In chimica e fisica, gli orbitali atomici sono una funzione chiamata funzione d'onda che descrive le proprietà caratteristiche di non più di due elettroni in prossimità di un nucleo atomico o di un sistema di nuclei, come in una molecola. Un orbitale è spesso rappresentato come una regione tridimensionale all'interno della quale c'è una probabilità del 95% di trovare un elettrone.
Orbitali e orbite
Quando un pianeta si muove attorno al Sole, traccia un percorso chiamato orbita. Allo stesso modo, un atomo può essere rappresentato come elettroni che circolano in orbite attorno al nucleo. In effetti, le cose sono diverse e gli elettroni si trovano in regioni dello spazio note come orbitali atomici. La chimica si accontenta di un modello semplificato dell'atomo per calcolare l'equazione d'onda di Schrödinger e, di conseguenza, determinare i possibili stati dell'elettrone.
Orbite e orbitali suonano simili, ma hanno significati completamente diversi. È estremamente importante capire la differenza tra loro.
Impossibile visualizzare le orbite
Per tracciare la traiettoria di qualcosa, devi sapere esattamente dove si trova l'oggettosi trova, ed essere in grado di stabilire dove sarà in un momento. Questo è impossibile per un elettrone.
Secondo il principio di indeterminazione di Heisenberg, è impossibile sapere esattamente dove si trova una particella in questo momento e dove sarà in seguito. (Infatti, il principio dice che è impossibile determinare simultaneamente e con assoluta precisione la sua quantità di moto e quantità di moto).
Pertanto, è impossibile costruire un'orbita dell'elettrone attorno al nucleo. È un grosso problema? No. Se qualcosa non è possibile, dovrebbe essere accettato e dovrebbe essere trovato il modo per aggirarlo.
Elettrone idrogeno – orbitale 1s
Supponiamo che ci sia un atomo di idrogeno e che ad un certo punto nel tempo la posizione di un elettrone sia impressa graficamente. Poco dopo, la procedura viene ripetuta e l'osservatore scopre che la particella si trova in una nuova posizione. Non si sa come sia passata dal primo al secondo.
Se continui in questo modo, formerai gradualmente una sorta di mappa 3D di dove è probabile che si trovi la particella.
Nel caso dell'atomo di idrogeno, l'elettrone può trovarsi ovunque all'interno dello spazio sferico che circonda il nucleo. Il diagramma mostra una sezione trasversale di questo spazio sferico.
95% delle volte (o qualsiasi altra percentuale, poiché solo la dimensione dell'universo può fornire una certezza al cento per cento) l'elettrone sarà all'interno di una regione dello spazio abbastanza facilmente definita, abbastanza vicino al nucleo. Tale regione è chiamata orbitale. Gli orbitali atomici sonoregioni dello spazio in cui esiste un elettrone.
Cosa ci fa lì? Non lo sappiamo, non possiamo saperlo, e quindi semplicemente ignoriamo questo problema! Possiamo solo dire che se un elettrone si trova in un particolare orbitale, allora avrà una certa energia.
Ogni orbitale ha un nome.
Lo spazio occupato dall'elettrone idrogeno è chiamato orbitale 1s. L'unità qui significa che la particella è al livello di energia più vicino al nucleo. S racconta la forma dell'orbita. Gli orbitali S sono sfericamente simmetrici rispetto al nucleo, almeno come una sfera cava di materiale abbastanza denso con un nucleo al centro.
2s
Il prossimo orbitale è 2s. È simile a 1s, tranne per il fatto che la posizione più probabile dell'elettrone è più lontana dal nucleo. Questo è un orbitale del secondo livello di energia.
Se guardi da vicino, noterai che più vicino al nucleo c'è un' altra regione di densità elettronica leggermente superiore ("densità" è un altro modo per indicare la probabilità che questa particella sia presente in un determinato luogo).
Gli elettroni
2s (e 3s, 4s, ecc.) trascorrono parte del loro tempo molto più vicino al centro dell'atomo di quanto ci si potrebbe aspettare. Il risultato di ciò è una leggera diminuzione della loro energia negli orbitali s. Più gli elettroni si avvicinano al nucleo, più bassa diventa la loro energia.
Gli orbitali 3s-, 4s-(e così via) si stanno allontanando dal centro dell'atomo.
P-orbitali
Non tutti gli elettroni vivono negli orbitali di s (in effetti, pochissimi di loro lo fanno). Al primo livello di energia, l'unica posizione disponibile per loro è 1s, sul secondo vengono aggiunti 2s e 2p.
Gli orbitali di questo tipo sono più simili a 2 palloncini identici, collegati tra loro al centro. Il diagramma mostra una sezione trasversale di una regione tridimensionale dello spazio. Anche in questo caso, l'orbitale mostra solo l'area con una probabilità del 95% di trovare un singolo elettrone.
Se immaginiamo un piano orizzontale che passi attraverso il nucleo in modo tale che una parte dell'orbita sia sopra il piano e l' altra sotto di esso, allora c'è una probabilità zero di trovare un elettrone su questo piano. Allora come fa una particella ad andare da una parte all' altra se non può mai passare attraverso il piano del nucleo? Ciò è dovuto alla sua natura ondulatoria.
A differenza dell'orbitale s-, l'orbitale p ha una certa direzionalità.
A qualsiasi livello di energia, puoi avere tre orbitali p assolutamente equivalenti situati ad angolo retto l'uno rispetto all' altro. Sono denotati arbitrariamente dai simboli px, py e pz. Questo è accettato per comodità: ciò che si intende con le direzioni X, Y o Z cambia costantemente, poiché l'atomo si muove in modo casuale nello spazio.
Gli orbitali P al secondo livello di energia sono chiamati 2px, 2py e 2pz. Ci sono orbitali simili su quelli successivi: 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz e così via.
Tutti i livelli, tranne il primo, hanno orbitali p. A livelli più alti, i "petali" sono più allungati, con la posizione più probabile dell'elettrone a una distanza maggiore dal nucleo.
orbitali d e f
Oltre agli orbitali s e p, ci sono altri due insiemi di orbitali disponibili per gli elettroni a livelli di energia più elevati. Sul terzo, ci possono essere cinque orbitali d (con forme e nomi complessi), così come orbitali 3s e 3p (3px, 3py, 3pz). Ci sono un totale di 9 qui.
Il quarto, insieme a 4s e 4p e 4d, compaiono 7 orbitali f aggiuntivi - 16 in totale, disponibili anche a tutti i livelli di energia più alti.
Posizionamento di elettroni negli orbitali
Un atomo può essere pensato come una casa molto elegante (come una piramide rovesciata) con un nucleo che vive al piano terra e varie stanze ai piani superiori occupate da elettroni:
- c'è solo 1 stanza al primo piano (1s);
- nella seconda stanza ci sono già 4 (2s, 2px, 2py e 2pz);
- al terzo piano ci sono 9 stanze (una 3s, tre 3p e cinque 3d orbitali) e così via.
Ma le stanze non sono molto grandi. Ciascuno di essi può contenere solo 2 elettroni.
Un modo conveniente per mostrare le orbite atomiche in cui si trovano queste particelle è disegnare "celle quantistiche".
Cellule quantistiche
NucleareGli orbitali possono essere rappresentati come quadrati con gli elettroni in essi mostrati come frecce. Spesso, le frecce su e giù vengono utilizzate per mostrare che queste particelle sono diverse.
La necessità di elettroni diversi in un atomo è una conseguenza della teoria quantistica. Se si trovano in orbitali diversi, va bene, ma se si trovano nella stessa orbita, allora ci deve essere una sottile differenza tra loro. La teoria quantistica conferisce alle particelle una proprietà chiamata "spin", a cui si riferisce la direzione delle frecce.
L'orbitale
1s con due elettroni è mostrato come un quadrato con due frecce rivolte verso l' alto e verso il basso, ma può anche essere scritto ancora più velocemente come 1s2. Si legge "uno s due", non "uno s al quadrato". I numeri in queste notazioni non devono essere confusi. Il primo è il livello di energia e il secondo è il numero di particelle per orbitale.
Ibridazione
In chimica, l'ibridazione è il concetto di mescolare orbitali atomici in nuovi orbitali ibridi in grado di accoppiare elettroni per formare legami chimici. L'ibridazione sp spiega i legami chimici di composti come gli alchini. In questo modello, gli orbitali atomici di carbonio 2s e 2p si mescolano per formare due orbitali sp. L'acetilene C2H2 consiste in un entanglement sp-sp di due atomi di carbonio con la formazione di un legame σ e due legami π aggiuntivi.
Gli orbitali atomici del carbonio negli idrocarburi saturi hannoidentici ibridi sp3-orbitali a forma di manubrio, una parte dei quali è molto più grande dell' altra.
Sp2 - l'ibridazione è simile alle precedenti ed è formata mescolando un s e due p-orbitali. Ad esempio, in una molecola di etilene si formano tre sp2- e un orbitale p.
Orbitali atomici: principio di riempimento
Immaginando le transizioni da un atomo all' altro nella tavola periodica degli elementi chimici, si può stabilire la struttura elettronica dell'atomo successivo posizionando una particella aggiuntiva nella successiva orbita disponibile.
Gli elettroni, prima di riempire i livelli energetici superiori, occupano quelli inferiori situati più vicini al nucleo. Dove c'è una scelta, riempiono gli orbitali individualmente.
Questo ordine di riempimento è noto come regola di Hund. Si applica solo quando gli orbitali atomici hanno energie uguali e aiuta anche a ridurre al minimo la repulsione tra gli elettroni, rendendo l'atomo più stabile.
Nota che l'orbitale s ha sempre un'energia leggermente inferiore rispetto all'orbitale p allo stesso livello di energia, quindi il primo si riempie sempre prima del secondo.
Quello che è veramente strano è la posizione degli orbitali 3D. Sono a un livello più alto rispetto ai 4s, quindi gli orbitali 4s si riempiono per primi, seguiti da tutti gli orbitali 3d e 4p.
La stessa confusione si verifica ai livelli più alti con più intrecci in mezzo. Pertanto, ad esempio, gli orbitali atomici 4f non vengono riempiti fino a quando tutti i posti sulla6s.
Conoscere l'ordine di riempimento è fondamentale per capire come descrivere le strutture elettroniche.
