ORBITALI ATOMICI: IN COSA CONSISTONO E TIPI - CHIMICA - 2026

Gli orbitali atomici sono quelle regioni dell'atomo definite da una funzione d'onda per gli elettroni. Le funzioni d'onda sono espressioni matematiche ottenute dalla risoluzione dell'equazione di Schrödinger. Descrivono lo stato energetico di uno o più elettroni nello spazio, nonché la probabilità di trovarlo.

Questo concetto fisico, applicato dai chimici per comprendere il legame e la tavola periodica, considera l'elettrone come un'onda e una particella allo stesso tempo. Pertanto, l'immagine del sistema solare viene scartata, dove gli elettroni sono pianeti che ruotano in orbite attorno al nucleo o al sole.

Fonte: di haade, tramite Wikimedia Commons

Questa visualizzazione obsoleta è utile quando si illustrano i livelli di energia dell'atomo. Ad esempio: un cerchio circondato da anelli concentrici che rappresentano le orbite e i loro elettroni statici. In effetti, questa è l'immagine con cui l'atomo viene presentato a bambini e ragazzi.

Tuttavia, la vera struttura atomica è troppo complessa per averne anche un quadro approssimativo.

Considerando quindi l'elettrone come una particella-onda e risolvendo l'equazione differenziale di Schrödinger per l'atomo di idrogeno (il sistema più semplice di tutti), si ottennero i famosi numeri quantici.

Questi numeri indicano che gli elettroni non possono occupare alcun posto nell'atomo, ma solo quelli che obbediscono a un livello di energia discreto e quantizzato. L'espressione matematica di quanto sopra è nota come funzione d'onda.

Quindi, dall'atomo di idrogeno, è stata stimata una serie di stati energetici governati da numeri quantici. Questi stati energetici erano chiamati orbitali atomici.

Ma questi descrivevano solo la posizione di un elettrone in un atomo di idrogeno. Per altri atomi, la polielettronica, dall'elio in poi, è stata effettuata un'approssimazione orbitale. Perché? Perché risolvere l'equazione di Schrödinger per atomi con due o più elettroni è molto complicato (anche con la tecnologia attuale).

Cosa sono gli orbitali atomici?

Gli orbitali atomici sono funzioni d'onda costituite da due componenti: una radiale e una angolare. Questa espressione matematica è scritta come:

Ψ _nlml = R _nl (r) Y _lml (θϕ)

Anche se all'inizio può sembrare complicato, nota che i numeri quantici n, l e ml sono indicati in lettere minuscole. Ciò significa che questi tre numeri descrivono l'orbitale. R _nl (r), meglio conosciuta come funzione radiale, dipende da nyl; mentre Y _lml (θϕ), funzione angolare, dipende da le ml.

Nell'equazione matematica ci sono anche le variabili r, distanza dal nucleo, e θ e ϕ. Il risultato di tutto questo insieme di equazioni è una rappresentazione fisica degli orbitali. Quale? Quello visto nell'immagine sopra. Viene mostrata una serie di orbitali che verranno spiegati nelle sezioni seguenti.

Le loro forme e design (non i colori) derivano dalla rappresentazione grafica delle funzioni d'onda e delle loro componenti radiali e angolari nello spazio.

Funzione d'onda radiale

Come visto nell'equazione, R _nl (r) dipende sia da n che da l. Quindi, la funzione d'onda radiale è descritta dal livello di energia principale e dai suoi sottolivelli.

Se l'elettrone potesse essere fotografato indipendentemente dalla sua direzione, si potrebbe osservare un punto infinitamente piccolo. Quindi, scattando milioni di fotografie, potrebbe essere dettagliato come la nuvola di punti cambia in funzione della distanza dal nucleo.

In questo modo è possibile confrontare la densità della nuvola in lontananza e vicino al nucleo. Se si ripetesse la stessa operazione ma con un altro livello di energia o sottolivello, si formerebbe un'altra nuvola che racchiude quella precedente. Tra i due c'è un piccolo spazio dove l'elettrone non si trova mai; questo è ciò che è noto come nodo radiale.

Inoltre, nelle nuvole ci sono regioni con densità di elettroni più alta e più bassa. Man mano che diventano più grandi e più lontani dal nucleo, hanno più nodi radiali; e inoltre, una distanza r in cui l'elettrone gira più frequentemente ed è più probabile che si trovi.

Funzione d'onda angolare

Di nuovo, è noto dall'equazione che Y _lml (θϕ) è descritto principalmente dai numeri quantici le ml. Questa volta partecipa al numero quantico magnetico, quindi viene definita la direzione dell'elettrone nello spazio; e questa direzione può essere rappresentata graficamente dalle equazioni matematiche che coinvolgono le variabili θ e ϕ.

Ora, non procediamo a scattare fotografie, ma a registrare un video della traiettoria dell'elettrone nell'atomo. Contrariamente all'esperimento precedente, non si sa esattamente dove sia l'elettrone, ma dove stia andando.

Quando l'elettrone si muove, descrive una nuvola più definita; infatti una figura sferica, o con lobi, come quelle viste nell'immagine. Il tipo di figure e la loro direzione nello spazio sono descritti da le ml.

Ci sono regioni, vicine al nucleo, dove l'elettrone non transita e la figura scompare. Tali regioni sono note come nodi d'angolo.

Ad esempio, se guardi il primo orbitale sferico, arrivi rapidamente alla conclusione che è simmetrico in tutte le direzioni; tuttavia, questo non è il caso degli altri orbitali, le cui forme rivelano spazi vuoti. Questi possono essere osservati all'origine del piano cartesiano e nei piani immaginari tra i lobi.

Probabilità di trovare l'elettrone e il legame chimico

Fonte: dalla Fondazione CK-12 (File: High School Chemistry.pdf, pagina 265), tramite Wikimedia Commons

Per determinare la vera probabilità di trovare un elettrone in un orbitale, occorre considerare le due funzioni: radiale e angolare. Non è quindi sufficiente assumere la componente angolare, cioè la forma illustrata degli orbitali, ma anche come varia la loro densità elettronica rispetto alla distanza dal nucleo.

Tuttavia, poiché le direzioni (ml) distinguono un orbitale da un altro, è pratico (anche se forse non del tutto corretto) considerare solo la forma dell'orbitale. In questo modo, la descrizione del legame chimico è spiegata dalla sovrapposizione di queste figure.

Ad esempio, sopra c'è un'immagine comparativa di tre orbitali: 1s, 2s e 3s. Nota i suoi nodi radiali all'interno. L'orbitale 1 non ha nodo, mentre gli altri due hanno uno e due nodi.

Quando si considera un legame chimico, è più facile tenere a mente solo la forma sferica di questi orbitali. In questo modo, l'orbitale ns si avvicina a un altro e, a distanza r, l'elettrone formerà un legame con l'elettrone dell'atomo vicino. Da qui nascono diversi teorici (TEV e TOM) che spiegano questo collegamento.

Come vengono simbolizzati?

Gli orbitali atomici sono simbolizzati esplicitamente come: nl _ml .

I numeri quantici prendono valori interi 0, 1, 2, ecc., Ma per simbolizzare gli orbitali viene lasciato solo un valore numerico n. Mentre per l, l'intero numero è sostituito dalla sua lettera corrispondente (s, p, d, f); e per ml, una variabile o una formula matematica (eccetto ml = 0).

Ad esempio, per l'orbitale 1s: n = 1, s = 0 e ml = 0. Lo stesso vale per tutti gli orbitali ns (2s, 3s, 4s, ecc.).

Per simboleggiare il resto degli orbitali, è necessario rivolgersi ai loro tipi, ciascuno con i propri livelli di energia e caratteristiche.

tipi

Orbitali s

I numeri quantici l = 0 e ml = 0 (oltre alle loro componenti radiali e angolari) descrivono un orbitale con una forma sferica. Questo è quello che dirige la piramide degli orbitali dell'immagine iniziale. Inoltre, come si può vedere nell'immagine dei nodi radiali, ci si può aspettare che gli orbitali 4s, 5s e 6s abbiano tre, quattro e cinque nodi.

Sono caratterizzati dall'essere simmetrici e i loro elettroni sperimentano una carica nucleare efficace maggiore. Questo perché i suoi elettroni possono penetrare nei gusci interni e librarsi molto vicino al nucleo, il che esercita su di essi un'attrazione positiva.

Pertanto, c'è una probabilità che un elettrone 3s possa penetrare nell'orbitale 2s e 1s, avvicinandosi al nucleo. Questo fatto spiega perché un atomo con orbitali ibridi sp è più elettronegativo (con una maggiore tendenza ad attrarre densità elettronica dagli atomi vicini) di uno con ibridazione sp ³ .

Pertanto, gli elettroni negli orbitali s subiscono la maggior carica dal nucleo e sono più stabili dal punto di vista energetico. Insieme, esercitano un effetto di schermatura sugli elettroni in altri sottolivelli o orbitali; cioè, diminuiscono l'effettiva carica nucleare Z sperimentata dagli elettroni più esterni.

Orbitali p

Fonte: David Manthey tramite Wikipedia

Gli orbitali p hanno i numeri quantici l = 1 e con valori di ml = -1, 0, +1. Cioè, un elettrone in questi orbitali può prendere tre direzioni, che sono rappresentate come manubri gialli (secondo l'immagine sopra).

Nota che ogni manubrio si trova lungo un asse cartesiano x, yez. Pertanto, quell'orbitale p situato sull'asse x è indicato come p _x ; quello sull'asse y, p _y ; e se punta perpendicolare al piano xy, cioè sull'asse z, allora è p _z .

Tutti gli orbitali sono perpendicolari tra loro, cioè formano un angolo di 90º. Allo stesso modo, la funzione angolare scompare nel nucleo (l'origine dell'asse cartesiano), e c'è solo la probabilità di trovare l'elettrone all'interno dei lobi (la cui densità elettronica dipende dalla funzione radiale).

Scarso effetto schermante

Gli elettroni in questi orbitali non possono penetrare nei gusci interni con la stessa facilità degli orbitali. Confrontando le loro forme, gli orbitali p sembrano essere più vicini al nucleo; tuttavia, gli elettroni ns si trovano più frequentemente intorno al nucleo.

Qual è la conseguenza di quanto sopra? Che un elettrone np sperimenta una carica nucleare efficace inferiore. Inoltre, quest'ultimo è ulteriormente ridotto dall'effetto schermante degli orbitali s. Questo spiega, ad esempio, perché un atomo con orbitali ibridi sp ³ è meno elettronegativo di uno con orbitali sp ² o sp.

È anche importante notare che ogni manubrio ha un piano nodale angolare, ma nessun nodo radiale (solo gli orbitali 2p). Cioè, se fosse tagliato, non ci sarebbero strati all'interno come con l'orbitale 2s; ma dall'orbitale 3p in poi, comincerebbero ad essere osservati i nodi radiali.

Questi nodi angolari sono responsabili degli elettroni più esterni che subiscono uno scarso effetto di schermatura. Ad esempio, gli elettroni 2s schermano quelli negli orbitali 2p meglio degli elettroni 2p schermano quelli nell'orbitale 3s.

Px, Py e Pz

Poiché i valori di ml sono -1, 0 e +1, ciascuno rappresenta un orbitale Px, Py o Pz. In totale, possono ospitare sei elettroni (due per ogni orbitale). Questo fatto è fondamentale per comprendere la configurazione elettronica, la tavola periodica e gli elementi che compongono il cosiddetto blocco p.

Orbitali d

Fonte: di Hanilakkis0528, da Wikimedia Commons

Gli orbitali d hanno valori di l = 2 e ml = -2, -1, 0, +1, +2. Ci sono quindi cinque orbitali in grado di contenere dieci elettroni in totale. Le cinque funzioni angolari degli orbitali d sono rappresentate nell'immagine sopra.

I primi, gli orbitali 3d, mancano di nodi radiali, ma tutti gli altri, eccetto l'orbitale d _z2 , hanno due piani nodali; non i piani dell'immagine, poiché questi mostrano solo in quali assi si trovano i lobi arancioni con forme di foglie di trifoglio. I due piani nodali sono quelli che si intersecano perpendicolarmente al piano grigio.

Le loro forme li rendono ancora meno efficaci nello schermare l'effettiva carica nucleare. Perché? Perché hanno più nodi, attraverso i quali il nucleo può attrarre elettroni esterni.

Pertanto, tutti gli orbitali d contribuiscono a un aumento meno pronunciato dei raggi atomici da un livello di energia all'altro.

Orbitali f

Fonte: di Geek3, da Wikimedia Commons

Infine, gli orbitali f hanno numeri quantici con valori di l = 3 e ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Ci sono sette orbitali f, per un totale di quattordici elettroni. Questi orbitali diventano disponibili dal periodo 6, superficialmente simbolizzati come 4f.

Ciascuna delle funzioni angolari rappresenta lobi con forme complesse e diversi piani nodali. Pertanto, schermano ancora meno gli elettroni esterni e questo fenomeno spiega ciò che è noto come contrazione dei lantanidi.

Per questo motivo, per gli atomi pesanti non c'è una variazione pronunciata nei loro raggi atomici da un livello n a un altro n + 1 (da 6n a 7n, per esempio). Ad oggi, gli orbitali 5f sono gli ultimi trovati negli atomi naturali o artificiali.

Con tutto questo in mente, si apre un divario tra ciò che è noto come l'orbita e gli orbitali. Sebbene testualmente siano simili, in realtà sono molto diversi.

Il concetto di orbitale atomico e l'approssimazione orbitale ci hanno permesso di spiegare il legame chimico e come può, in un modo o nell'altro, influenzare la struttura molecolare.

Riferimenti

1. Shiver & Atkins. (2008). Chimica inorganica. (Quarta edizione., Pp. 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Elettroni e legame chimico. WA Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (Sf). Orbitali atomici e numeri quantici. Estratto da: quimitube.com
4. Nave CR (2016). Visualizzazione degli orbitali degli elettroni. Estratto da: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Orbitali atomici. Estratto da: chemguide.co.uk
6. Racconti quantistici. (26 agosto 2011). Orbitali atomici, una bugia del liceo. Estratto da: cuentos-cuanticos.com