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Mentre un pianeta si muove intorno al sole, è possibile tracciare il suo percorso preciso, chiamato orbita. Una vista altamente semplificata dell’atomo sembra simile, con gli elettroni che orbitano intorno al nucleo. Tuttavia, la verità è diversa. Gli elettroni in realtà vivono in regioni dello spazio chiamate orbitali. Orbitali e orbite sono parole simili, ma i cui concetti sono molto diversi e non devono essere confusi.
Il modello di Bohr
Nella fisica atomica, il modello di Bohr descrive un atomo come un piccolo nucleo carico positivamente circondato da elettroni. Questi elettroni si muovono in orbite circolari attorno al nucleo; è una struttura simile a quella del sistema solare, tranne per il fatto che sono le forze elettrostatiche , e non la gravità, a esercitare l’attrazione.
Sebbene utile per spiegare la reattività e il legame chimico di alcuni elementi, il modello dell’atomo di Bohr non riflette accuratamente come gli elettroni sono distribuiti nello spazio attorno al nucleo. Questo perché gli atomi non ruotano attorno al nucleo come la Terra ruota attorno al Sole, ma si trovano invece negli orbitali degli elettroni. Queste forme relativamente complesse sono dovute al fatto che gli elettroni non solo si comportano come particelle, ma anche come onde. Le equazioni matematiche della meccanica quantistica, note come funzioni d’onda, possono prevedere, con un certo livello di probabilità, dove potrebbe trovarsi un elettrone in un dato momento. Pertanto, l’area in cui è più probabile che si trovi un elettrone è chiamata la sua orbita.
orbitali atomici
Gli orbitali atomici hanno forme diverse ma sono tutti centrati sul nucleo atomico. Gli orbitali più comuni nella chimica quantistica elementare sono gli orbitali corrispondenti alle subshell s, p e d. Tuttavia, gli orbitali f si trovano anche negli stati fondamentali degli atomi più pesanti. L’ordine in cui gli elettroni riempiono gli orbitali atomici e la forma degli orbitali sono fattori cruciali per comprendere il comportamento chimico degli atomi e le loro reazioni.
primo guscio elettronico
L’orbitale più vicino al nucleo, chiamato orbitale 1s, può contenere fino a due elettroni. Si chiama orbitale 1s perché è sferico attorno al nucleo. L’orbitale 1s è sempre riempito prima di qualsiasi altro orbitale.
L’idrogeno, per esempio, ha un elettrone. Pertanto, è occupato solo un punto nell’orbitale 1s. Questo punto è designato come 1s1, dove l’apice 1 si riferisce all’elettrone nell’orbitale 1s. L’elio, d’altra parte, ha due elettroni, quindi può riempire completamente l’orbitale 1s con i suoi due elettroni. Questo è chiamato 1s2, riferendosi ai due elettroni nell’elio nell’orbitale 1s.
Nella tavola periodica, l’idrogeno e l’elio sono gli unici due elementi nella prima riga (periodo), perché sono gli unici ad avere elettroni solo nel loro primo guscio, l’orbitale 1s.
secondo guscio elettronico
Il secondo guscio elettronico può contenere otto elettroni. Questo guscio contiene un altro orbitale s sferico e tre orbitali p a forma di campana, ciascuno dei quali può contenere due elettroni. Una volta riempito l’orbitale 1s, il secondo guscio elettronico viene riempito, riempiendo prima il suo orbitale 2s e poi i suoi tre orbitali p. Riempire gli orbitali p occupa ciascuno un singolo elettrone; quando ogni orbitale p ha un elettrone, se ne può aggiungere un secondo.
Per esemplificare possiamo usare il litio (Li), che contiene tre elettroni che occupano il primo e il secondo guscio. Due elettroni riempiono l’orbitale 1s e il terzo elettrone riempie l’orbitale 2s. Pertanto, la configurazione elettronica del litio è 1s22s1.
Neon (Ne), da parte sua, ha un totale di dieci elettroni: due sono nell’orbitale 1s più interno e otto riempiono il suo secondo guscio (due nell’orbitale 2s e tre nell’orbitale p). Pertanto, è un gas inerte ed energeticamente stabile, motivo per cui raramente forma un legame chimico con altri atomi.
terzo guscio elettronico
Gli elementi più grandi hanno orbitali extra, che costituiscono il terzo guscio elettronico. I substrand d e f hanno forme più complesse e contengono rispettivamente cinque e sette orbitali. La shell principale 3n ha s subshells, pyd può contenere 18 elettroni. Il guscio principale 4n ha orbitali s, p, d e f e può contenere 32 elettroni.
Man mano che ci allontaniamo dal nucleo, il numero di elettroni e orbitali presenti nei livelli energetici aumenta. Quando ci si sposta da un atomo all’altro sulla tavola periodica, la struttura elettronica può essere costruita posizionando un altro elettrone nel prossimo orbitale disponibile.
Proprietà degli elettroni negli orbitali
Gli elettroni mostrano dualità onda-particella, il che significa che esibiscono alcune proprietà delle particelle e alcune caratteristiche delle onde. Tra le proprietà delle particelle c’è, ad esempio, che un elettrone ha solo una carica elettrica di -1 e il movimento degli elettroni negli orbitali.
Inoltre, gli elettroni non orbitano attorno al nucleo come la Terra fa il Sole. L’orbita è un’onda stazionaria, con livelli di energia come armoniche su una corda vibrante. Il livello di energia più basso di un elettrone è come la frequenza fondamentale di una corda vibrante, mentre i livelli di energia più alti sono come le armoniche. Infine, la regione che potrebbe contenere un elettrone è più simile a una nuvola o un’atmosfera, tranne quando la probabilità disegna una sfera, il che si applica solo quando un atomo ha un solo elettrone.
Fonti
- Barradas, F. (2016). Orbitali nell’educazione chimica : un’analisi attraverso la sua rappresentazione grafica .
- De Jesus, E. (2003). Orbitali e legami chimici .
