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Un orbitale antilegame (detto anche orbitale antilegame) è un tipo di orbitale molecolare caratterizzato dall’avere un livello energetico più elevato e quindi essere meno stabile degli orbitali atomici che si sono combinati per dargli origine. Per questo motivo è un orbitale che, accogliendo gli elettroni, rende la molecola meno stabile e il legame meno forte.
Infatti, la presenza di elettroni negli orbitali di antilegame riduce l’ordine di legame covalente tra due atomi, ed è da qui che deriva l’”anti” dell’antilegame.
Per comprendere meglio il concetto di orbitale antilegame occorre visitare brevemente la teoria degli orbitali molecolari, all’interno della quale si inquadra questo tipo di orbitali.
teoria degli orbitali molecolari
Ci sono diverse teorie che cercano di spiegare le caratteristiche osservate dei legami chimici . Le due teorie più diffuse sono la teoria del legame di valenza e la teoria degli orbitali molecolari. Quest’ultimo afferma che quando due atomi sono legati chimicamente l’uno all’altro, i loro orbitali atomici si combinano per formare un nuovo insieme di orbitali che non appartengono più a ciascun atomo separatamente, ma piuttosto all’intera molecola. In altre parole, si forma un insieme o un insieme di orbitali molecolari.
Insomma, così come gli atomi hanno orbitali atomici, anche le molecole, quando si formano, formano orbitali molecolari in cui sono distribuiti tutti gli elettroni degli atomi che compongono la molecola. Il modo in cui gli elettroni riempiono questi orbitali molecolari rappresenta l’equivalente molecolare della configurazione elettronica degli atomi e determina in gran parte le proprietà delle molecole.
Formazione di orbitali molecolari
Gli orbitali molecolari sono formati dalla combinazione lineare di orbitali atomici. Da un punto di vista matematico, ciò significa che un orbitale molecolare è rappresentato da una funzione d’onda che si ottiene dalla combinazione lineare delle funzioni d’onda degli orbitali atomici di due atomi legati mediante un legame covalente.
In termini generali, quanto più simili in energia sono i due orbitali atomici che si stanno combinando, tanto meglio si combineranno, quindi in una molecola biatomica omonucleare (formata da due atomi dello stesso elemento) l’orbitale 1s di un atomo si combinerà perfettamente con gli 1 orbitali dell’altro, poi i 2 si combineranno con i 2, poi i 2p con i 2p e così via.
Orbitali molecolari di legame e antilegame
La meccanica quantistica stabilisce una serie di regole che determinano il modo in cui gli orbitali atomici si combinano per dare origine a nuovi orbitali molecolari. Per cominciare, queste regole affermano che il numero di orbitali molecolari che si formano deve essere sempre uguale al numero di orbitali atomici che si combinano.
D’altra parte, quando due orbitali atomici sono combinati, uno degli orbitali molecolari che si formano ha sempre un’energia inferiore e l’altro un’energia superiore rispetto agli orbitali atomici originali. Nei casi in cui si combinano più orbitali atomici dello stesso sottolivello (ad esempio tre orbitali p, cinque orbitali d), si formerà anche un numero equivalente di orbitali molecolari, metà dei quali con energia minore e l’altra metà con energia maggiore energia.energia. Tuttavia, la distribuzione dell’energia di questi orbitali può essere complessa, a seconda dei particolari atomi che vengono combinati, come mostrato nella figura sottostante.
In entrambi i casi, posizionare gli elettroni negli orbitali molecolari a più alta energia destabilizza la molecola e indebolisce il legame covalente tra i due atomi. Cioè, l’insieme di orbitali molecolari con la più alta energia che si forma combinando gli orbitali atomici corrisponde agli orbitali molecolari antilegame. Questi orbitali sono identificati posizionando un asterisco in apice al simbolo orbitale.
Orbitali antibonding e interferenza distruttiva
Come accennato in precedenza, la combinazione di orbitali atomici è una combinazione di funzioni d’onda. Ciò significa che l’orbitale molecolare è, in sostanza, il risultato dell’interferenza di due onde e, come sempre in questi casi, tale interferenza può essere costruttiva o distruttiva, a seconda che le due onde siano o meno in fase.
In questo senso, possono verificarsi due casi estremi durante la formazione di orbitali molecolari:
- Che, tra i due nuclei atomici, entrambi gli orbitali sono nella stessa fase e c’è, quindi, un’interferenza costruttiva. In questo caso si ottiene un orbitale molecolare in cui gli elettroni hanno un’alta probabilità di trovarsi tra i due atomi, rappresentando quindi un orbitale molecolare di legame.
- Che i due orbitali atomici si trovino in fasi opposte, quindi si verifica un’interferenza distruttiva con la formazione di un nodo tra i due nuclei (ovvero, la funzione d’onda diventa zero nel punto medio tra i due nuclei). In questo caso, la probabilità di ottenere un elettrone tra i due atomi è zero, quindi questi orbitali rappresentano orbitali molecolari di antilegame .
Orbitali di antilegame σ (sigma) e π (pi greco).
La teoria degli orbitali molecolari prende in prestito alcuni concetti dalla teoria del legame di valenza. Secondo questa teoria, gli orbitali possono sovrapporsi frontalmente quando gli orbitali atomici sono allineati lungo l’asse di legame, o lateralmente, quando gli orbitali atomici sono orientati parallelamente. Secondo la teoria del legame di valenza, ciò dà origine a due classi di legami chimici, che sono i legami σ (sigma) e i legami π (pi greco).
Dal punto di vista della teoria degli orbitali molecolari, questa sovrapposizione è interpretata come la formazione di orbitali molecolari σ e π. Ciò significa che, quando si forma una molecola, si possono formare sia orbitali molecolari di legame σ e π sia orbitali molecolari di legame σ e π. Gli orbitali π antileganti possono formarsi solo tra p,df orbitali atomici, ma non tra s orbitali.
Orbitali antibonding e ordine di legame
Uno dei motivi per cui gli orbitali antilegame prendono il loro nome è perché il posizionamento di elettroni in questi orbitali indebolisce il legame covalente tra due atomi. Questo accade perché la presenza di questi elettroni riduce l’ordine di legame, che rappresenta il numero di coppie di elettroni effettivamente condivise tra due atomi legati. L’ordine di legame può essere calcolato utilizzando la seguente equazione:
dove e dentro rappresenta il numero di elettroni negli orbitali molecolari di legame (elettroni di legame) ed e * antienl rappresenta il numero di elettroni negli orbitali di antilegame (elettroni di antilegame). Maggiore è il numero di elettroni antilegame, minore è l’ordine di legame.
Nel caso in cui entrambi i numeri di elettroni siano uguali, l’ordine di legame è zero, quindi gli atomi non possono legarsi tra loro. Questo è esattamente ciò che accade nel caso dei gas nobili, che hanno i loro gusci elettronici completamente riempiti, spiegando così perché non ci sono molecole di elio, neon, argon, ecc.
Illustrazione della formazione di orbitali antibonding
La figura seguente mostra la formazione di orbitali molecolari quando due atomi identici del secondo periodo della tavola periodica si combinano per formare una molecola biatomica omonucleare.
Come si vede, la combinazione di due orbitali atomici genera sempre due orbitali molecolari, quindi se si combinano due atomi con elettroni in 5 orbitali atomici, come nella figura precedente, si produrranno in totale dieci orbitali molecolari. Come si può vedere, dei dieci orbitali molecolari, tre sono orbitali σ antilegame mentre 2 sono orbitali π antilegame. L’altra metà sono orbitali di legame.
Per illustrare quanto sopra, di seguito è mostrata la formazione della molecola di azoto (N 2 ), elemento 7 della tavola periodica e un elemento del secondo periodo .
In questo esempio, la configurazione elettronica della molecola è
Sulla base di questa configurazione elettronica, possiamo determinare che l’ordine di legame è:
Ciò indica che la molecola di azoto consiste di due atomi di questo elemento legati tra loro da tre coppie di elettroni o, che è lo stesso, da un triplo legame.
Riferimenti
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Chang, R. e Goldsby, K. (2013). Chimica (11a ed.). McGraw-Hill Interamericana de España SL
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Università autonoma del Messico. (nd). Orbitali molecolari nel legame chimico . UNAM. https://amyd.quimica.unam.mx/pluginfile.php/6316/mod_resource/content/1/Whitten%20orbitales%20moleculares.pdf
