Il orbitali atomici sono quelle regioni dell'atomo definite da una funzione d'onda per gli elettroni. Le funzioni d'onda sono espressioni matematiche ottenute risolvendo l'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 è esclusa, dove gli elettroni sono pianeti che ruotano in orbite attorno al nucleo o al sole..
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 ai bambini e ai giovani.
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 cui 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 sono stati 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).
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Gli orbitali atomici sono funzioni d'onda costituite da due componenti: una radiale e l'altra angolare. Questa espressione matematica è scritta come:
Ψnlml = Rnl(r) Ylml(θϕ)
Sebbene all'inizio possa sembrare complicato, nota che i numeri quantici n, l Y ml sono indicati in lettere minuscole. Ciò significa che questi tre numeri descrivono l'orbitale. Rnl(r), meglio conosciuta come funzione radiale, dipende da n Y l; mentre Ylml(θϕ), funzione angolare, dipende da l Y 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..
Come si vede nell'equazione, Rnl(r) dipende così tanto da n piace 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.
Allo stesso modo, nelle nuvole ci sono regioni con densità di elettroni più alta e più bassa. Man mano che si ingrandiscono e si allontanano dal nucleo, hanno nodi più radiali; e anche una distanza r dove l'elettrone vaga più frequentemente ed è più probabile che venga trovato.
Di nuovo, è noto dall'equazione che Ylml(θϕ) è descritto principalmente da numeri quantici l Y 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 dove sia esattamente 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 l Y ml.
Ci sono regioni, vicine al nucleo, dove l'elettrone non transita e la figura scompare. Tali regioni sono note come nodi angolari.
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.
Per determinare la vera probabilità di trovare un elettrone in un orbitale, si devono considerare le due funzioni: radiale e angolare. Non è quindi sufficiente assumere la componente angolare, ovvero la forma illustrata degli orbitali, ma anche come varia la loro densità elettronica rispetto alla distanza dal nucleo.
Tuttavia, poiché gli indirizzi (ml) distinguere 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 viene spiegata sovrapponendo 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, ea 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.
Gli orbitali atomici sono esplicitamente simbolizzati come: nlml.
I numeri quantici accettano valori interi 0, 1, 2, ecc., Ma solo per simbolizzare gli orbitali n un valore numerico. Mentre per l, l'intero numero è sostituito dalla sua lettera corrispondente (s, p, d, f); e a ml, una variabile o una formula matematica (ad eccezione di 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..
Numeri quantistici l= 0 e ml= 0 (oltre alle sue componenti radiali e angolari) descrive un orbitale di forma sferica. Questo è quello in cima alla piramide degli orbitali nell'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 sono quelli che subiscono di più la carica del nucleo e sono più stabili dal punto di vista energetico. Insieme, esercitano un effetto schermante sugli elettroni in altri sottolivelli o orbitali; cioè, diminuiscono l'effettiva carica nucleare Z sperimentata dagli elettroni più esterni.
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, Y Y z. Pertanto, quell'orbitale p situato sull'asse x è indicato come pX; quello sull'asse y, pY; e se punta perpendicolare al piano xy, cioè sull'asse z, allora è pz.
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).
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 sp ibridi3 è meno elettronegativo di quello con orbitali spDue 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 in misura migliore, rispetto agli elettroni 2p schermano quelli nell'orbitale 3s..
Poiché i valori di ml Sono -1, 0 e +1 e rappresentano ciascuno 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..
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, tranne l'orbitale dz2, hanno due piani nodali; non i piani dell'immagine, poiché questi mostrano solo in quali assi si trovano i lobi arancioni con le forme delle 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.
Tutti gli orbitali d contribuiscono quindi a rendere meno pronunciato l'aumento dei raggi atomici, passando da un livello di energia all'altro..
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 di un livello. n ad un altro n + 1 (Da 6n a 7n, ad 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 hanno permesso di spiegare il legame chimico e come può, in un modo o nell'altro, influenzare la struttura molecolare.
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