Galvenā atšķirība starp molekulāro orbitāli un atomu orbitāli ir tā, ka atomu orbitāles apraksta vietas, kur elektronu atrašanas varbūtība atomā ir liela, turpretim molekulārās orbitāles apraksta iespējamās elektronu atrašanās vietas molekulā.
Saistīšana molekulās tika saprasta jaunā veidā, izmantojot Šrēdingera, Heizenberga un Pola Diraka jaunās teorijas. Kad kvantu mehānika ienāca attēlā ar saviem atklājumiem, tika atklāts, ka elektronam ir gan daļiņu, gan viļņu īpašības. Ar to Šrodingers izstrādāja vienādojumus, lai atrastu elektrona viļņa raksturu, un nāca klajā ar viļņu vienādojumu un viļņu funkciju. Viļņu funkcija (Ψ) atbilst dažādiem elektrona stāvokļiem.
Kas ir molekulārā orbitāle?
Atomi savienojas, veidojot molekulas. Kad divi atomi tuvojas viens otram, veidojot molekulu, atomu orbitāles pārklājas un apvienojas, lai kļūtu par molekulārām orbitālēm. Jaunizveidoto molekulāro orbitāļu skaits ir vienāds ar apvienoto atomu orbitāļu skaitu. Turklāt molekulārā orbitāle ieskauj divus atomu kodolus, un elektroni var pārvietoties ap abiem kodoliem. Līdzīgi kā atomu orbitāles, arī molekulārās orbitāles satur maksimāli 2 elektronus, kuriem ir pretēji spini.
Attēls 01: Molekulārās orbitāles molekulā
Turklāt ir divu veidu molekulārās orbitāles: savienojošās molekulārās orbitāles un antisaites molekulārās orbitāles. Saistošās molekulārās orbitāles satur elektronus pamatstāvoklī, savukārt antisavienojošās molekulārās orbitāles nesatur elektronus pamatstāvoklī. Turklāt elektroni var aizņemt pretsaites orbitāles, ja molekula ir ierosinātā stāvoklī.
Kas ir atomu orbitāle?
Makss Borns norādīja uz viļņa funkcijas kvadrāta (Ψ2) fizisko nozīmi pēc tam, kad Šrēdingers izvirzīja savu teoriju. Saskaņā ar Bornu Ψ2 izsaka varbūtību atrast elektronu noteiktā vietā; ja Ψ2 ir liela vērtība, tad varbūtība atrast elektronu šajā telpā ir lielāka. Tāpēc telpā elektronu varbūtības blīvums ir liels. Tomēr, ja Ψ2 ir zems, tad elektronu varbūtības blīvums ir zems. Ψ2 diagrammas x, y un z asīs parāda šīs varbūtības, un tām ir s, p, d un f orbitāļu forma. Mēs tās saucam par atomu orbitālēm.
2. attēls: dažādas atomu orbitāles
Turklāt mēs definējam atomu orbitāli kā telpas apgabalu, kurā elektrona atrašanas varbūtība atomā ir liela. Mēs varam raksturot šīs orbitāles ar kvantu skaitļiem, un katra atomu orbitāle var uzņemt divus elektronus ar pretējiem spiniem. Piemēram, rakstot elektronu konfigurāciju, mēs to rakstām kā 1s2, 2s2, 2p6, 3s2. 1, 2, 3….n veselu skaitļu vērtības ir kvantu skaitļi. Virsraksts aiz orbitāles nosaukuma parāda elektronu skaitu šajā orbitālē. s orbitāles ir sfēras formas un mazas, savukārt P orbitāles ir hanteles formas ar divām daivām. Šeit viena daiva ir pozitīva, bet otra daiva ir negatīva. Turklāt vieta, kur divas daivas pieskaras viena otrai, ir mezgls. Ir 3 p orbitāles kā x, y un z. Tie ir izvietoti telpā tā, lai to asis būtu perpendikulāras viena otrai.
Ir piecas d orbitāles un 7 f orbitāles ar dažādām formām. Tāpēc tālāk ir norādīts kopējais elektronu skaits, kas var atrasties orbitālē.
- s orbitāle-2 elektroni
- p orbitāles- 6 elektroni
- d orbitāles- 10 elektroni
- f orbitāles- 14 elektroni
Kāda ir atšķirība starp molekulāro orbitāli un atomu orbitāli?
Galvenā atšķirība starp molekulāro orbitāli un atomu orbitāli ir tā, ka atomu orbitāles apraksta vietas, kur elektronu atrašanas varbūtība atomā ir augsta, turpretim molekulārās orbitāles apraksta iespējamās elektronu atrašanās vietas molekulā. Turklāt atomu orbitāles atrodas atomos, savukārt molekulārās orbitāles atrodas molekulās. Turklāt atomu orbitāļu kombinācijas rezultātā veidojas molekulārās orbitāles. Turklāt atomu orbitāles tiek nosauktas kā s, p, d un f, savukārt ir divu veidu molekulārās orbitāles kā saistošas un antisaites molekulārās orbitāles.
Kopsavilkums - molekulārā orbitāle pret atomu orbitālu
Galvenā atšķirība starp molekulāro orbitāli un atomu orbitāli ir tā, ka atomu orbitāles apraksta vietas, kur elektronu atrašanas varbūtība atomā ir liela, turpretim molekulārās orbitāles apraksta iespējamās elektronu atrašanās vietas molekulā.
