Dalla meccanica quantistica e dagli orbitali atomici alle caratteristiche degli isomeri: l’espressione della vita

Per spiegare il moto degli elettroni intorno all’atomo, nel 1926 fu sviluppata all’Università di Zurigo la teoria della meccanica quantistica. Il suo ideatore fu Erwin Schrӧdinger che, in una formula utile ai chimici, ricavò le equazioni matematiche, chiamate funzioni d’onda, che descrivono il moto di un elettrone (che ha proprietà non solo delle particelle ma anche delle onde, appunto) in funzione della sua energia. Ogni equazione ha una funzione d’onda (ψ), corrispondente a un determinato livello energetico dell’elettrone. Un’equazione d’onda non può indicare con esattezza e contemporaneamente dove si trova in un dato momento l’elettrone e con quale velocità esso si muove intorno al suo nucleo. Ψ, o meglio il suo quadrato (ψ2) stabilisce solo la probabilità di trovare l’elettrone in un determinato spazio. Lo spazio all’interno del quale l’elettrone orbita, è definito orbitale. Si distinguono diversi orbitali, per forma e grandezza. Ogni elettrone occupa, a seconda della propria energia, un determinato tipo di orbitale che sta alla base della determinazione spaziale degli atomi di una molecola e può addirittura definirne il comportamento chimico.

Per dare l’idea di ciò che stiamo dicendo, immaginiamo una nube che abbia la forma di orbitale e che non sia uniforme, ma che sia più densa nel punto in cui sia maggiore probabilità di trovare l’elettrone: in questa zona avremo carica negativa (densità elettronica).

Vediamo schematicamente le forme degli orbitali. L’orbitale a più basso livello energetico è l’orbitale 1s, di forma sferica al cui centro c’è il nucleo dell’atomo; al livello energetico superiore si trova l’orbitale 2s, anch’esso sferico con il nucleo al centro, ma di dimensioni maggiori, e ovviamente ha maggiore energia e minore stabilità a causa della maggiore distanza media tra elettrone e nucleo e, quindi, dell’attrazione elettrostatica minore. Seguono poi tre orbitali di tipo 2p di uguale energia: 2px, 2py e 2pz (x, y, e z sono gli assi).

La possibile distribuzione degli elettroni in un atomo consente di definirne la cosiddetta configurazione elettronica, che è guidata da alcune regole la più importante delle quali è il principio di esclusione di Pauli. Secondo tale principio, ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni con spin opposto, cioè devono essere accoppiati. Gli elettroni di spin uguale, invece, tendono a respingersi, allontanandosi l’un l’altro: questo principio stabilisce anche le forme e le proprietà delle molecole. Gli elettroni entrano in un nuovo orbitale solo quando il livello energetico inferiore è stato completato.

Non solo i singoli atomi, ma anche le molecole hanno i propri orbitali, i cosiddetti orbitali molecolari. Gli orbitali molecolari sono regolati dalle stesse regole degli orbitali atomici e possono anche essere definiti come orbitali di legame perché sono il tramite grazie al quale gli atomi si legano tra loro formando le molecole.

Se consideriamo il legale dal punto di vista degli orbitali, gli atomi si avvicinano tra loro in modo che gli orbitali si possano sovrapporre per dar luogo alla formazione del legame. In quest’orbitale sono racchiusi gli elettroni di valenza che sono gli elettroni che diventano “comuni” a entrambi gli atomi che li hanno condivisi. Questa condivisione altro non è che il legame covalente la cui rappresentazione si ha tra gli atomi di idrogeno H2: la sovrapposizione degli orbitali di due atomi di H porta alla formazione di un legame covalente chiamato sigma (σ) nel quale si ha una sovrapposizione frontale degli orbitali p. Un altro tipo di legame covalente è il legame pi-greco (π) nel quale di ha una sovrapposizione laterale degli orbitali p paralleli. Nell’ossigeno (O2) si ha un doppio legame: il legame σ e il legame π (più debole del σ). il legame π non permette la rotazione libera di due atomi legati intorno all’asse.

Le caratteristiche dei legami sono molto importanti in natura in quanto da esse dipendono anche le caratteristiche chimico-fisiche delle varie sostanze. È su tali peculiarità che si basano, per esempio, i princìpi farmaceutici. La stereochimica  è la branca della chimica che si occupa della struttura e delle interazioni delle molecole nello spazio, e gli stereoisomeri sono composti isomeri (cioè uguali) ma che differiscono l’uno dall’altro per il modo in cui gli atomi sono orientati nello spazio. In biochimica e nei sistemi viventi, l’orientamento delle biomolecole diviene fondamentale perché le reazioni biologiche sono catalizzate da enzimi che possono assumere particolari disposizioni spaziali, creando tra gli stereoisomeri sottili differenze che spesso rappresentano la ragione prima della vita.

Bibliografia:

Chimica organica  R. T. Morrison – R. N. Boyd; 3a Edizione, Casa Editrice Ambrosiana Milano, 1976
Chimica organica  Harold Hart, Seconda edizione, Zanichelli, Bologna, 1983
Biochimica di base G. Ricciotti, Bovolenta Editore, Ferrara, 1991