Définition du principe d’exclusion de Pauli

Le principe d’exclusion de Pauli est l’un des principes fondamentaux de la mécanique quantique. Il stipule que, dans un système quantique fermé tel qu’un atome ou une molécule, deux particules subatomiques identiques ne peuvent simultanément avoir la même configuration ou se trouver exactement dans le même état quantique . Les particules subatomiques font référence soit aux électrons, soit à l’une des particules qui composent le noyau atomique.

Ce principe a été postulé par le physicien théoricien autrichien Wolfgang Pauli en 1925 pour expliquer certaines observations expérimentales liées aux spectres d’émission atomique. Elle permet notamment d’expliquer l’apparition d’un motif de raies multiples ( multiplet ) dans les spectres d’émission d’atomes soumis à de forts champs magnétiques, une observation appelée effet Zeeman anormal . Jusque-là, le modèle atomique quantique actuel définissait les atomes en termes de seulement trois nombres quantiques , à savoir le nombre quantique principal (n), l’azimutal (l) et le nombre quantique magnétique (m _l ), ​​donc l’observation de Pauli impliquait le existence d’un quatrième nombre quantique correspondant au spin.

Bien qu’établi à l’origine pour les électrons dans un atome, ce principe s’étend à une classe plus large de particules subatomiques appelées collectivement fermions . Les fermions sont les particules subatomiques dont le spin est un multiple impair de ½ et qui satisfont donc au principe d’exclusion de Pauli . En plus des électrons, les protons et les neutrons sont également des fermions, ce principe s’applique donc également à eux et aide à expliquer les spectres de résonance magnétique nucléaire.

Conséquences du principe d’exclusion de Pauli en chimie quantique

Énoncé alternatif du principe d’exclusion de Pauli

En chimie, le principe d’exclusion de Pauli s’exprime d’une manière légèrement différente de celle présentée au début de cet article. En fait, il est généralement énoncé sur la base de l’une de ses conséquences, indiquant que:

Dans n’importe quel atome, deux électrons ne peuvent pas avoir les quatre mêmes nombres quantiques.

Cette façon d’énoncer le principe d’exclusion de Pauli est moins générale que la précédente, mais elle équivaut à la première déclaration lorsqu’elle est appliquée spécifiquement aux électrons dans un atome.

D’une part, un atome isolé est un système quantique fermé. Lorsque nous parlons de deux électrons, nous parlons de deux particules subatomiques identiques qui sont également des fermions, elles remplissent donc le principe d’exclusion. Enfin, en mécanique quantique, ce sont les nombres quantiques qui déterminent l’état quantique de chaque électron. Ainsi, avoir simultanément les quatre mêmes nombres quantiques équivaut à être exactement dans le même état quantique, ce qui est, en fait, ce que le principe de Pauli exclut ou interdit.

Seuls deux électrons avec des spins antiparallèles peuvent tenir dans une orbitale.

Une autre conséquence du principe d’exclusion de Pauli et qui, dans certains cas, est également utilisé comme une manière alternative de l’énoncer, est que dans la même orbitale atomique il ne peut y avoir plus de deux électrons, et que, de plus, ceux-ci doivent avoir des opposés tourne (+ ou – ½) .

Cette déclaration est également équivalente (bien que, encore une fois, moins générale) que la déclaration précédente, puisqu’une orbitale atomique est définie par les trois premiers nombres quantiques, n, l et m _l . Si deux électrons sont dans la même orbite, alors ils partagent ces trois nombres quantiques. Comme ces deux électrons ne peuvent pas avoir le même spin (car ils auraient les mêmes quatre nombres quantiques, ce qui est interdit par le principe d’exclusion de Pauli), et comme il n’y a que deux valeurs de spin possibles pour chaque électron, alors ils ne peuvent qu’y sont deux électrons dans chaque orbitale.

Application du principe d’exclusion de Pauli

en spectroscopie

Comme déjà mentionné, le principe d’exclusion de Pauli est utilisé pour expliquer les spectres d’émission atomique sous de forts champs magnétiques. En outre, il aide également à comprendre les spectres d’absorption et d’émission, à la fois atomiques et moléculaires, et les spectres de résonance magnétique nucléaire. Ces techniques ont de nombreuses applications en chimie, en médecine et dans d’autres domaines.

En chimie

L’une des applications les plus courantes de ce principe en chimie est qu’il est utilisé pour construire la configuration électronique des atomes du tableau périodique. Grâce au principe d’exclusion de Pauli, nous savons que seuls deux électrons peuvent tenir dans une orbitale. Ceci, combiné avec les autres règles de sélection pour les autres nombres quantiques, nous permet de déterminer combien d’électrons chaque atome a dans chaque niveau d’énergie et dans chaque orbitale à l’intérieur de chaque niveau.

Le tableau suivant illustre cette application en permettant de déterminer le nombre d’électrons qui rentrent dans chaque niveau d’énergie principal.

en astronomie

Le principe d’exclusion de Pauli est utilisé en astronomie pour expliquer la formation des étoiles naines blanches, ainsi que des étoiles à neutrons résultant de l’effondrement d’une étoile mourante. Les premières (les naines blanches) supportent l’effondrement grâce à la pression de dégénérescence des électrons qui les composent, tandis que les étoiles à neutrons se forment et résistent à l’effondrement de leur propre gravité dû à la pression de dégénérescence des neutrons dans les noyaux atomiques. Dans les deux cas, cette pression quantique est générée en raison de l’impossibilité prédite par le principe d’exclusion que deux fermions (soit des électrons, soit des neutrons, selon le type d’étoile) occupent le même état quantique.

Les références

Chang, R. (2021). Chimie (11e ^éd .). ÉDUCATION DE MCGRAW HILL.

Editeurs de l’Encyclopedia Britannica. (2018, 19 janvier). Principe d’exclusion de Pauli . Encyclopédie Britannica. https://www.britannica.com/science/Pauli-exclusion-principle

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