Teoria degli Orbitali Molecolari: Comprendere la Chimica Molecolare in Profondità (2024)
Introduzione
La teoria degli orbitali molecolari (TOM) è una potente tecnica utilizzata per modellare la formazione dei legami chimici e la geometria delle molecole e degli ioni poliatomici. Questa teoria è fondamentale per spiegare fenomeni come la colorazione di alcune sostanze, la stabilità degli elettroni non accoppiati in alcune specie chimiche e la presenza di strutture di risonanza in alcune molecole. La TOM si basa sulla teoria dei legami di valenza e sulla teoria della repulsione tra coppie di elettroni nella shell di valenza, consentendo di descrivere in modo più accurato le interazioni degli elettroni all'interno di una molecola e i loro effetti sulle proprietà fisiche e chimiche della stessa.
Orbitali Atomici
Gli orbitali atomici sono funzioni d'onda che descrivono la distribuzione di probabilità di un elettrone che orbita attorno a un atomo. Sebbene sia impossibile conoscere con precisione la posizione esatta di un elettrone in un dato momento, l'orbitale può essere utilizzato per determinarne l'energia. L'energia degli elettroni è fondamentale per comprendere il comportamento e le proprietà degli atomi, ad esempio per prevedere quali elettroni passeranno da un atomo all'altro durante le reazioni chimiche.
La frequenza della funzione d'onda corrisponde all'energia del legame, con una frequenza maggiore che indica un'energia più elevata. Poiché i legami covalenti nelle molecole richiedono la condivisione di elettroni tra due atomi, la distribuzione spaziale degli elettroni è fondamentale per la formazione dei legami. Ogni orbitale atomico è caratterizzato da un set unico di numeri quantici. L'equazione di Schrödinger può essere utilizzata per derivare le energie e gli orbitali degli elettroni attorno a un singolo atomo.
Orbitali Molecolari
A differenza degli orbitali atomici, gli orbitali molecolari sono delocalizzati e si estendono su tutti gli atomi di una molecola. In teoria, l'equazione di Schrödinger potrebbe essere utilizzata per risolvere gli orbitali molecolari, ma nella pratica diventa impossibile risolverla, anche per le molecole più semplici, senza fare delle approssimazioni. La teoria degli orbitali molecolari approssima la soluzione dell'equazione di Schrödinger per una molecola.
I calcoli energetici vengono utilizzati per verificare la validità degli orbitali molecolari proposti. Natura tende a minimizzare l'energia di ciascun orbitale, quindi l'orbitale migliore possibile è quello con l'energia più bassa. Le supposizioni più semplici che funzionano bene nella teoria degli orbitali molecolari sono le combinazioni lineari degli orbitali atomici (LCAO), simili a una media ponderata degli orbitali atomici. Il numero di orbitali molecolari in una data molecola è sempre uguale alla somma di tutti gli orbitali atomici negli atomi che compongono la molecola.
Diagrammi di Livello Energetico
I diagrammi di livello energetico vengono utilizzati per determinare se una molecola sarà stabile o meno. Gli orbitali atomici dei due atomi vengono disegnati ai lati del diagramma, con gli orbitali molecolari al centro. Questo diagramma può essere utilizzato per calcolare l'ordine del legame della molecola diatomica. Per trovare l'ordine del legame, sottrai il numero di elettroni negli orbitali molecolari antibonding. Se l'ordine del legame è positivo, il che significa che ci sono più atomi negli orbitali bonding che in quelli antibonding, la molecola è stabile in natura. Un ordine del legame nullo o negativo indica una molecola instabile che probabilmente non esiste. In generale, un ordine del legame maggiore corrisponde a una lunghezza del legame più breve e a un'energia di legame più alta. In altre parole, maggiore è l'ordine del legame, più vicini sono gli atomi tra loro e più difficile è separarli.
Ordine del Legame per (\ce{H2})
Numero di elettroni negli orbitali molecolari bonding: 2
Numero di elettroni negli orbitali molecolari antibonding: 0
((2-0)/2=1)
Pertanto, ci aspettiamo che (\ce{H2}) sia stabile ed è, infatti, un gas naturalmente presente.
Conclusione
La teoria degli orbitali molecolari è un approccio fondamentale per comprendere la formazione dei legami chimici e le proprietà molecolari. La sua applicazione consente di spiegare fenomeni complessi e di predire il comportamento di diverse molecole. Attraverso l'analisi degli orbitali atomici e molecolari e dei diagrammi di livello energetico, è possibile ottenere una visione dettagliata delle interazioni tra gli elettroni e la stabilità delle molecole.
Questa teoria è essenziale per approfondire la conoscenza della chimica molecolare e continua a essere uno strumento di fondamentale importanza nella ricerca e nello sviluppo di nuovi composti chimici. La sua comprensione è fondamentale per gli studenti e gli scienziati che desiderano esplorare le meraviglie del mondo molecolare.
Riferimenti
[1] Immagine da sotto licenza Creative Commons per riutilizzo e modifica.
[2] Immagine da sotto licenza Creative Commons per riutilizzo e modifica.
[3] Immagine da sotto licenza Creative Commons per riutilizzo e modifica.
Modello di Schroedinger dell'atomo di idrogeno e le funzioni d'onda è la base dunque della teoria degli orbitali molecolari. Il comportamento dell'elettrone può essere descritto come un'onda stazionaria.
Il riempimento degli orbitali molecolari segue le stesse regole degli orbitali atomici. Gli elettroni si dispongono prima sugli orbitali a minore energia, quelli più stabili, e poi sugli altri. Ogni orbitale molecolare ha al massimo due elettroni con spin opposto, nel rispetto del principio di esclusione di Pauli.
Per formare un orbitale molecolare (legame covalente) si uniscono due orbitali atomici, che contengono ciascuno un solo elettrone e l'orbitale mo- lecolare che si forma conterrà due elettroni (con spin antiparallelo). La forma dell'orbitale molecolare dipende dalla forma degli orbitali ato- mici che lo compongono.
L'orbitale è quindi la porzione di spazio tridimensionale disposta intorno al nucleo, all'interno della quale abbiamo un'alta proba- bilità (più del 90%) di trovare l'elettrone.
diventano più grandi, la loro energia aumenta e gli elettroni che in esso sono contenuti si allontanano dal nucleo. Tutti gli orbitali che sono caratterizzati dallo stesso valore di n appartengono allo stesso livello energetico ma, non necessariamente, hanno la stessa energia.
L'ordine di riempimento degli orbitali, in ordine crescente di energia è il seguente: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p. Da quanto si può notare non sono tutti ordinati secondo lo stesso numero quantico n.
L'entità della sovrapposizione è maggiore quando gli orbitali p si sovrappongono assialmente rispetto a quando si sovrappongono lateralmente. Questo significa che il legame σ è più forte del legame π, e che l'orbitale molecolare di legame σ è più stabile (energia minore) dell'orbitale molecolare di legame π.
Regola di Hund: La regola di Hund, o principio della massima molteplicità afferma che gli elettroni si dispongono ad occupare il massimo numero di orbitali in un sottolivello. Principio di Aufbau: Per il principio di Aufbau, gli elettroni tendono ad occupare gli orbitali seguendo l'ordine di energia crescente.
Ci sono 4 tipi di orbitali, indicati da un numero e una lettera. Il numero indica il livello di energia quindi il numero 1 indica il livello d'energia piú vicino al nucleo, il 2 il successivo, ecc.
L'orbita è la traiettoria circolare o ellittica lungo la quale un elettrone si muoverebbe intorno al nucleo. L'immagine geometrica dell'orbitale è invece una superficie nello spazio nella quale la probabilità di trovare l'elettrone è massima.
Il quarto numero quantico, il numero quantico di spin (ms), è solo per l'elettrone. Lo spin è il momento angolare intrinseco (una proprietà delle particelle) e per l'elettrone assume solo i valori di ∓½.
L'energia di un orbitale dipende in prima istanza dal numero quantico principale n e, a parità di n, l'energia degli orbitali aumenta all'aumentare di l. L'ordine di energia crescente sarà dunque: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p..
Esempi di molecole biatomiche sono dunque: N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2, HCl, CO, HBr, HF, NO. La più piccola molecola esistente in natura è quella dell'idrogeno (molecola biatomica), la cui estensione è di poco superiore a 1 Å (1 Å = 10-10 m).
Energia di un orbitale → dipende dal numero quantico principale n e cresce al crescere di quest'ultimo. L'energia di un orbitale non dipende solo da n, ma anche dal numero quantico angolare l. A parità di livello, l'ordine crescente di energia è s, p, d, f.
Si definisce orbitale una regione di spazio atomico in cui è molto elevata la probabilità di constatare la presenza di elettroni. Ogni orbitale possiede particolari specifiche (dimensioni, forma, orientazione nello spazio atomico) che sono definite dai numeri quantici.
· La teoria del legame di valenza (VB), secondo la quale un legame si forma quando vi è una parziale sovrapposizione di due orbitali atomici, e quindi si legano per riempire gli orbitali esterni, e non come, secondo Lewis, per raggiungere l'ottetto.
Una Molecola è un gruppo di due o più atomi legati in una disposizione spaziale definita da legami covalenti. Una molecola può essere composta da più atomi dello stesso elemento chimico (elementi in forma molecolare) o da atomi di elementi diversi (composti).
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