La fase degli orbitali
Quando si costruiscono gli orbitali molecolari, la fase dei due orbitali che si uniscono crea orbitali di legame e anti-legame.
Obiettivi di apprendimento
Descrivere come gli orbitali atomici si uniscono per formare orbitali molecolari.
Punti chiave
Punti chiave
- L’elettrone, essendo una particella quantistica, non può avere una posizione distinta; ma l’orbitale dell’elettrone può essere definito come la regione di spazio intorno al nucleo in cui la soglia di probabilità matematica di trovare l’elettrone supera qualche valore arbitrario, come il 90% o il 99%.
- Gli orbitali sono semplicemente funzioni matematiche che descrivono particolari schemi di onde stazionarie che possono essere tracciati su un grafico ma non hanno alcuna realtà fisica.
- Due orbitali atomici possono sovrapporsi in due modi a seconda della loro relazione di fase. La fase di un orbitale è una conseguenza diretta delle proprietà ondulatorie degli elettroni.
Termini chiave
- orbitale molecolare: Il comportamento quantomeccanico di un elettrone in una molecola che descrive la probabilità che l’elettrone occupi una particolare posizione ed energia, che è approssimata da una combinazione lineare di orbitali atomici.
- fase: Qualsiasi punto o porzione in una serie ricorrente di cambiamenti, come nei cambiamenti di movimento di una delle particelle che costituiscono un’onda o una vibrazione; una porzione di una serie di tali cambiamenti, in distinzione da una porzione contrastata, come la porzione su un lato di una posizione di equilibrio, in contrasto con quella sul lato opposto.
Definizione degli orbitali dell’elettrone
L’elettrone è una particella quantistica e non può avere una posizione distinta, ma l’orbitale dell’elettrone può essere definito come la regione di spazio intorno al nucleo in cui la probabilità di trovare l’elettrone supera qualche valore di soglia arbitrario, come il 90% o il 99%.
A causa del carattere ondulatorio della materia, l’orbitale corrisponde a un modello di onde stazionarie nello spazio tridimensionale che spesso possiamo rappresentare più chiaramente in una sezione trasversale bidimensionale. La quantità che varia (“ondeggiare”) è un numero indicato con ψ (psi), il cui valore varia da punto a punto secondo la funzione d’onda per quel particolare orbitale.
Gli orbitali di tutti i tipi sono semplicemente funzioni matematiche che descrivono particolari modelli di onde stazionarie che possono essere tracciati su un grafico ma non hanno una loro realtà fisica. A causa della loro natura ondulatoria, due o più orbitali (cioè due o più funzioni ψ) possono essere combinati sia in fase che fuori fase per produrre una coppia di orbitali risultanti che, per essere utili, devono avere quadrati che descrivono le reali distribuzioni di elettroni nell’atomo o nella molecola.
Orbitali molecolari e le loro fasi
Quando si combinano gli orbitali per descrivere un’interazione di legame tra due specie, i requisiti di simmetria del sistema impongono che i due orbitali di partenza devono formare due nuovi orbitali. Un orbitale, basato sulla miscelazione in fase degli orbitali, sarà più basso in energia e definito di legame. Un altro orbitale, basato sulla mescolanza fuori fase degli orbitali, sarà più alto in energia e chiamato anti-bonding.
Orbitali molecolari dell’idrogeno: I punti qui rappresentano gli elettroni. La combinazione in fase degli orbitali s dei due atomi di idrogeno fornisce un orbitale di legame che è riempito, mentre la combinazione fuori fase fornisce un orbitale anti-bonding che rimane non riempito.
Orbitali che si sovrappongono
Due orbitali atomici possono sovrapporsi in due modi a seconda della loro relazione di fase. La fase di un orbitale è una conseguenza diretta delle proprietà ondulatorie degli elettroni. Nelle rappresentazioni grafiche degli orbitali, la fase orbitale è rappresentata da un segno più o meno (che non hanno alcuna relazione con la carica elettrica) o dall’ombreggiatura di un lobo. Il segno della fase in sé non ha significato fisico, tranne quando si mescolano gli orbitali per formare orbitali molecolari.
Sovrapposizione costruttiva
Due orbitali dello stesso segno hanno una sovrapposizione costruttiva che forma un orbitale molecolare con la maggior parte della densità elettronica situata tra i due nuclei. Questo orbitale molecolare è chiamato orbitale di legame e la sua energia è inferiore a quella degli orbitali atomici originali. Un legame che coinvolge orbitali molecolari che sono simmetrici rispetto alla rotazione intorno all’asse del legame è chiamato un legame sigma (σ-bond). Se la fase cambia, il legame diventa un legame pi (π-bond). Le etichette di simmetria sono ulteriormente definite dal fatto che l’orbitale mantiene il suo carattere originale dopo un’inversione intorno al suo centro; se lo fa, è definito gerade (g), in tedesco “dritto”. Se l’orbitale non mantiene il suo carattere originale, è ungerade (u), in tedesco “dispari”.
Soprapposizione distruttiva
Gli orbitali atomici possono anche interagire tra loro fuori fase, il che porta alla cancellazione distruttiva e nessuna densità di elettroni tra i due nuclei nel cosiddetto piano nodale raffigurato come una linea tratteggiata perpendicolare. In questo orbitale molecolare anti-bonding con energia molto più alta degli orbitali atomici originali, qualsiasi elettrone presente si trova in lobi che puntano lontano dall’asse centrale internucleare. Per un corrispondente orbitale di legame σ, tale orbitale sarebbe simmetrico ma differenziato da esso da un asterisco, come in σ*. Per un legame π, i corrispondenti orbitali di legame e anti-bonding non avrebbero tale simmetria intorno all’asse di legame e sarebbero designati π e π*, rispettivamente.
Due orbitali p che formano un legame π: Se due orbitali p paralleli si sovrappongono lateralmente su atomi adiacenti in una molecola, allora si può sviluppare un doppio o triplo legame. Anche se il legame π non è forte come il legame σ originale, la sua forza si aggiunge al legame singolo esistente.
La sovrapposizione degli orbitali P è inferiore alla sovrapposizione frontale tra due orbitali s in un legame σ a causa dell’orientamento degli orbitali. Questo rende il legame π un legame più debole del legame σ originale che collega due atomi vicini; tuttavia il fatto che la sua forza si aggiunge al legame σ-bond sottostante rende il legame complessivamente più forte. Gli elettroni nei legami π sono spesso chiamati elettroni π. Essi limitano la libertà di rotazione intorno al doppio legame perché un orientamento parallelo degli orbitali p deve essere conservato per mantenere il doppio o triplo legame.