ATOMI!

L'atomo è una struttura nella quale è normalmente organizzata la materia nel mondo fisico o in natura. Più atomi formano le molecole mentre gli atomi sono a loro volta formati da: un nucleo in cui sono concentrate particelle cariche positivamente ( protoni ) e particelle elettricamente neutre ( neutroni ), attorno al quale ruotano particelle cariche negativamente ( elettroni ) disposte su livelli energetici distinti; il numero dei protoni ( numero atomico ), diverso per ogni elemento, è uguale a quello degli elettroni, cosicché l'atomo risulta elettricamente neutro.

La teoria atomica di Dalton

Attraverso l'attenta analisi di due leggi, la legge di conservazione della massa e la legge delle proporzioni definite, John Dalton nel 1808 giunse al suo modello d'atomo, elaborando la sua teoria atomica. Dalton dedusse successivamente una terza legge, ossia la legge delle proporzioni definite. Queste tre  leggi  vengono chiamate leggi ponderali e sono:

LA TEORIA ATOMICA

La teoria atomica di Dalton si basa sui seguenti postulati:

1. La materia è formata da particelle piccolissime e indivisibili chiamate atomi;
   
2. Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro per dimensione, forma, massa e proprietà;
   
3. Gli atomi di elementi diversi hanno masse diverse;
   
4. Le reazioni chimiche consistono nella separazione e ricombinazione di atomi;
5. Nessun atomo di un elemento si trasforma nell'atomo di un altro elemento.

*Il punto 5 di questa teoria non prevedeva le reazioni nucleari.

Modello atomico di Rutherford

Nel modello atomico di Thomson, ideato da Joseph John Thomson nel 1904, l'atomo è costituito da una distribuzione di carica positiva diffusa all'interno della quale sono inserite le cariche negative. Nel complesso l'atomo è elettricamente neutro. Secondo questo modello l'atomo dunque sarebbe sostanzialmente pieno. 

Con il modello atomico di Rutherford, Rutherford smentì la teoria sul modello atomico di Thomson.

Nell'esperimento,Rutherford fece lanciare un fascio di particelle alfa (raggi α) da una sorgente radioattiva contro una sottilissima lamina d'oro, nel cui spessore vi erano poche migliaia di atomi. Uno schermo fluorescente venne posizionato tutt'intorno alla lamina d'oro, in modo da evidenziare l'arrivo di ogni particella alfa. In questo modo fu possibile ricostruire la traiettoria percorsa dalle particelle dopo l'impatto con la lamina. 

Secondo il modello di Thomson, allora maggioritario, le particelle alfa avrebbero dovuto attraversare il foglio d'oro venendo deflesse al più di pochi gradi. Tuttavia venne osservato che alcune particelle (1/8000) venivano riflesse ad angoli anche maggiori di 90°. Con questo esperimento, Rutherford scoprì il nucleo.

Il modello atomico di Bohr

Nel 1913 Niels Bohr, dopo attenti studi basati sul modello atomico di Rutherford, propose un nuovo modello atomico. Per creare questo modello atomico Bohr si ispirò al concetto di quantizzazione, introdotto alcuni anni prima da Max Planck. Il concetto di quantizzazione è definito la limitazione delle grandezze osservabili a valori discreti, ovvero non continui (quanti), operata dalla meccanica quantistica.

Il modello atomico di Bohr si basa su alcune ipotesi fondamentali:

• PRIMA IPOTESI: Nell'atomo gli elettroni ruotano intorno al nucleo su orbite circolari. Ognuna di queste orbite ha un raggio ben determinato. Fin'ora le orbite scoperte sono 7.
• SECONDA IPOTESI: Il momento angolare degli elettroni é quantizzato. Esso può assumere soltanto certi valori (valori permessi), ma non può assumere i valori intermedi fra quelli permessi.

Dopo aver introdotto queste ipotesi, Bohr studia la situazione dell'elettrone utilizzando le leggi della fisica classica. L'elettrone è soggetto alla forza di attrazione del nucleo. Questa forza provoca il suo moto di rotazione e quindi costituisce la forza centrifuga. Gli elettroni nelle loro orbite possiedono una certa quantità di energia; essi infatti sono in moto, e quindi hanno energia cinetica; inoltre hanno energia potenziale dovuta all'attrazione elettrostatica tra elettrone e nucleo. Compreso ciò dedusse una terza ipotesi:

• TERZA IPOTESI: Finché un elettrone rimane nella sua orbita, non emette e non assorbe energia.
  

Per passare da un'orbita con energia minore a un'orbita con energia maggiore (cioè da un'orbita più interna a una più esterna), l'elettrone deve ricevere dall'esterno una quantità di energia corrispondente alla differenza di energia fra le due orbite; se invece passa da un'orbita con energia maggiore a un'orbita con energia minore, l'elettrone emette una quantità di energia pari alla differenza di energia fra le due orbite. L'energia viene emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica. Esiste una relazione matematica fra i valori di energia delle orbite di partenza e di arrivo e la frequenza della radiazioni:

E1 - E2 = h v

dove:

• E1 è l'energia dell'orbita sulla quale si trovava l'elettrone all'inizio;
• E2 è l'energia dell'orbita sulla quale si è portato l'elettrone;
• h è la costante di Planck( equivalente a 6,62 x 10^-34 J x s)
• v è la frequenza della radiazione emessa o assorbita.

I postulati di Bohr

Il modello atomico di Bohr si basa quindi sui seguenti postulati:

1. L'elettrone percorre soltanto orbite di determinato raggio e determinata energia, fin'ora le orbite scoperte sono solo 7 ;
2. l'emissione e l'assorbimento di radiazione comporta il salto dell'elettrone da un'orbita all'altra;
3. l'energia della radiazione emessa o assorbita corrisponde alla differenza di energia tra le due orbite;
4. l'energia posseduta dall'elettrone è quantizzata, cioè può assumere solo determinati valori mentre altri sono proibiti.

Il modello atomico d'idrogeno di Bohr

Bohr pervenne al suo modello partendo dallo studio del più semplice degli elementi, ovvero l'idrogeno. 

1. L'elettrone percorre solo determinate orbite circolari, chiamate orbite stazionarie. Quanto un elettrone ruota su un'orbita stazionaria non assorbe e non emette energia
   
2. Le orbite sono quantizzate, cioè sono nettamente separate e si possono contare
   
3. Per saltare da un'orbita ad un altro livello energetico più elevato , l'elettrone deve assorbire energia. Tale energia gli viene fornita per mezzo di calore o dio una scarica elettrica.
   
4. Quando l'elettrone cade su un livello di energia inferiore, l'atomo emette una luce caratteristica, la luce emessa compare come una riga colorata nello spettro elettromagnetico.

Le radiazioni elettromagnetiche

Nel 1873, il fisico James Clerk Maxwell propose che la luce visibile è formata da radiazioni elettromagnetiche, ovvero onde oscillanti che per essere analizzate necessitano di 3 parametri:

1. la lunghezza d'onda ( Wavelength - λ), ovvero la distanza fra due punti identici successivi;
   
2. l'ampiezza d'onda ( Amplitude), ovvero la distanza dal centro dell'onda al massimo picco;
3. la frequenza d'onda ( ν), ovvero il numero di lunghezze d'onda che passano per un particolare punto in 1 secondo (Hz= 1 cicli/s).
   

* lunghezza e frequenza d'onda sono inversamente proporzionali.

La velocità dell'onda è data da:

v (m/s)= λ (m) x ν (s^-1)

Quella che i nostri occhi percepiscono come luce bianca in realtà è un insieme di onde elettromagnetiche di frequenza e lunghezza d'onda diversa, che corrispondono a differenti colori dello spettro elettromagnetico. Lo spettro elettromagnetico indica l'insieme di tutte le possibili frequenze delle radiazioni elettromagnetiche. Nello spettro elettromagnetico la luce visibile si colloca tra i 390nm e i 760nm della lunghezza d'onda ed è composta da radiazioni di frequenza diversa, ovvero i colori dello spettro. Ad ogni lunghezza d'onda corrisponde una radiazione/colore dello spettro elettromagnetico, che a sua volta corrisponde ad un elemento della tavola periodica. 

Ci sono radiazioni che i nostri occhi non percepiscono, come le onde radio e le microonde, raggi infrarossi e quelli ultravioletti, i raggi X e i γ (gamma).

1. lo spettro di emissione continuo che contiene tutte le radiazioni/colori ed è prodotto dalla luce bianca;
2. lo spettro di emissione a righe su cui compaiono le bande colorate che ci indicano esattamente da quali elementi è composto un determinato corpo;
3. lo spettro di assorbimento discontinuo su cui compaiono delle sottili bande nere che dipendono dal corpo preso in esame, in quanto, essendo composto di atomi, ci indicano di quali determinati elementi è composto.

Le orbite degli atomi appartengono a un livello di energia chiamato stato fondamentale. I livelli di energia superiore sono chiamati stati eccitati, perché l'elettrone li può raggiungere solo se riceve una sufficiente quantità di energia. Quando l'elettrone torna al suo stato fondamentale emette una radiazione elettromagnetica con una precisa quantità di energia.

Quando l'elettrone torna al suo stato fondamentale emette una radiazione elettromagnetica con una precisa quantità di energia.

Effetto fotoelettrico

Dopo anni di studi e ricerche da parte di vari scienziati, si riuscì a constatare che l'effetto fotoelettrico è un fenomeno fisico caratterizzato dall'emissione di elettroni da una superficie, solitamente metallica, quando questa viene colpita da una radiazione elettromagnetica, ossia da fotoni aventi una certa lunghezza d'onda. Ma fu Albert Einstein che nel 1905, diede una definizione più corretta aggiungendo che una radiazione elettromagnetica è costituita da pacchetti di energia o quanti, poi definiti fotoni. 

L'effetto fotoelettrico è dato da una formula:

λ = h/mc

L'ipotesi di De Broglie

Nel 1924 fisico e matematico francese Louis-Victor Pierre Raymond De Broglie formulò un'ipotesi che estese a qualsiasi particelle elementare, in particolare all'elettrone, le proprietà fisiche delle onde. Ciò permise a De Broglie di ipotizzare che alle particelle microscopiche si potesse associare anche un'onda: questo portò al dualismo onda-particella.

In fisica con dualismo onda-particella, o dualismo onda-corpuscolo, si definisce la duplice natura, sia corpuscolare sia ondulatoria, del comportamento della materia e della radiazione elettromagnetica.

Principio di indeterminazione

Nel 1927, il fisico tedesco Werner Karl Heisenberg enunciò un principio, chiamato principio di indeterminazione. Questo principio spiega che è impossibile determinare con assoluta precisione la posizione dell'elettrone, è solamente possibile stabilire la probabilità che un elettrone si trovi in un certo spazio intorno al nucleo.

L'equazione di Schrodinger

Nel 1925 il fisico e matematico Erwin Schrödinger elaborò un'equazione, chiamata "equazione di Schrodinger". 

Secondo l'equazione il movimento degli elettroni avviene in tre dimensioni, per cui le soluzioni accettabili dell'equazione d'onda derivano dalla combinazione di tre costanti dette numeri quantici, indicati con le lettere n, l ed m.

Ogni funzione d'onda caratterizzata dai tre numeri quantici Ψnlm viene chiamata orbitale e corrisponde ad uno stato stanziato. 

Numero quantico principale n

Il numero quantico principale n determina l'energia dell'elettrone e può assumere qualsiasi valore intero positivo: 

n = 1, 2, 3 .... 

Più grande è n maggiore è l'energia

 Il numero quantico n determina anche la dimensione dell'orbitale: più grande è n più grande è l'orbitale. 

Numero quantico secondario o angolare l

Il numero quantico secondario o angolare l è detto anche numero quantico azimutale e distingue la forma di orbitali con lo stesso n. 

Per ogni dato n, l può assumere tutti i valori interi compresi tra 0 e n-1:

 l = 0,1,2,3,.....,n-1

Ciascun tipo di orbitale in base ai valori può avere una diversa forma, cioè una diversa distribuzione di probabilità nello spazio.

I diversi orbitali sono indicati con le seguenti lettere:

Gli orbitali vengono indicati scrivendo prima il numero principale n (1,2,3,....) e poi la lettera corrispondente al numero quantico l (s, p, d, f, ....). 

Forma delle orbitali

Numero quantico magnetico ml

Il numero quantico magnetico determina l'orientamento spaziale di orbitali con n e l  definiti, cioè con dimensione e forma definite.

Per ogni dato l, ml può assumere tutti i valori interi compresi tra -l e +l, cioè: 

ml= -l,-l+1,....,0,1, .....,l-1,l

Orbitali con lo stesso l ma diverso ml hanno la stessa forma ma diversa orientazione nello spazio. 

Numero quantico di spin ms

L'elettrone è poi caratterizzato da un quarto numero quantico ms legato al moto di spin dell'elettrone (rotazione attorno all'asse).

Il numero quantico di spin ms determina le due possibili orientazioni dell'asse di spin di un elettrone e può assumere i valori:

 ms=+1/2                            ms=-1/2 

Un elettrone si comporta come la terra ruotando intorno ad un asse e il valore di ms determina il verso di rotazione.

Configurazione elettronica

Con il termine configurazione elettronica di un elemento si intende la descrizione della disposizione degli elettroni nei sui orbitali. Per descrivere la configurazione elettronica, ogni orbitale viene rappresentato convenzionalmente con un quadratino all'interno del quale vanno inseriti gli elettroni i cui numeri quantici di spin sono rappresentati con frecce verticali rivolte verso l'alto o verso il basso.

Regole dell'Aufbau

Nel 1920 il fisico danese Niels Bohr, del quale abbiamo già parlato precedentemente, formulò un principio chiamato "principio dell' Aufbau", termine che deriva dalla parola tedesca "Aufbauprinzip" che sta per "principio di costruzione".

1. Un orbitale può contenere un numero massimo di due elettroni. Se vi sono due elettroni nell'orbitale devono avere n° quantico di spin ms opposto (+1/2 o -1/2). Un orbitale può anche essere vuoto o contenere un solo elettrone spaiato.
2. Nel progressivo riempimento degli orbitali l'elettrone va ad occupare l'orbitale disponibile avente più bassa energia. 
3. Se vi sono più orbitali con uguale energia (degeneri) la configurazione più stabile (cioè a più bassa energia) è quella che porta alla massima molteplicità, cioè in cui gli elettroni si dispongono con spin parallelo (sempre + 1/2 o sempre -1/2) e quindi in orbitali diversi.
   

Esempi:

Gli elettroni di valenza 

Gli elettroni di valenza di un atomo sono gli elettroni presenti nel suo ultimo livello di energia; sono quelli che partecipano alla formazione dei legami chimici e sono quelli che determinano le proprietà chimiche di un elemento.

Esempi:

• Li3 = 1s2 2s1
• Na11 = 1s2 2s2 2p6 3s1
• F9 = 1s2 2s2 2p5

Gli elettroni di valenza sono indicati nella tavola periodica dal numero romano posto all'apice della colonna su cui è collocato l'elemento (gruppo). 

Ibridazione

L'ibridizzazione (o ibridazione) è un procedimento di combinazione matematica di un certo numero di orbitali (orbitali s, p, d) con contenuto energetico poco diverso (quindi orbitali di valenza) di uno stesso atomo che permette di ottenere nuovi orbitali ibridi equivalenti (isoenergetici) con i lobi orientati lungo le direzioni dei possibili legami che l'atomo centrale di una o più molecole può formare con altri atomi. 

Ibridazione dell'atomo di carbonio

Il carbonio è l'elemento chimico della tavola periodica degli elementi che ha come simbolo C e come numero atomico 6. 

L'atomo di carbonio ha una configurazione elettronica di:

Come si può notare, il carbonio ha solo due orbitali 2p semipieni e, pertanto, dovrebbe dare origine solamente a due legami covalenti ( il legame covalente si forma tra atomi che hanno un alto valore di elettronegatività e quindi tra atomi "non metallici").

In realtà il carbonio è prevalentemente tetravalente, cioè in grado di formare 4 legami con altri atomi.

Si suppone, perciò, la promozione di un elettrone dall'orbitale 2s all'orbitale 2p vuoto.

Tale atomo di carbonio eccitato ha ora quattro orbitali semipieni e, potrebbe formare quattro legami: tuttavia, siccome l'orbitale atomico 2s sferico ha energia inferiore e forma diversa da quella dei tre orbitali 2px, 2py, 2pz, dovremmo aspettarci tre legami uguali e uno diverso.

Tutto ciò è in contrasto con i fatti sperimentali che accertano la presenza nel metano ( CH4) di 4 legami covalenti identici.

Ibridazione sp3 - singolo legame

La teoria suggerisce il "mescolamento" dell'orbitale 2s con i tre orbitali 2p. Tale mescolamento è matematio, delle funzioni d'onda dell'orbitale e quindi non è un reale fenomeno fisico.

Come risultato si ottengono 4 nuovi orbitali identici tra loro, di forma, energia e disposizione nello spazio del tutto diverse da quelle originarie. Questa operazione matematica prende il nome di ibridazione.

I nuovi 4 orbitali ibridi, chiamati sp3, hanno per 1/4 le caratteristiche dell'orbitale s di partenza e per 3/4 le caratteristiche degli orbitali 2p. Il 3 esponente di p indica il numero di orbitali p che partecipano alla formazione dell'ibrido.

I 4 orbitali ibridi sp3 sono tra loro identici e hanno la seguente forma:

Il lobo di dimensione maggiore è quello che viene utilizzato nei legami. Talvolta, per questioni di praticità, non si rappresenta il lobo di dimensione minore.

I quattro orbitali ibridi sp3 puntano verso i vertici di un tetraedro, disponendosi al 109,5° l'uno dall'altro:

Nella formazione della molecola del metano, si ha una sovrapposizione tra i 4 orbitali ibridi sp3 e 4 orbitali 1s appartenenti a 4 atomi di idrogeno diversi:

Ibridazione sp2 - doppio legame

Oltre all'ibridazione sp3 esistono anche altre ibridazioni. Dal mescolamento di un orbitale s con due orbitali di tipo p io ottengono 3 orbitali ibridi detti orbitali sp2 che si dispongono su di un piano formando angoli di 120° l'uno dall'altro.

L'orbitale p non coinvolto nell'ibridazione si dispone perpendicolarmente al piano formato dai tre orbitali ibridi sp2.

Presentano ibridazione sp2 gli atomi di carbonio uniti da un legame covalente doppio (>C=C<), come ad esempio nella molecola dell'etene ( o etilene) H2C=CH2.

Il doppio legame C=C si realizza in seguito alla sovrapposizione frontale tra due orbitai ibridi sp2 e alla sovrapposizione laterale tra i 2 orrbitali p non coinvolti nell'ibridazione.

Ibridazione sp - triplo legame

La combinazione di un orbitale di tipo s e uno di tipo p dà origine a 2 orbitali ibridi sp. Ogni orbitale ibrido sp ha il 50% di carattere s e il 50% di carattere p.

I due orbitali ibridi sp ( nei quali per questioni di praticità, si omette di rappresentare il lobo di dimensione minore) si dispongono a 180° l'uno rispetto all'altro.

Gli orbitali p non coinvolti nell'ibridazione sono disposti perpendicolarmente tra loro e sono perpendicolari ai due orbitali ibridi sp:

Presentano ibridazione sp gli atomi di carbonio uniti da un legame covalente triplo (>C≡C<), come ad esempio nella molecola dell'etino HC≡CH. Il triplo legame >C≡C< si realizza in seguito alla sovrapposizione frontale tra due orbitali ibridi sp e alla sovrapposizione laterale tra le due coppie di orbitali p non coinvolti nell'ibridazione.

I legami sigma e pi greco

Il legame di tipo σ (sigma) avviene tra due atomi che mettono in comune un elettrone ciascuno (avendo tali elettroni spin opposti) e si forma con la sovrapposizione degli orbitali più esterni.  

Il legame π (pi greco) è un legame chimico covalente formato per sovrapposizione laterale di due orbitali di opportuna simmetria. Il legame risultante si estende al di sopra e al di sotto il piano in cui giace il legame σ che congiunge i due stessi nuclei, caratterizzato da simmetria cilindrica, e presenta quindi massima densità elettronica nello spazio situato sopra e sotto il piano dei due nuclei in questione.Fra i due si estende un piano nodale.

Nel caso in cui due atomi di carbonio di una molecola organica siano legati da un legame semplice, tale legame sarà un legame σ. Se invece due atomi di carbonio sono legati da un doppio legame, tale doppio legame sarà costituito da un legame σ e un legame π. Infine se due atomi di carbonio sono legati da un triplo legame, tale triplo legame sarà costituito da un legame σ e due legami π.

Ciò che differenzia principalmente il legame σ dal legame π è che la sovrapposizione degli orbitali nel caso del legame σ avviene lungo la congiungente dei due nuclei degli atomi interessati nel legame, con una simmetria di tipo cilindrico. Di conseguenza il legame σ è più forte del legame π. Inoltre la sovrapposizione crea una zona, detta zona di ricopertura, che permette di definire quanto il legame sia forte: maggiore è la zona di ricopertura, tanto più forte sarà il legame σ. Questo tipo di legame non presenta piani nodali.

Isomeria

L'isomeria è quel fenomeno per il quale sostanze diverse per proprietà fisiche e spesso anche per comportamento chimico hanno la stessa formula bruta, cioè stessa massa molecolare e stessa composizione percentuale di atomi.

Tipologie di isomeria

Due composti con uguale formula bruta si dicono isomeri. Questi possono essere:

• Isomeri costituzionali (o strutturali), se hanno formula bruta identica ma diversa connettività. In altre parole, sono composti aventi la stessa formula molecolare ma diversa formula di struttura. Ciò implica differenti proprietà fisiche e chimiche, dovute ai legami differenti degli elementi che compongono la molecola.
• Stereoisomeri, se hanno formula bruta identica, stessa connettività, ma la diversa orientazione spaziale degli atomi rende loro non sovrapponibili.
• Omomeri, se hanno formula bruta identica, stessa connettività e sono sovrapponibili (in pratica sono molecole identiche).

L'isomeria è molto diffusa ed importante nei composti organici e le classi di isomeri, si possono dividere ulteriormente in sottoclassi.

Gli isomeri costituzionali possono essere isomeri:

• di catena, che interessa la struttura dello "scheletro" di carbonio, ossia la presenza e posizione di ramificazioni od anelli; isomeri di questo tipo hanno proprietà fisiche diverse, ma reattività chimiche spesso abbastanza simili;
• di posizione, che interessa la posizione di legami multipli o di gruppi contenenti atomi diversi da carbonio e idrogeno; isomeri di questo tipo hanno proprietà fisiche diverse, ma reattività chimica spesso simile;
• di gruppo funzionale, isomeri cioè che pur avendo formula bruta uguale, presentano gruppi funzionalmente diversi, ed hanno quindi proprietà chimiche e fisiche molto differenti.

Gli stereoisomeri possono essere isomeri:

• configurazionali, o ottici, nelle molecole in cui sono presenti degli elementi stereogenici, cioè elementi a causa dei quali la molecola ammette due isomeri che sono uno la forma speculare non sovrapponibile dell'altro. Elementi stereogenici possono essere un punto (un atomo, tipicamente un carbonio portante quattro sostituenti diversi, che viene definito centro chirale), un asse (l'asse di un legame fra due o più atomi ad esempio alleni portanti quattro sostituenti diversi su carboni terminali), o un piano (una molecola planare con sostituenti orientati in maniera particolare sia nel piano della molecola che sopra o sotto questo). Di questa categoria fanno parte gli enantiomeri, isomeri di cui uno è l'immagine speculare non sovrapponibile dell'altro. Tipicamente due isomeri configurazionali in cui uno non è l'immagine speculare dell'altro si dicono diastereoisomeri, anche se tutte le coppie di stereoisomeri non enantiomeri possono essere considerate tipi di diastereoisomeri.
• geometrici, o cis-trans, nelle molecole in cui due carboni legati da un legame doppio sono entrambi legati a due gruppi differenti o, più in genere, in molecole la cui struttura impedisce una libera rotazione attorno ad uno o più legami; le loro proprietà fisiche sono diverse, la loro reattività chimica è generalmente simile, ma vi sono notevoli eccezioni legate proprio a particolari configurazioni geometriche;
• conformazionali, è il caso in cui pur non essendoci uno stereocentro, le possibili orientazioni date dalla rotazione di un legame C-C e dalle possibili conformazioni di una molecola (come ad esempio nel caso in cui i sostituenti di un atomo o una catena di atomi si orienti ad elica e anche nelle conformazioni dei cicloalcani) producono molecole con ugual formula bruta, ugual connettività ma non sovrapponibili. Un isomero conformazionale si dice anche conformero o rotamero. È il caso di sottolineare che i conformeri non sono dei veri e propri isomeri, in quanto la barriera energetica tra le varie orientazioni è molto piccola e, a temperatura ambiente, l'una si trasforma nell'altra, pur avendo ciascuna una maggiore o minore probabilità a seconda della stabilità.