Quantum Chemistry

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quimico

2009-04-21 21:28

È la parte difficile, decisamente advanced, della chimica fisica. Ma a mio avviso la più interessante e bella. Ovviamente prevede che il lettore non sia digiuno di chimica fisica... Solo qualche parola in merito... Ah dimenticavo... è in ENG Quantum chemistry applies quantum mechanics to problems in chemistry. The influence of quantum chemistry is evident in all branches of chemistry. Physical chemists use quantum mechanics to calculate (with the aid of statistical mechanics) thermodynamic properties (for example, entropy, heat capacity) of gases; to interpret molecular spectra, thereby allowing experimental determination of molecular properties (for example, bond lenghts and bond angles, dipole moments, barriers to internal rotation, energy differences between conformational isomers); to calculate molecular properties theoretically; to calculate properties of transition states in chemical reactions, thereby allowing estimation of rate costants; to understand intermolecular forces; and to deal with bonding in solids.

LaFoRzApOrTaNtE...

2009-04-21 21:35

quimico non potevi trovare un'intro migliore alla materia :-)..

KEVIN

2010-10-22 16:54

bhe sinceramente ho letto quello che hai scritto quimico ed ho capito ben poco; però posso dire che hai pienamente ragione; questa parte di chimica (che da qualche settimana ho iniziato a scuola) è davvero interessante. bhe a scuola abbiamo iniziato ad usare solo i primi 4 numeri quantici. Sinceramente non so se ne esistano altri. All'inizio quest'argomento può risulatre abbastanza complicatino. Ma dopo qualche lezione diventa tutto più chiaro e delineato.

TheChef

2010-10-22 19:15

KEVIN ha scritto:

bhe sinceramente ho letto quello che hai scritto quimico ed ho capito ben poco; però posso dire che hai pienamente ragione; questa parte di chimica (che da qualche settimana ho iniziato a scuola) è davvero interessante. bhe a scuola abbiamo iniziato ad usare solo i primi 4 numeri quantici. Sinceramente non so se ne esistano altri. All'inizio quest'argomento può risulatre abbastanza complicatino. Ma dopo qualche lezione diventa tutto più chiaro e delineato.

Oddio no! penso che le parole chiaro e delienato non si facciano per nulla alla meccanica quantistica, e di conseguenza alla chimica quantistica.

Dipende dal grado di approfondimento, penso...

KEVIN

2010-10-22 19:54

bhe il chiaro e delineato è intenso come comprensione di ciò che si stava facendo...Certo. tutto ciò di cui si parla sono solo probabilità nell'argomento in generale; (non so se mi spego..)

rock.angel

2010-10-22 20:25

bellissima materia ma a livello universitario necessita di basi matematiche piuttosto avanzate per una comprensione profonda. Io mercoledì ho l'esame di laboratorio, molto interessante, soprattutto la parte di spettrometria e la teoria dei gruppi.

KEVIN

2010-10-22 20:37

rock.angel ha scritto:

bellissima materia ma a livello universitario necessita di basi matematiche piuttosto avanzate per una comprensione profonda.

Io mercoledì ho l'esame di laboratorio, molto interessante, soprattutto la parte di spettrometria e la teoria dei gruppi.

già hai ragione richiede studi approfonditi. tanto ché mi sono perso all' ultimo pezzo. Bhe penso che le basi le diano alle superiori. Fin'ora noi quest' argomento lo stiamo trattando molto superficialmente; data la complessità dell'argomento. Io lunedì dovrei avere una verifica sui numeri quantici, l'atomo di bhor, l'esperimento di "Rutterfhord" e il calcolo elettronico degli elementi...Logicamente la verifica sarà fatta su ciò che è stato spiegato. Durante la lezione ho avuto parecchi interrogativi, su tale argomento....

Chimico

2010-10-23 13:23

ma che 2 palle sta materia!! interessante da far fare agli altri!! ma avete mai provato a simulare un semplice spettro di fluorescenza in emissione e/o assorbimento?

io si e la noia è incredibile!

i risultati ottenuti sono interessantissimi ma per arrivarci ti devi frullare le palle davanti al computer per un pò!

rock.angel

2010-10-23 17:02

secondo me è molto affascinante! Poi certo richiede calcoli complessi e spesso lunghi. Però ti apre un mondo studiarla. KEVIN che scuola fai? Penso che oltre a queste poche cose che farete sui modelli atomici, i numeri quantici e gli orbitali non farete altro di chimica quantistica. Di solito alle superiori chimica fisica è soprattutto termodinamica chimica. La chimica quantistica per capirla almeno un po' necessita di concetti di algebra lineare e analisi. Manca poco non ci capisco nulla io che ho dato gli esami di analisi I e II...! Ci vuole una buona conoscenza dell'analisi complessa per capire il significato matematico di questo braccio della chimica. Qui a Firenze tra l'altro c'è il LENS; hanno uno spettrometro IR in trasformata di Fourier spaziale! Con un cammino ottico di 4 m!! Che spettacolo!

KEVIN

2010-10-23 19:35

io faccio le superiori; sono al biennio. Penso che è come dici tu; ci fermeremo qui nelle lezioni; senza addentrarci nel vivo della materia.

permanganato91

2011-12-20 18:32

Siccome è ciò che sto stuidando adesso, mi sorgono naturali certe riflessioni. Il simpaticissimo Bohr ha ipotizzato in particolare la quantizzazione del momento quantico, questo perchè il suo modello prevedeva che l'e- girasse intorno al nucleo con moto circolare. In tal caso con sue dimostrazioni (che io non so, faccio schifo) amettevano L=r x q L: momento angolare r: raggio vettore dal nucleo all'e- q: quantità di moto dell'e- Ora il birbante e impronunciabile sciodinghé (si legge Schrödinger) affermò che così non era, bensì non si può trovare la posizione precisa dell'e- (anche in accordo al principio di indeterminazione di Iceberg (si legge Heisenberg)) e quindi il furbetto creò una funzione che in statistica si dice funzione continua di probabilità (per i sboroni PDF) che da informazione su quanto è possibile trovare un e- in una certa zona. Dopo questa bella storiella da raccontare ai bambini prima del vaccino, un oscuro segreto si cela sotto queste imperturbabili parole. Schrondiger nonostante la sua equazione differenziale, non rinunciò al numero quantico secondario, o meglio numero quantico del momento angolare orbitale. Questo è quello che comunemente indichiamo con l e come sapete (bal bla bla) l può avere n valori ( con n numero quantico principale) cioè l=0,1,2,....,n-1. Ma con orrore io mi chiedo: se qualcosa non gira, come fa ad esserci un momento angolare quantizzato?? Come ho fatto a dormire fino ad adesso vivendo in questa angoscia così tetra e oscura? Perchè essere e non essere, quando c'è anche avere?

lorenzo

2011-12-20 23:38

Non è vero che non gira! Se ha un momento angolare gira eccome; solo, non ha un'orbita precisa. Allo stesso modo puoi dire che l'elettrone "si sta muovendo", ma non sai qual è la sua velocità, o puoi dire che sta "vicino" al nucleo, perché fa parte di un certo atomo, ma non sai dove sia esattamente. Inoltre, partendo dalla meccanica quantistica, non si suppone che il momento angolare (come l'energia) sia quantizzato; lo si trova come risultato. Anzi, nel caso dell'atomo di idrogeno, il risultato che trovi è che, se la posizione e la quantità di moto dell'elettrone sono indeterminati (secondo Heisemberg), il momento angolare è invece determinato perfettamente nel suo modulo e in una sola delle sue componenti.

permanganato91

2011-12-21 23:30

lorenzo ha scritto:

Non è vero che non gira! Se ha un momento angolare gira eccome; solo, non ha un'orbita precisa. Allo stesso modo puoi dire che l'elettrone "si sta muovendo", ma non sai qual è la sua velocità, o puoi dire che sta "vicino" al nucleo, perché fa parte di un certo atomo, ma non sai dove sia esattamente.

Inoltre, partendo dalla meccanica quantistica, non si suppone che il momento angolare (come l'energia) sia quantizzato; lo si trova come risultato. Anzi, nel caso dell'atomo di idrogeno, il risultato che trovi è che, se la posizione e la quantità di moto dell'elettrone sono indeterminati (secondo Heisemberg), il momento angolare è invece determinato perfettamente nel suo modulo e in una sola delle sue componenti.

Aspetta un momento! (Ah che battutona!!!)

E' vero detto così il mio dubbio sembra infondato per questo motivo: non ho specificato bene QUALE orbitale prendere in considerazione.

Rimaniamo sempre sotto l'ipotesi che stiamo parlando di atomi idrogenoidi (si, per forza).

Analizziamo il caso in cui il numero quantico principale sia n=1 (di conseguenza l=0) si ricava, dall'equazione di quello che l'ha fatta, un orbitale composto da una nube elettronica sferica omogenea intorno al nucleo. L'unico nodo che si ha sta proprio nel nucleo (ricordo che il nodo è un punto dove la probabilità di trovare un e- è totalmente zero). L'orbitale in questione è l'1s, ma per qualsiasi ns con l=0 cambia solo il raggio della funzione (risultante dall'equazione)

Analizziamo invece il caso con n almeno n=2 e con l=1. Abbiamo niente popo di meno che un piano nodale, dato dal nodo radiale e da quello angolare. Ora però gli orbitali sono 2 e non si incorciano http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d4/P2M0.png

Ora capisci da dove deriva il problema del momento angolare? Non mi spiego come faccia a girare l'elettrone intorno al nucleo se può stare solo all'interno del proprio orbitale

lorenzo

2011-12-22 14:26

L'orbitale non è una superficie chiusa, all'interno della quale "sta" l'elettrone; è una funzione il cui modulo quadro ti dà la probabilità di trovare l'elettrone. Per cui, anche se esiste un piano dove non potrai mai trovare questo elettrone, lui sta con eguale probabilità sia sopra che sotto questo piano, e in ogni caso sta girando attorno al nucleo. Tanto per essere chiari, il disegno che hai postato rappresenta UN orbitale, non due. Gli orbitali che hanno l=1 sono invece tre.

permanganato91

2011-12-30 18:08

lorenzo ha scritto:

L'orbitale non è una superficie chiusa, all'interno della quale "sta" l'elettrone; è una funzione il cui modulo quadro ti dà la probabilità di trovare l'elettrone.

Per cui, anche se esiste un piano dove non potrai mai trovare questo elettrone, lui sta con eguale probabilità sia sopra che sotto questo piano, e in ogni caso sta girando attorno al nucleo.

Tanto per essere chiari, il disegno che hai postato rappresenta UN orbitale, non due. Gli orbitali che hanno l=1 sono invece tre.

Ciao, scusa il ritardo ma ero impegnato ad accogliere il Signore nel mio animo.

Detto questo correggo un errore che, misero, ammetto chiedente scusa: quando parlavo di orbitali p intendevo i "lobi" degli orbitali, quindi un orbitale p ha 2 lobi, uno sopra e uno sotto il piano nodale (premettiamo sempre che l=1).

L'elettrone è sempre vincolato da questi lobi, o meglio da questo orbitale, quindi si deduce che l'elettrone stia sopra o sotto il nucleo.

Essendo o sopra o sotto il nucleo mi chiedo come questo faccia a girarci intorno.

A pensarci bene ci possono essere due motivi che a prima intuizione mi sono venuti in mente:

-il piano nodale gira anche esso, permettendo quindi anche la rivoluzione degli orbitali (e perciò dell'elettrone) intorno al nucleo.

-l'elettrone gira "intorno" al nucleo con una velocità angolare non applicabile al centro della circonferenza (o della linea chiua che sia) che descrive l'elettrone, ovvero come se questo fosse vincolato da una corda dal nucleo, descrivendo un cono a ogni giro

lorenzo

2012-01-01 19:46

Se proprio vuoi "vedere" un'orbita classica, è la seconda che hai detto. Tuttavia, sicuramente il piano nodale non si muove, resta così com'è. Quello che però è importante, è che non puoi pensare ad un'orbita dell'elettrone. Tu sai che gira, ma non puoi conoscere ad ogni istante la sua velocità e la sua posizione.

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permanganato91

2012-01-02 23:03

Adesso è più chiaro. Ribadisco che so che l'elettrone non si può tovare con certezza in un certo spazio, ma si può sapere la sua densità di probabilità. Ho voluto costringere ad usare il modello dell'orbitale classico solo per giustificare il momento angolare orbitale. Grazie per le tue risposte.

Franc

2012-01-03 01:29

Capita spesso di associare una grandezza fisica o matematica ad una rappresentazione spaziale, come pure di adattare le proprietà di un concetto scientifico ad un ente fisico o matematico che ci rimandi ad un'idea concreta il più possibile vicina alla realtà materiale che viviamo. Purtroppo, ridurre la Meccanica Quantistica ad un modello fisico classico a noi familiare ed intuitivo (modello di Bohr e Sommerfeld ad orbite circolari ed ellitiche) introduce delle forti distorsioni formali e concettuali, perchè la Meccanica Quantistica è per sua natura controintuitiva! La meccanica quantistica ha scelto di rappresentare gli orbitali non in termini di localizzazione spaziale ma in termini di stato energetico dell'elettrone. Immaginare quindi l'orbitale come contenitore di una o due particelle in qualche modo orbitanti attorno al nucleo introduce delle insormontabili incongruenze, proprio come quella che citi: come fa un elettrone a ruotare sopra e sotto il piano nodale se gli è precluso il passaggio in quei punti dove la probabilità è uguale a ZERO? Ci sono due risposte, in ordine di completezza. Risposta n°1: dualismo onda-particella (DeBroglie). L'elettrone, quando si muove attorno al nucleo non è una particella ma un'onda, perciò lo si DEVE vedere distribuito nello stesso istante in tutte le parti nelle quali ha la specifica probabilità di trovarsi, perchè quella probabilità così graficamente rappresentata ne definisce appunto l'energia. L'orbitale rappresenta dunque l'ampiezza di un'onda stazionaria che è legata da una relazione quadratica al concetto di probabilità. La precisazione in questi termini è assolutamente doverosa perchè solo se applicata ad un'onda, l'algebra della probabilità può spiegare ciò che accade quando l'elettrone si muove o interagisce con altri elettroni (generando appunto fenomeni di alta densità elettronica se l'interferenza è costruttiva o auto-annullandosi in caso contrario) senza cadere in lampanti incongruenze fisiche. Solo considerando l'elettrone come onda, si può spiegare la quantizzazione delle "orbite", cioè la lunghezza del raggio (detto appunto di Bohr) che si usa nella visione classica per calcolare il momento angolare della pseudo-particella. Pure l'equazione di Schrodinger, sempre vista in "chiave corpuscolare" non fa altro che descrivere il moto di una particella che vibra avanti e indietro con velocità tale da non essere più rappresentabile con le leggi della Fisica classica, ma solo secondo le onde (reali) di DeBroglie definite in termini di alta o bassa probabilità: ecco la funzione quadra della probabilità, cioè la densità di probabilità di trovare l'elettrone in quella determinata zona. Quindi niente orbite (concetto deterministico!), ma solo un riferimento probabilistico sulla zona di posizione (che è meglio di niente). Il problema di concepire queste minuscole entità, non si esaurisce però neanche considerandole sempre soltanto onde. Infatti, il loro comportamento è fondalmentalmente contradditorio perchè lede la netta distinzione che la Fisica classica fa (e che noi facciamo) tra onda e corpuscolo; l'elettrone assume l'aspetto dell'una o dell'altro a seconda del tipo di strumento usato per rilevarlo. Per questo motivo lo stesso DeBroglie propose di mantenere comunque vivi ambedue i modelli, quello corpuscolare e quello ondulatorio (principio di complementarietà) che è appunto implicito nell'equazione di Schrodinger. Risposta n°2: la Meccanica Quantistica non definisce in alcun modo gli spostamenti dell'elettrone, quindi la domanda iniziale sulla difficoltà di passaggio dell'elettrone attraverso il piano nodale, rimane (non a caso)indeterminata. Nonostante ciò, la MQ è l'unica teoria in grado di descrivere bene i fenomeni tipici delle particelle subatomiche senza necessità di distinguere quando l'elettrone è onda e quando è particella. Questa nuova Fisica inaugurata da Dirac è: un mondo matematico fondato sul Principio di Indeterminazione di Heisenberg, esclusivamente formale, INCAPACE di produrre o suggerire modelli concreti per l'impossibilità di paragonare il funzionamento degli oggetti quantomeccanici a qualcosa di attinente al nostro mondo macroscopico. Quindi, dalla MQ solo funzioni matematiche e nessun concetto fisico o geometrico familiare a cui ci si possa aggrappare per capirne il senso.

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permanganato91

2012-01-22 18:52

0k, propongo un altro ragionamento visto che quì c'è davvero la cultura in persona.

La teoria del legame di valenza fu studiato da vari noti scienziati all'inizio del '900. Essa nasce atta a spiegare ciò che succede al legame chimico, specialmente al legame covalente, e in particolare deduce una soluzione per la posizione degli orbitali elettronici nel composto.

Ciò che (qualitativamente) succede è la creazione di orbitali ibridizzati, tanti quanti sono i legami che l'atome deve formare. Vediamo pmeglio però il caso pratico:

Lasciando perdere il carbonio che fa eccezione al principio di Aufbau, concentriamoci sulla molecola H2O.

L'ossigeno in questo caso ha un comportamento normale: esso possiede due coppie solitarie di elettroni appaiate e due elettroni collegati cadauno all'idrogeno. Quello che questa teoria afferma è che l'ossigeno, distribuisce gli elettroni di valenza a uguale energia, formando 4 orbitali, poichè 4 sono gli orbitali di valenza. Adesso, a priori, poichè che l'ossigeno manifesta secondo il modello VSEPR un assetto elettronico tetraedrico tutti gli orbitali si ibridizzano sp: ciò significa che l'ossigeno forma 4 orbitali da quelli s e p dello strato di valenza e ne fa altri atti a poter fare il legame. Se la struttura è angolare (la struttura è solo la forma che risulta dalla molecola e non l'assetto elettronico) gli orbitali si ibridizzano sp (come il caso dell'H2O), se triangolare sp2, se tetraedrica sp3, e ancora altre per atomi ipervalenti. Diciamo che possiamo fare una scansione sequenziale di ciò che succede per schematizzare meglio la situazione.

a)L'ossigeno ha gli elettroni distribuiti normalmente, cioè due appiati in 2s e due in 2px mentre ne ha due appaiati in 2py e 2pz

b)l'ossigeno si sta legando con i due idrogeni, quindi forma una struttura angolare.

c)poichè a questa struttura angolare composta solo da legami semplici, tutti gli orbitali si trasformano in orbitali ibridizzati sp.

d)poichè l'ossigeno ha già due coppie appaiate, due orbitali sp vengono impiegati per questi, mentre gli altri due contendono ciascuno sia l'elettrone spaiato dell'ossigeno, sia l'elettrone proveniente dall'idrogeno.

Sinceramente, questo è quello che ho capito, ma non vi do massima conferma di quello che dico e scusatemi se è poco leggibile, ma spiegare questo concetto mi sembra molto arduo.

Adesso chiedo, è giusto ciò che ho scritto o ci sono delle lacune pesanti?

Un altra cosa è capire quali atomi si ibridizzano nel composto. Solitamente è l'elemento centrale, ma c'è anche un criterio per cui certi atomi si ibridizzano e certi no?

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ERRATA CORRIGE

Perdonatemi ma sono stato davvero un maldestro e non voglio che chi casualmente passi di qui legga questo commento, dando per certo ciò che ho scritto.

L'errore che il bravo e attento Lorenzo mi ha fatto notare sta nel fatto che l'ibridazione dipende proprio dall'assetto elettronico. Siccome l'assetto elettronico della molecola d'acqua è appunto tetraedrico, allora vengono coinvolti 4 orbitali atmoci, cioè uno s e tre p, ottenendo quindi l'ibridazione sp3. D'altro canto considerare l'ibridazione sp degli orbitali dell'ossigeno in acqua è stato davvero un errore madornale, poichè coinvoglendo un orbitale s e un orbitale p, lascio fuori due orbitali p che, poichè non siamo ne Dei ne maghi, non si possono far scomparire.

A questo punto effettivamente era meglio considerare la molecola del metano, il cui assetto elettronico eguagliava la struttura.

lorenzo

2012-01-23 18:01

Momento momento momento momento momento momento momento.... Prima di tutto, quando la struttura è tetraedrica, COMPRESI I DOPPIETTI LIBERI (Lone Pairs), l'ibridazione è sp3. Questo significa che si "mescolano" 1 orbitale s, e 3 orbitali p. Analogamente, se l'ibridazione è sp2 si mescolano 1 orbitale s e 2 p, eccetera. ____________________________________________________ La teoria del legame di valenza è un modello quantomeccanico, qualitativamente equivalente alle strutture elettroniche di Lewis, che spiega il legame chimico sotto le seguenti ipotesi (nella sua formulazione originale): 1) Si suppone che un legame si formi quando si sovrappongono due orbitali di due atomi diversi, formando un nuovo orbitale 2) Questo orbitale viene riempito da due elettroni. Senza entrare troppo nei dettagli, l'ibridazione degli orbitali (Concetto introdotto da Linus Pauling nel 1930) è un artificio matematico che viene usato per far tornare il modello del legame di valenza per la maggior parte delle molecole. Consideriamo il metano: possiamo scrivere quattro combinazioni lineari degli orbitali atomici del carbonio che siano simmetriche per rotazioni e riflessioni rispetto agli assi del legame carbonio-idrogeno: eccetera Queste quattro funzioni nuove (ora equivalenti per simmetria) sottendono lo stesso spazio degli orbitali atomici di partenza. In altri termini, contengono la stessa informazione. Ora, possiamo sovrapporre queste quattro funzioni agli orbitali 1s dei quattro idrogeni posti ai vertici di un tetraedro, ottenendo quattro orbitali di legame. Nel caso dell'acqua, l'ossigeno ha sempre un'ibridazione sp3; dei quattro orbitali ibridi, due vengono sovrapposti agli orbitali 1s degli idrogeni, due rimangono così come sono. Tutti e quattro gli orbitali formati sono pieni.

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permanganato91

2012-01-24 11:01

Oddio!!!! Sacrilegio!!!! Chiedo veramente scusa a tutto e a tutti per il ragionamento fatto sull' ibridazione sp, anche perchè è argomento da me non sconosciuto,ma studiato. Adesso cercherò di sistemare la situazione poi ricommenterò. Ok, quindi come al solito, il tutto nasce da supposizioni matematiche e sperimentalmente non verificabili. Adesso sinceramente pensavo che la combinazione lineare della somma degli orbitali facesse parte della Teoria degli Orbitali Molecolari, ma più di così non saprei dire

Franc

2012-01-24 16:42

Il C non fa eccezione al metodo dell'aufbau e, come già è stato detto, l'ibridazione orbitalica dell'ossigeno nell'H2O è sp3 (geometria tetraedrica un po' deformata dalle due coppie solitarie di elettroni) e non sp (geometria lineare), cioè gli orbitali sp non sono affatto identici agli sp3.

permanganato91 ha scritto:

Ok, quindi come al solito, il tutto nasce da supposizioni matematiche e sperimentalmente non verificabili. Adesso sinceramente pensavo che la combinazione lineare della somma degli orbitali facesse parte della Teoria degli Orbitali Molecolari, ma più di così non saprei dire

E' esattamente il contrario: serviva una teoria per giustificare le evidenze sperimentali e questa ci riesce anche in modo molto semplice. Infatti, invece di inventare dal nulla un nuovo orbitale per ogni diversa occasione, gli orbitali ibridi vengono originati dalla combinazione lineare delle funzioni d'onda degli orbitali di partenza (s,p,d,f). Fin qui l'ibridazione riguarda esclusivamente gli orbitali atomici, siccome però anche questa teoria non riesce a descrivere tutti i casi, per completarla sono stati introdotti i concetti di "ibrido di risonanza" e di "elettroni delocalizzati"; loro sì riguardanti orbitali molecolari.

lorenzo

2012-01-24 18:36

permanganato91 ha scritto:

Ok, quindi come al solito, il tutto nasce da supposizioni matematiche e sperimentalmente non verificabili.

Prima di tutto, non esiste una "supposizione matematica", esistono solo supposizioni "fisiche". Le supposizioni che si fanno, come ho detto prima, sono che "si forma un legame quando si sovrappongono due orbitali atomici", e questi vengono riempiti da due elettroni.

Perché questo viene chiamato "legame"? Se sovrappongo due orbitali, e faccio dei calcoli di meccanica quantistica, vedo che:

a) La densità elettronica aumenta nell'asse interatomico.

b) L'energia totale del sistema è minore di quella di due atomi separati.

Questo indica che la teoria del legame di valenza è in grado di descrivere un legame chimico, cioè qualcosa che tiene uniti degli atomi.

Poi, quello che si fa, è un artificio matematico: invece di considerare 4 funzioni (2s,2px,2py,2pz) per costruire le funzioni d'onda di legame, si considerano altre 4 funzioni (gli orbitali ibridi) che sono combinazioni lineari di quelle di partenza. Tutti i legami che puoi descrivere con i 4 orbitali atomici possono essere descritti con gli orbitali ibridi, e viceversa. Ma, visto che noi stiamo considerando un modello in cui gli orbitali si devono sovrapporre, preferisco crearmi delle funzioni che abbiano la stessa simmetria della molecola.

(N.B.: questa è una spiegazione molto grossolana della teoria del legame di valenza. Per comprenderla sono necessari concetti di meccanica quantistica, e di matematica, un pò più avanzati)

permanganato91 ha scritto:

Adesso sinceramente pensavo che la combinazione lineare della somma degli orbitali facesse parte della Teoria degli Orbitali Molecolari, ma più di così non saprei dire

La teoria degli orbitali molecolari (o meglio, la teoria MO-LCAO) prevede che la funzione d'onda della molecola sia descritta da orbitali che sono combinazioni lineari degli orbitali atomici di tutti gli atomi.

Gli orbitali ibridi, invece, sono combinazioni lineari degli orbitali di un atomo solo, a creare altri orbitali atomici che vengono poi sovrapposti a quelli degli altri atomi per formare legami.

Chemistry4888

2012-01-29 15:21

ma avete mai provato a simulare un semplice spettro di fluorescenza in emissione e/o assorbimento?

Lavoro con un programma di chimica computazionale che sfrutta la chimica quantistica, per simulare reazioni chimiche e spettri di assorbanza o emissione. Come dici te devi perdere "un pò" di tempo davanti al pc ma credimi, quando riesci a trovare uno stato di transizione di una reazione con relative grandezze termodinamiche oppure simulare i possibili stati eccitati del tuo sistema con raffigurazione degli orbitali coinvolti e anche il loro riempimento....ti accorgi che il tempo davanti al pc non è stato proprio così vano ;-)

La parte divertente sta nell'interpretare questi dati per poter migliorare la reazione o magari capire meglio le proprietà che possiede, naturalmente sono sempre approssimazioni e quindi i dati ottenuti devono essere sempre verificati con prove di laboratorio. Con questo voglio dire che la chimica quantica e tutte le applicazioni che ne derivano, sono strumenti utilissimi per una conoscenza più ampia ed approfondita di sistemi reali.