Põhiline erinevus molekulaarorbitaali ja aatomiorbitaali vahel on see, et aatomiorbitaalid kirjeldavad kohti, kus elektronide leidmise tõenäosus aatomis on suur, samas kui molekulaarorbitaalid kirjeldavad elektronide tõenäolisi asukohti molekulis.
Schrodingeri, Heisenbergi ja Paul Diraci esitatud uute teooriate abil mõisteti molekulide sidumist uuel viisil. Kui kvantmehaanika oma leidudega pildile tuli, avastati, et elektronil on nii osakeste kui ka laineomadused. Selle abil töötas Schrodinger välja võrrandid elektroni lainelise olemuse leidmiseks ning tuli välja lainevõrrandi ja lainefunktsiooniga. Lainefunktsioon (Ψ) vastab elektroni erinevatele olekutele.
Mis on molekulaarorbital?
Aatomid ühinevad, moodustades molekule. Kui kaks aatomit liiguvad üksteisele lähemale, moodustades molekuli, kattuvad aatomiorbitaalid ja ühinevad molekulaarorbitaalideks. Äsja moodustunud molekulaarorbitaalide arv on võrdne kombineeritud aatomiorbitaalide arvuga. Lisaks ümbritseb molekulaarne orbitaal aatomite kahte tuuma ja elektronid võivad liikuda mõlema tuuma ümber. Sarnaselt aatomiorbitaalidele sisaldavad molekulaarorbitaalid maksimaalselt 2 elektroni, millel on vastupidised spinnid.
Joonis 01: Molekulaarorbitaalid molekulis
Lisaks on olemas kahte tüüpi molekulaarorbitaale: siduvad molekulaarorbitaalid ja antisiduvad molekulaarorbitaalid. Siduvad molekulaarorbitaalid sisaldavad põhiolekus elektrone, samas kui antisiduvad molekulaarorbitaalid ei sisalda põhiolekus elektrone. Lisaks võivad elektronid hõivata antisiduvaid orbitaale, kui molekul on ergastatud olekus.
Mis on aatomiorbital?
Max Born juhtis tähelepanu lainefunktsiooni ruudu (Ψ2) füüsilisele tähendusele pärast seda, kui Schrodinger esitas oma teooria. Borni järgi väljendab Ψ2 elektroni leidmise tõenäosust kindlas kohas; kui Ψ2 on suur väärtus, siis on elektroni leidmise tõenäosus selles ruumis suurem. Seetõttu on ruumis elektronide tõenäosustihedus suur. Kui aga Ψ2 on madal, on elektronide tõenäosustihedus madal. Ψ2 graafikud x-, y- ja z-telgedel näitavad neid tõenäosusi ning need on orbitaalide s, p, d ja f kuju. Nimetame neid aatomiorbitaalideks.
Joonis 02: Erinevad aatomiorbitaalid
Lisaks määratleme aatomiorbitaali kui ruumi piirkonda, kus elektroni leidmise tõenäosus aatomis on suur. Neid orbitaale saame iseloomustada kvantarvude abil ja iga aatomiorbitaal mahutab kaks vastandliku spinniga elektroni. Näiteks kui kirjutame elektronide konfiguratsiooni, kirjutame selle 1s2, 2s2, 2p6, 3s2. 1, 2, 3….n täisarvu väärtust on kvantarvud. Orbitaali nime järel olev ülaindeks näitab elektronide arvu sellel orbitaalil. s-orbitaalid on sfäärikujulised ja väikesed, P-orbitaalid aga kahe labaga hantlikujulised. Siin on üks sagar positiivne, teine aga negatiivne. Pealegi on sõlm koht, kus kaks sagarat üksteist puudutavad. Seal on 3 p orbitaali nagu x, y ja z. Need on ruumis paigutatud nii, et nende teljed on üksteisega risti.
Seal on viis erineva kujuga d-orbitaali ja 7 f-orbitaali. Seetõttu on järgmised elektronide koguarv, mis võivad orbitaalil asuda.
- s orbitaal-2 elektroni
- p orbitaalid- 6 elektroni
- d orbitaalid- 10 elektroni
- f orbitaalid- 14 elektroni
Mis vahe on molekulaarorbitaalil ja aatomiorbitaalil?
Põhiline erinevus molekulaarorbitaali ja aatomiorbitaali vahel on see, et aatomiorbitaalid kirjeldavad kohti, kus elektronide leidmise tõenäosus aatomis on suur, samas kui molekulaarorbitaalid kirjeldavad elektronide tõenäolisi asukohti molekulis. Veelgi enam, aatomiorbitaalid esinevad aatomites, samas kui molekulaarsed orbitaalid on molekulides. Lisaks moodustuvad aatomiorbitaalide koosmõjul molekulaarorbitaalid. Lisaks nimetatakse aatomiorbitaale s, p, d ja f, samas kui on olemas kahte tüüpi molekulaarseid orbitaale, mis on siduvad ja antisiduvad molekulaarorbitaalid.
Kokkuvõte – molekulaarorbitaal vs aatomiorbitaal
Põhiline erinevus molekulaarorbitaali ja aatomiorbitaali vahel on see, et aatomiorbitaalid kirjeldavad kohti, kus elektronide leidmise tõenäosus aatomis on suur, samas kui molekulaarorbitaalid kirjeldavad elektronide tõenäolisi asukohti molekulis.
