La idea fue el resultado de un desarrollo importante a principios del siglo XX: el modelo del átomo de Bohr. Básicamente describió la estructura del “sistema solar” del átomo. La idea era que, a diferencia del sistema solar, los electrones pueden orbitar el núcleo solo en radios discretos, caracterizados por un espectro discreto de energías. Bohr luego conjeturó cómo los electrones se distribuyen dentro del átomo y reprodujo la mayoría de las propiedades químicas de los elementos conocidos.
Sin embargo, hubo un problema con su modelo. Pauli argumentó que un átomo debería tender a moverse a su estado de energía más bajo (como lo hacen todos los sistemas en la naturaleza). Si esto es cierto, todos los electrones deben colocarse en la órbita de energía más baja, minimizando así la energía general del átomo. Sin embargo, esto claramente no era lo que estaba sucediendo en la naturaleza.
La resolución de esto fue el principio de exclusión de Pauli: no hay dos electrones idénticos (fermiones, en general) pueden ocupar el mismo estado cuántico simultáneamente. La aplicación del principio anterior al modelo de Bohr demostró su conjetura sobre la distribución de electrones dentro de un átomo.
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