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CHIMICA, LEZIONE #12
Teoria dell'orbitale molecolare
Abbiamo detto che l'orbitale di un atomo è una regione di spazio dove
abbiamo la possibilità massima di trovare un elettrone. Questo spazio viene
definito dalla funzione Ψ, detta funzione d'onda.
Per descrivere, ora, un orbitale molecolare possiamo studiarlo come
combinazione lineare delle funzioni d'onda dei due atomi che formano il
legame. In particolare, avremo due casi: gli scalari della combinazione
lineare sono concordi, e ci daranno un orbitale, diciamo, “positivo”, o
legame; se gli scalari sono discordi avremo un orbitale molecolare di
antilegame. Denoteremo l'orbitale di legame con la lettera σ o π, mentre per
gli orbitali di antilegame σ* o π*.
Prendiamo in esame subito un esempio: H2.
Dobbiamo innanzitutto partire dalla configurazione dell'atomo: in questo
caso 1s1.
A questo punto, in un grafico dove ordineremo per energia gli orbitali
atomici scriviamo:
Come possiamo vedere, negli orbitali 1s si trova un solo elettrone per
atomo.
• Fra gli schemi delle due configurazioni elettroniche, inseriamo gli
orbitali molecolari, ottenuti dalle combinazioni lineari. In questo
caso, trattandosi di orbitali s, avremo un orbitale molecolare di
legame σ e un orbitale di antilegame σ*.
• Contiamo gli elettroni della molecola: nel nostro esempio 1+1=2.
• Disponiamo gli elettroni secondo il Principio dell'AufBau negli
orbitali molecolari.
• Terminata la disposizione, dobbiamo calcolare l'ordine di legame
della molecola. Questa operazione ci dirà se la molecola esiste e, se
esiste, quale legame vi è fra gli atomi. L'ordine di legame è la media
fra gli elettroni negli orbitali di legame e gli elettroni negli orbitali
di non legame:
O.L. = e- di legame + e- di antilegame
2
Se questo valore è 0, la molecola non può esistere. Se è un numero
intero, il legame fra gli atomi sarà semplice (O.L. = 1), doppio
(O.L. = 2) o triplo (O.L. = 3). Se sarà un valore intermedio, il
legame anche avrà una forza intermedia.
In questo caso, la molecola H2 avrà O.L. = 2+0/2 = 1, che
•
•
corrisponde a un legame semplice: H – H.
L'ultima considerazione utile da fare in questa analisi è la proprietà
magnetica della molecola. Se ha elettroni spaiati, la molecola avrà
una differenza di cariche, potrà quindi essere attirata da un campo
magnetico esterno: tale molecola si dice paramagnetica. Se invece
non ha elettroni spaiati la moleca è diamagnetica.
Infine scriviamo la configurazione elettronica della molecola.
H2: (σ1s)2
Con questa teoria che abbiamo appena visto possiamo stabilire innanzitutto
se una molecola esiste, e di conseguenza conoscere alcune sue proprietà.
Vediamo altri esempi.
He2:
O.L. = 2 - 2 / 2 = 0, la molecola non può esistere.
(purtroppo non sono riuscito a trovare gli stessi schemi, ma la sostanza è sempre quella)
N2:
O.L. = 8 – 2 / 2 = 3
Questa molecola presenta un legame triplo. É diamagnetica, perché non ha
elettroni spaiati.
Resta solo da precisare che per molecole omonucleari (quelle che
prendiamo in esame in questo corso, ossia con atomi uguali) con numero
atomico da 1 a 7 (cioè dall'idrogeno all'azoto) gli orbitali si riempiono
seguendo questo schema:
Dopo gli orbitali σs, si riempiono gli orbitali π, σ, π* ed infine σ*.
Dal numero atomico 8 in poi, quindi dalla configurazione dell'ossigeno, gli
orbitali si riempiono nel seguente modo (prendiamo come esempio proprio
la configurazione dell'ossigeno):
Nell'ordine: σs, σs*, σ, π, π* e σ*.