Chimica: la teoria degli orbitali molecolari

tramite: O2O
Difficoltà: media
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Introduzione

Ciascun elettrone perciò si muoverà non più attorno al proprio orbitale atomico, ma intorno ad uno molecolare che coinvolge anche l’altro atomo dove si verifica il legame. Se si considera che l’orbitale (che indicheremo con il simbolo "Ψ"), è lo spazio dove è massima la probabilità di trovare l’elettrone, avremo la tale formula: "Ψ^2 = (ΨA ± ΨB)^2", dove con "A" e "B" vengono indicati gli atomi. In chimica, la teoria degli orbitali molecolari spiega la formazione dei legami chimici tramite una tipologia nuova di orbitale, che è quella molecolare appunto dove viene descritta che in base ad essa una molecola rappresenta un’aggregazione di nuclei atomici intorno a quali si trovano gli elettroni su orbitali molecolari. Buona lettura e buon lavoro!

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Vi spieghiamo la sovrapposizione massima tra gli orbitali atomici

L’orbitale molecolare è data dalla sovrapposizione massima tra gli orbitali atomici, pensati come delle funzioni d’onda che, in base la fisica quantistica, sono caratterizzate da un comportamento ondulatorio. Vi spieghiamo più con precisione: se le due onde in fase si incontrano, si sommano dando un risultato che sarà un’onda che ha un’ampiezza uguale alla sommatoria che vi indicheremo. Sono praticamente in contrasto di fase: l’onda verrà data dalla loro differenza. Perciò se due sono gli orbitali atomici iniziali, dei due orbitali molecolari formati, uno di loro ha una densità elettronica comprendente entrambi i nuclei e viene chiamato "legante". L'altro invece, essendo contrassegnato da un asterisco, avrà una zona nodale dove non sarà possibile trovare elettroni. Esso si chiama "antilegante".

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Vi spieghiamo principio di esclusione di Pauli e le regole di Hund

Nel principio di esclusione di Pauli si evince che non possono esistere due elettroni con gli stessi quattro numeri quantici, ma dovranno avere un numero "spin" opposto per essere posizionati nello stesso orbitale. Le regole di Hund o della massima molteplicità è la più stabile disposizione degli elettroni negli orbitali degeneri ed è quella uguale al maggior numero di spin paralleli. Il riempimento degli elettroni degli orbitali molecolari rispetta il principio di Aufbau, dove gli elettroni si configurano negli orbitali in base ad un ordine d'energia crescente ed in accordo con la somma "n + l": se due sottostrati hanno lo stesso valore, si riempie per primo quello che ha il valore maggiormente basso di "n".

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Dovrete anche tenere presente del numero dei legami normali

Dovrete anche tenere presente del numero dei legami normali, che sono pari alla semidifferenza tra la quantità degli elettroni in orbitali di legame, ed il numero di elettroni in orbitali antileganti. Proprio grazie alla teoria successiva, sarà perciò possibile spiegare in modo facile perché un gas nobile come l’elio (He) non forma altri legami, più precisamente il suo atomo ha due elettroni sull'ultimo livello energetico e, se esso formerà un legame con un altro atomo di "He", gli elettroni che dovranno essere sistemati negli orbitali atomici sarebbero quattro, in quanto saranno sia l’orbitale di legame che quello antilegante di tipo "1s". Inoltre quest'ultimi li riempiono in modo totale mettendosi due in quello legante e due in quello di antilegame. L’ordine di legame sarà uguale pertanto al numero zero e di conseguenza, il numero di legami è pari al numero zero, cioè non si formeranno.

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Consigli

Non dimenticare mai:
  • L’orbitale antilegante ha un’energia maggiore rispetto a quella dell’orbitale atomico iniziale, mentre quello legante ne ha una inferiore.
  • n = numero quantico principale
  • l = numero quantico secondario

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