Immagina di provare a parcheggiare due auto in un unico posto auto. Impossibile, vero? Ora immagina se ogni atomo nell’universo seguisse questa regola per i suoi elettroni. Questo è essenzialmente ciò che impone il principio di esclusione di Pauli. Proposta nel 1925 dal fisico austriaco Wolfgang Pauli, questa regola spiega perché la materia mantiene la sua forma e perché gli atomi emettono schemi di luce specifici anziché collassare in una singolarità caotica.
Il principio è stato inizialmente creato per risolvere un enigma specifico: gli spettri osservati della luce emessa dagli atomi. Ma si è rapidamente evoluta in una legge fondamentale della natura, che governa una vasta classe di particelle anziché solo gli elettroni.
Fermioni contro bosoni: la grande divisione
Per capire perché questo è importante, devi guardare come si comportano le particelle subatomiche. Non tutte le particelle seguono le stesse regole sociali. I fisici li dividono in due campi distinti in base al loro comportamento statistico.
Quelle particelle che obbediscono al principio di esclusione di Pauli sono chiamate fermioni. Elettroni, protoni e neutroni rientrano in questa categoria. Sono gli introversi del mondo quantistico. In un sistema chiuso, come lo spazio che circonda il nucleo di un atomo o il nucleo stesso, i fermioni rifiutano di affollarsi. Ogni stato disponibile è occupato da una sola particella alla volta.
Poi ci sono i bosoni. Queste particelle non obbediscono al principio di esclusione. Sono gli estroversi. Possono accumularsi nello stesso stato quantico in numero illimitato. I laser, ad esempio, si basano sui bosoni (fotoni) che si comportano in questo modo. Ma se stai costruendo un atomo, hai bisogno di fermioni.
Il vincolo di spin
Perché due elettroni non possono occupare lo stesso stato? Si tratta di girare.
Le particelle che seguono il principio di esclusione hanno un valore caratteristico di spin, o momento angolare intrinseco. Per i fermioni, questo spin è sempre un multiplo intero dispari di metà (come 1/2, 3/2, ecc.). Gli elettroni hanno uno spin pari a 1/2.
Nella moderna comprensione della struttura atomica, lo spazio attorno al nucleo non è semplicemente vuoto. È costituito da orbitali : regioni dello spazio in cui è probabile che si trovi un elettrone. Ogni orbitale può contenere solo due stati distinti.
Ecco il problema. Se un elettrone occupa uno stato con spin +1/2, l’altro punto in quell’orbitale può essere occupato solo da un elettrone con spin -1/2. Devono essere opposti.
Una volta riempiti entrambi i punti, uno in alto e uno in basso, l’orbitale è “pieno”. Nessun altro elettrone può entrare finché uno della coppia non se ne va. Questa non è una preferenza morbida. È un vincolo duro.
I quattro numeri quantici
Esiste un altro modo di enunciare questa regola che spesso aiuta gli studenti a comprendere il concetto. Non esistono due elettroni in un atomo che possano avere esattamente gli stessi valori per tutti e quattro i numeri quantici.
Pensa a questi numeri come all’indirizzo di un elettrone:
1. Numero quantico principale : Il livello energetico (la “città”).
2. Numero quantico azimutale : la forma dell’orbitale (il “quartiere”).
3. Numero quantico magnetico : L’orientamento dell’orbitale (la “strada”).
4. Numero quantico di rotazione : la direzione della rotazione (il “numero civico”).
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