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Orbitali e Numeri Quantici

Modello Deterministico – è un modello che determina tutto dell’oggetto di studio. Stabilisce la posizione effettiva deli elettroni all’interno dei un Atomo. Stabilisce quindi le orbite che l’elettrone compie intorno al nucleo. Non coincidendo però con i dati sperimentali trovati nella realtà, questo modello è stato cambiato.

Modello Probabilistico – questo tipo di modello riporta la probabilità con la quale gli elettroni si trovano in una determinata posizione, per cui l’orbita diventa orbitale. L’orbitale indica quella zona dello spazio intorno al nucleo in cui la probabilità di trovare l’elettrone è del 90%.

L’elettrone non è paragonabile a un corpo di velocità definita che si muove a velocità medio-bassa, ma ha una massa quasi trascurabile ed è veloce quasi come la luce. Oggi così “estremi” non funzionano secondo la fisica classica. La sua stessa osservazione ne altera la posizione e le caratteristiche poichè per vederlo si ha bisogno di fasci di luce che di fatto, lo spostano. Questo è il Principio di Indeterminazione per cui la struttura dell’atomo non può essere deterministica ma deve essere probabilistica. Il sistema di individuazione degli orbitali utilizza i numeri quantici. Ogni numero quantico definisce una caratteristica specifica dell’orbitale.

I numeri quantici

Gli elettroni, girando intorno al nucleo, non perdono energia a scalare, ma la perdono a quantità ben definite ad intervalli di tempo determinati. Per questo si dice che l’energia degli orbitali e degli elettroni è “quantica” e non a scalare.

I numeri quantici sono una convenzione per definire le caratteristiche degli orbitali: ce ne sono quattro, di cui solo tre definiscono gli orbitali e servono a capire a quale distanza gli elettroni stanno dal nucleo e qual’è la loro energia. I numeri quantici sono indicati sempre da lettere minuscole.

- n = numero quantico principale. Indica il livello di energia e assume valori da 1 a 7. Dando ad un orbitale o a un elettrone un numero, identifichiamo la distanza di questo dal nucleo e quindi identifichiamo la sua energia. Per esempio, un elettrone n=1 è più vicino al nucleo e meno energetico di un elettrone n=3. Parlando di distanza dal nucleo, parlo anche del volume di un orbitale: più ci si allontana dal nucleo e più aumenta il volume. Ci si ferma a 7 perche, anche negli atomi più grandi, nessun elettrone arriva più lontano dal nucleo del livello 7.

- l = numero quantico angolare. Indica la forma dell’orbitale e dipende direttamente da “n” in quanto può assumere valori compresi tra 0 e n-1, ovvero 0 ≤ l ≤ n-1.
l = 0 si trova ad ogni livello di n; l = 1 si trova ad ogni livello di n da n = 2 in poi; dal 3° livello di n in poi si trova l = 2 mentre l = 3 si trova solo dal quarto livello in poi.

l = 0 identifica gli orbitali sferici, definiti con la lettera “s”.
l = 1 identifica gli orbitali a doppia goccia, definiti con la lettera “p”. Sono strozzati vicino al nucleo e slargati lontano da esso.
l = 2 identifica gli orbitali a goccia allungata, definiti con la lettera “d”.
l = 3 identifica gli orbitali a goccia ancora più allungata, definiti con la lettera “f”.

Non si definiscono “l” con valore maggiore di 3 perchè non vi sono elettroni che occupano un l>3. Il numero “l”, oltre a definire la forma, dà un’ulteriore indicazione di energia. Infatti, a parità di n, gli orbitasi con l maggiore hanno maggiore energia. Per esempio, con n=2, l=0 è più vicino al nucleo di l=1 che esce leggermente dall’orbitale sferico e quindi si trova più lontano dal nucleo di questo solo per un breve periodo ma è comunque per questo più energetico.

- m = numero quantico magnetico. Definisce la posizione degli orbitali e in base a questo è possibile poi stabilire quanti ce ne sono (il loro numero). Si può dire che definisce la loro orientazione. La regola che definisce il valore di m è: -l ≤ m ≤ l, per cui m dipende da l, ma l dipende da n, allora anche m dipende da n.

Quindi, ricapitolando:

n = 1

[math]\ \ [/math]
l = 0s
[math]\ \ [/math]
m = 0
[math]\ \ [/math]
1 orbitale


n = 2

[math]\ \ [/math]
l = 0s
[math]\ \ [/math]
m = 0
[math]\ \ \ \ \ \ \ \ \ [/math]
l = 1p
[math]\ \ [/math]
m = -1, 0, +1
[math]\ \ [/math]
4 orbitali


n = 3

[math]\ \ [/math]
l = 0s
[math]\ \ [/math]
m = 0
[math]\ \ \ \ \ \ \ \ \ [/math]
l = 1p
[math]\ \ [/math]
m = -1, 0, +1
[math]\ \ \ \ \ \ \ \ \ [/math]
l = 2d
[math]\ \ [/math]
m = -2, -1, 0, +1, +2
[math]\ \ [/math]
9 orbitali


Gli orbitali di n=3, l=2d sono così lunghi che forano n=4, l=0s e quindi hanno più energia di n=4, l=0s.

n = 4, 5, 6, 7

[math]\ [/math]
l = 0s
[math]\ \ [/math]
m = 0
[math]\ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ [/math]
l = 1p
[math]\ \ [/math]
m = -1, 0, +1
[math]\ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ [/math]
l = 2d
[math]\ \ [/math]
m = -2, -1, 0, +1, +2
[math]\ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ [/math]
l = 3f
[math]\ \ [/math]
m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
[math]\ \ [/math]
16 orbitali


- ms = numero quantico magnetico di spin. Definisce il senso di rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse e può assumero solo due valori:

[math]-\frac{1}{2}[/math]
e
[math]+\frac{1}{2}[/math]
. In ogni orbitale non possono essere presenti più di due elettroni e questi due elettroni devo avere numero di spin opposto. Il numero di spin è una caratteristica propria dell’elettrone e non dipende dagli altri numeri quantici.

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