Gli orbitali sono le aree al di fuori del nucleo dell’atomo dove gli elettroni hanno maggiori probabilità di risiedere. Sono caratterizzati da diversi livelli di energia, forme e orientamenti tridimensionali.
La posizione degli elettroni è descritta più in generale da un guscio o da un livello di energia principale, quindi da un sottoguscio all’interno di ogni guscio e, infine, da singoli orbitali trovati all’interno dei sotto-guscie. Il primo guscio è più vicino al nucleo, e ha un solo sotto-guscio con un singolo orbitale sferico, chiamato l’orbitale 1s, che può contenere due elettroni. Il guscio successivo contiene otto elettroni totali: due nell’orbitale sferico 2s orbitale e due in ciascuno dei tre orbitali “dumbbell-shaped” (a forma di manubrio) 2p. Nei livelli di energia più elevati, gli orbitali più esterni, quelli che si trovano nei sotto-gusci d e f, assumono forme più complesse. Un totale di 10 elettroni possono rientrare nei cinque orbitali d, e 14 elettroni totali rientrano nei sette orbitali f.
I diagrammi orbitali possono essere utilizzati per visualizzare la posizione e i livelli di energia relativi di ogni elettrone in un atomo. All’interno di ogni guscio, gli elettroni hanno un livello crescente di energia. Il guscio s ha la più bassa quantità di energia. Gli elettroni nel sottoguscio p hanno un’energia leggermente superiore, seguiti da quelli nel sottoguscio d e f se sono presenti.
Abbiamo visto che gli elettroni in orbitali diversi hanno diversi livelli di energia. Come facciamo a sapere che c’è energia negli elettroni, e tanto meno che gli elettroni possono avere quantità diverse di energia? Nel 1913, Niels Bohr fu in grado di determinare sperimentalmente quanta energia veniva acquisita e persa quando gli elettroni cambiavano orbitali in un atomo di idrogeno e in altri ioni con un singolo elettrone. Combinando i risultati dei suoi esperimenti con la conoscenza preliminare di un nucleo caricato positivamente dal lavoro di Ernest Rutherford, Bohr sviluppò il primo modello di orbitali elettronici.
Quando gli elettroni guadagnano energia, entrano in uno stato eccitato e saltano ad orbitali superiori. L’energia può essere aggiunta agli elettroni sotto forma di calore o luce, e quando perdono rapidamente quell’energia, ricadono dall’orbita dell’orbitale superiore ed emettono una particella di luce chiamata fotone. Il colore del fotone emesso corrisponde ad una quantità specifica di energia tale che possa essere quantificato da uno spettroscopio.
Bohr è stato in grado di determinare l’energia contenuta nei principali livelli di energia, chiamati anche gusci, riscaldando l’idrogeno. L’energia termica aggiuntiva ha costretto l’elettrone a saltare dal primo livello di energia a livelli più elevati. Bohr ha poi misurato la lunghezza d’onda della luce che è stata emessa quando gli atomi si sono raffreddati di nuovo.
Il modello di Bohr di orbitali elettronici presupponeva che gli elettroni orbitavano intorno al nucleo in percorsi circolari fissi. Mentre i suoi esperimenti erano accurati per l’idrogeno e gli ioni simili all’idrogeno con un singolo elettrone, non poteva prevedere le configurazioni degli elettroni di altri elementi. Ci dovevano essere altri fattori che influenzavano la fisica delle particelle subatomiche.
Nel 1926 Erwin Schrodeinger espanse il modello di Bohr dei livelli di energia e sviluppò il modello di orbitali atomici che è ancora accettato oggi. Schroedinger prese in considerazione una serie di altre scoperte per quanto riguarda il comportamento fisico degli elettroni che furono fatti dagli scienziati nei primi anni 1920. Il suo modello meccanico quantistico predice con precisione le configurazioni elettroniche di elementi con più elettroni. Un cambiamento fondamentale nel modello di Schroedinger è l’ipotesi che gli elettroni viaggino in un moto d’onda influenzato dalla carica positiva del nucleo. Per questo motivo, gli orbitali di cui parliamo oggi sono aree simili a nuvole in cui è più probabile che si trovino elettroni piuttosto che percorsi circolari fissi come Bohr ha proposto. Un’altra distinzione fondamentale è la divisione dei livelli di energia di Bohr, conchiglie, in categorie più piccole, subshell e orbitali.
