Pauliaus atskirties principas teigia, kad nėra dviejų elektronai (arba kiti fermionai) gali turėti tą pačią kvantinę mechaninę būseną atomas arba molekulė. Kitaip tariant, jokia atomų elektronų pora negali turėti to paties elektroninio kvantiniai skaičiai n, l, mlir ms. Kitas būdas pasakyti apie Paulio išskyrimo principą yra pasakyti, kad dviejų vienodų fermionų bendrosios bangos funkcija yra antisimetriška, jei dalelės keičiasi.
1925 m. Šį principą pasiūlė austrų fizikas Wolfgangas Pauli apibūdinti elektronų elgesį. 1940 m. Jis išplėtė šį principą visiems fermionams, esantiems nugaros statistikos teoremoje. Bosonai, kurie yra dalelės su sveikuoju skaičiumi, neatitinka pašalinimo principo. Taigi identiški bozonai gali užimti tą pačią kvantinę būseną (pvz., Fotonai lazeriuose). Paulio išskyrimo principas taikomas tik toms dalelėms, kurių sukinys yra pusės sveiko skaičiaus.
Pauliaus atskirties principas ir chemija
Chemijoje atomų elektronų apvalkalo struktūrai nustatyti naudojamas Paulio išskyrimo principas. Tai padeda nuspėti, kurie atomai pasidalins elektronus ir dalyvaus cheminiuose ryšiuose.
Toje pačioje orbitoje esantys elektronai turi identiškus pirmuosius tris kvantinius skaičius. Pvz., 2 elektronai, esantys helio atomo apvalkale, yra 1s pogrupyje, kai n = 1, l = 0 ir ml = 0. Jų sukimosi momentai negali būti tapatūs, todėl vienas yra ms = -1/2, o kitas yra ms = +1/2. Vizualiai mes piešime tai kaip pošakį su 1 „aukštyn“ elektronu ir 1 „žemyn“ elektronu.
Dėl to 1s paskesnis apvalkalas gali turėti tik du elektronus, turinčius priešingus sukus. Vandenilis pavaizduotas kaip turintis 1s pora, turinčią 1 „aukštyn“ elektroną (1s1). Helio atomas turi 1 "aukštyn" ir 1 "žemyn" elektronus (1 s2). Pereidami prie ličio, turite helio šerdį (1 s2) ir tada dar vienas „iki“ elektronas, kuris yra 2s1. Šiuo būdu, elektronų konfigūracija iš orbitų yra parašyta.