Un orbitale \u00e8 un modello matematico, viene rappresentato con una funzione d\u2019onda che indica la densit\u00e0 e la probabilit\u00e0 di trovare l\u2019elettrone in una certa regione dello spazio.
Si distingue, in generale, tra orbitale atomico ed orbitale molecolare.
Un orbitale atomico \u00e8 quella regione di spazio attorno al nucleo atomico in cui la probabilit\u00e0 di trovare un elettrone \u00e8 massima ed \u00e8 delimitata da una superficie sulla quale il modulo dell\u2019ampiezza della funzione d\u2019onda \u00e8 costante (generalmente normalizzata a uno).
Viene definito orbitale atomico dell\u2019elettrone la regione di spazio attorno ad un nucleo atomico in cui la probabilit\u00e0 di trovarvi un elettrone \u00e8 massima .
Visivamente, tale orbitale pu\u00f2 essere rappresentato mediante una \u2019superficie di contorno cio\u00e8 come una nuvola la cui intensit\u00e0 del colore \u00e8 proporzionale alla densit\u00e0 di probabilit\u00e0 di trovare l\u2019elettrone in quel punto e con forme tali dal comprendere il 90% della probabilit\u00e0 elettronica.
La forma, il numero e l\u2019estensione degli orbitali atomici sono stati dedotti tramite le soluzioni dell\u2019equazione di Schr\u00f6dinger e sono correlati ai numeri quantici che identificano l\u2019elettrone stesso.
\u2022\tal numero quantico principale n, che pu\u00f2 assumere valori interi non inferiori a 1, definisce il livello dell\u2019energia .
\u2022\tal numero quantico secondario l, che pu\u00f2 assumere valori interi positivi compresi tra 0 ed n-1, \u00e8 legato il numero di nodi non sferici e, indirettamente, la forma dell\u2019orbitale;
\u2022\tal numero quantico magnetico ml, che pu\u00f2 assumere valori interi compresi tra +l e -l, sono legati il tipo di nodo – planare o conico – la sua orientazione nello spazio e la molteplicit\u00e0 degli orbitali.
In base al principio di esclusione di Pauli, ogni orbitale pu\u00f2 contenere al massimo due elettroni.
Gli orbitali vengono riempiti partendo da quelli ad energia minima (stato fondamentale) e riempiendo, via via, quelli ad energia superiore; se sono presenti degli orbitali degeneri, come ad esempio i tre orbitali p gli elettroni si distribuiscono in modo da occuparne il maggior numero.
La disposizione degli elettroni negli orbitali atomici costituisce la configurazione elettronica di un atomo, dalla quale dipendono la reattivit\u00e0, la valenza e la geometria delle molecole che questi va a comporre.
Alcuni esempi:
\u2022\tidrogeno: 1 elettrone nell\u2019orbitale 1s -> 1s1
con un elettrone spaiato, \u00e8 in grado di formare un legame semplice con gli altri atomi
\u2022\telio: 2 elettroni nell\u2019orbitale 1s -> 1s2
non ha elettroni spaiati, non \u00e8 in grado di formare legami con gli altri atomi
\u2022\tazoto: 2 elettroni nell\u2019orbitale 1s, 2 nel 2s, 3 nel 2p -> 1s2 2s2 2p3
con tre elettroni spaiati – uno in ogni orbitale 2p – \u00e8 in grado di formare tre legami (ammoniaca: NH3)
\u2022\tossigeno: 2 elettroni nell\u2019orbitale 1s, 2 nel 2s, 4 nel 2p -> 1s2 2s2 2p4
con due elettroni spaiati – un orbitale 2p ne alloca due, gli atri due uno ciascuno – \u00e8 in grado di formare due legami (acqua: H2O).
Il modello, per\u00f2, costruito cos\u00ec semplicemente, non \u00e8 perfettamente compatibile con i dati sperimentali. Se, ad esempio, l\u2019azoto lega tre atomi a s\u00e9 tramite i suoi orbitali p, allora l\u2019ammoniaca dovrebbe avere i suoi legami a 90\u00b0 di distanza l\u2019uno dall\u2019altro. Sappiamo, dai dati sperimentali, che non \u00e8 cos\u00ec; l\u2019angolo formato da due legami N-H \u00e8 di circa 107\u00b0.
Il carbonio ha la seguente struttura: 1s2 2s2 2p2 – due elettroni spaiati negli orbitali p; per\u00f2 l\u2019unico composto del carbonio in cui questi scambia due legami \u00e8 l\u2019ossido di carbonio, C=O: in tutti gli altri suoi composti il carbonio forma con gli atomi vicini quattro legami.
Le evidenze sperimentali osservate hanno portato ad ipotizzare e successivamente a formalizzare la formazione di orbitali ibridi ottenuti dalla combinazione di un orbitale s con uno, due o tre orbitali p.
L\u2019ibridazione porta ad avere un gruppo di orbitali degeneri in cui gli elettroni andranno a distribuirsi occupandone il pi\u00f9 possibile; prendiamo l\u2019esempio del carbonio.
Nella configurazione ibrida il carbonio presenta quattro elettroni spaiati, ognuno in un orbitale sp3, configurazione che spiega i quattro legami formati dal carbonio nei suoi composti e la geometria tetraedrica delle molecole in cui compare (vedi alcani).
L\u2019ibridazione \u00e8 un processo che richiede energia, dato che gli orbitali p si trovano ad un livello energetico leggermente superiore a quello dei corrispondenti orbitali s, tuttavia questa energia \u00e8 ampiamente compensata dalla maggiore stabilit\u00e0 dei legami che l\u2019atomo ibridato \u00e8 in grado di formare.
Le ibridazioni tra orbitali s e p non sono le uniche esistenti. Gli elementi di transizione possono formare ibridi pi\u00f9 complessi (es. d2sp3), tipici dei composti di coordinazione.
Un orbitale molecolare \u00e8 un orbitale esteso a due o pi\u00f9 atomi uniti da un legame covalente. Si pu\u00f2 visualizzarlo come il prodotto della fusione per sovrapposizione di due orbitali atomici.<\/p>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"
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