectrónico tengan los mismos valores de los cuatro números cuánticos: n, el número cuántico principal; ℓ, el número cuántico azimutal; mℓ, el número cuántico magnético; y ms, el número cuántico de espín. Por ejemplo, si dos electrones residen en el mismo orbital, entonces sus valores n, ℓ y mℓ son iguales; por lo tanto, sus ms deben ser diferentes, y así los electrones deben tener proyecciones de espín semientero opuestas de 1/2 y -1/2.

Las partículas con un espín entero, o bosones, no están sujetas al principio de exclusión de Pauli: cualquier número de bosones idénticos puede ocupar el mismo estado cuántico, como ocurre, por ejemplo, con los fotones producidos por un láser o los átomos en un condensado de Bose-Einstein.

Números cuánticos

Todos los átomos, excepto el hidrógeno, son átomos con varios electrones. Las propiedades físicas y químicas de los elementos están directamente relacionadas con el número de electrones que tiene un átomo neutro. La tabla periódica de los elementos agrupa en columnas los elementos con propiedades similares. Esta organización sistemática está relacionada con el número de electrones de un átomo neutro, llamado número atómico, [latex]\boldsymbol{Z}[/latex]. Veremos en esta sección que el principio de exclusión es clave para las explicaciones subyacentes, y que se aplica mucho más allá del ámbito de la física atómica.

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En 1925, el físico austriaco Wolfgang Pauli (véase la figura 1) propuso la siguiente regla: No hay dos electrones que puedan tener el mismo conjunto de números cuánticos. Es decir, no puede haber dos electrones en el mismo estado. Esta afirmación se conoce como el principio de exclusión de Pauli, porque excluye que los electrones estén en el mismo estado. El principio de exclusión de Pauli es extremadamente poderoso y muy ampliamente aplicable. Se aplica a cualquier partícula idéntica con espín intrínseco semi-integral, es decir, con [latex]\boldsymbol{s = 1/2, 3/2, \cdots}[/latex].  Por lo tanto, no hay dos electrones que puedan tener el mismo conjunto de números cuánticos.

Regla de Hund de la máxima multiplicidad

El principio de exclusión de Pauli puede aplicarse a todos los números cuánticos, que establece que no hay dos electrones en un átomo que puedan tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos. Los cuatro números cuánticos deben ser únicos.

Dado que no hay dos electrones que puedan tener el mismo conjunto de números cuánticos, hay límites a la cantidad de ellos que pueden estar en el mismo estado energético. Nótese que n determina el estado de energía en ausencia de un campo magnético.

Esto se representa en un diagrama de llenado de orbitales, un cuadrado representa un orbital, mientras que las flechas representan electrones. Una flecha que apunta hacia arriba representa una dirección de espín, mientras que una flecha que apunta hacia abajo representa la otra dirección de espín.

Debido al principio de exclusión de Pauli, sólo el hidrógeno y el helio pueden tener todos sus electrones en el estado n = 1. El litio (véase la tabla periódica) tiene tres electrones, por lo que uno debe estar en el nivel n = 2. Esto nos lleva al concepto de cáscaras y llenado de cáscaras. A medida que avanzamos en el número de electrones, pasamos del hidrógeno al helio, el litio, el berilio, el boro, etc., y vemos que hay límites en el número de electrones para cada valor de n. Los valores más altos de la cáscara n corresponden a energías más altas, y pueden permitir más electrones debido a las diversas combinaciones de l, ml y ms que son posibles. Cada valor del número cuántico principal n corresponde, pues, a una corteza atómica en la que puede entrar un número limitado de electrones. Las capas y el número de electrones que contienen determinan las propiedades físicas y químicas de los átomos, ya que los electrones más externos son los que más interactúan con el exterior del átomo.

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