Atšķirība starp molekulāro orbitāļu teoriju un hibridizācijas teoriju

galvenā atšķirība starp molekulāro orbitālo teoriju un hibridizācijas teoriju ir tā molekulārā orbitāla teorija apraksta savienojošo un presaistīgo orbitālu veidošanos, turpretī hibridizācijas teorija apraksta hibrīdu orbitālu veidošanos.

Ir dažādas teorijas, kas izstrādātas, lai noteiktu molekulu elektronisko un orbitālo struktūru. VSEPR teorija, Lūisa teorija, valences saites teorija, hibridizācijas teorija un molekulārā orbitāla teorija ir tik svarīgas teorijas. Starp tiem vispieņemamākā teorija ir molekulārā orbitāla teorija.

SATURS

1. Pārskats un galvenās atšķirības
2. Kas ir molekulārā orbitāla teorija 
3. Kas ir hibridizācijas teorija
4. Salīdzinājums blakus - molekulārās orbītas teorija pret hibridizācijas teoriju
5. Kopsavilkums

Kas ir molekulārā orbitāla teorija?

Molekulārā orbitāla teorija ir paņēmiens, kā aprakstīt molekulu elektronisko struktūru, izmantojot kvantu mehāniku. Tas ir visproduktīvākais veids, kā izskaidrot ķīmiskās saites molekulās. Ļaujiet mums sīkāk apspriest šo teoriju.

Pirmkārt, mums jāzina, kas ir molekulārās orbitāles. Starp diviem atomiem veidojas ķīmiska saite, kad tīrais pievilcīgais spēks starp diviem atomu kodoliem un elektroniem, kas atrodas starp tiem, pārsniedz elektrostatisko atgrūšanos starp diviem atomu kodoliem. Būtībā tas nozīmē, ka pievilcīgajiem spēkiem starp diviem atomiem jābūt lielākiem nekā atgrūdošajiem spēkiem starp šiem diviem atomiem. Lai veidotu šo ķīmisko saiti, elektroniem jāatrodas reģionā, ko sauc par “saistošo reģionu”. Ja nē, elektroni atradīsies “pretsiešanas reģionā”, kas palīdzēs atgrūdošajam spēkam starp atomiem.

Tomēr, ja prasības ir izpildītas un starp diviem atomiem izveidojas ķīmiska saite, tad atbilstošās orbitāles, kas iesaistītas savienošanā, sauc par molekulārajām orbitālēm. Šeit mēs varam sākt ar diviem divu atomu orbitāļiem un beidzot ar vienu orbitāli (molekulāro orbitāli), kas pieder abiem atomiem.

Saskaņā ar kvantu mehāniku atomu orbitāles nevar parādīties vai pazust, kā mēs vēlamies. Kad orbitāles mijiedarbojas savā starpā, viņi mēdz attiecīgi mainīt savas formas. Bet saskaņā ar kvantu mehāniku viņi var brīvi mainīt formu, bet tiem jābūt vienādam orbitāļu skaitam. Tad mums jāatrod trūkstošā orbīta. Šeit divu atomu orbitāļu fāzes kombinācija padara savienojošo orbitālu, kamēr ārpusfāzes kombinācija veido anti-saistošo orbitāli.

01. attēls: molekulārā orbitāla diagramma

Saistošie elektroni aizņem savienojošo orbitāli, savukārt elektroni, kas atrodas anti-saistošajā orbitālē, nepiedalās saites veidošanā. Drīzāk šie elektroni aktīvi iebilst pret ķīmiskās saites veidošanos. Saistošajai orbitālei ir zemāka potenciālā enerģija nekā pret saistošo orbitāli. Ja ņemam vērā sigma saiti, orbitālas sasaistes apzīmējums ir σ, bet pretaisaistīgās orbītas apzīmējums ir σ *. Mēs varam izmantot šo teoriju, lai aprakstītu sarežģītu molekulu struktūru, lai izskaidrotu, kāpēc dažas molekulas neeksistē (t.i., He₂) un molekulu saišu secība. Tādējādi šis apraksts īsi izskaidro molekulārās orbītas teorijas pamatu.

Kas ir hibridizācijas teorija?

Hibridizācijas teorija ir tehnika, kuru mēs izmantojam, lai aprakstītu molekulas orbītas struktūru. Hibridizācija ir hibrīdu orbitālu veidošanās, sajaucot divas vai vairākas atomu orbitāles. Šo orbitāļu orientācija nosaka molekulas ģeometriju. Tas ir valences saites teorijas paplašinājums.

Pirms atomu orbitāļu veidošanās tām ir dažādas enerģijas, bet pēc veidošanās visiem orbitāļiem ir vienāda enerģija. Piemēram, s atomu orbitāle un p atoma orbitāle var apvienoties, veidojot divas sp orbitāles. S un p atomu orbitālei ir atšķirīga enerģija (s enerģija) < energy of p). But after the hybridization, it forms two sp orbitals which have the same energy, and this energy lies between the energies of individual s and p atomic orbital energies. Moreover, this sp hybrid orbital has 50% s orbital characteristics and 50% p orbital characteristics.

02. Attēls. Saistība starp oglekļa atoma hibrīda orbitāļiem un ūdeņraža atomu orbitāļiem

Hibridizācijas ideja vispirms ienāca diskusijā, jo zinātnieki novēroja, ka valences saites teorija nespēja pareizi paredzēt dažu molekulu, piemēram, CH, struktūru₄. Lai gan oglekļa atomā ir tikai divi nepāra elektroni atbilstoši tā elektronu konfigurācijai, tas var veidot četras kovalences saites. Lai veidotu četras saites, jābūt četriem nepāra elektroniem.

Vienīgais veids, kā viņi varēja izskaidrot šo parādību, bija domāt, ka oglekļa atoma s un p orbitāles saplūst viens ar otru, veidojot jaunas orbitāles, ko sauc par hibrīdajām orbītām, kurām ir tāda pati enerģija. Šeit viens s + trīs p dod 4 sp³ orbitāles. Tāpēc elektroni vienmērīgi piepilda šos hibrīda orbitālus (viens elektrons uz hibrīda orbitāli), ievērojot Hunda likumu. Tad ir četri elektroni četru kovalento saišu ar četriem ūdeņraža atomiem veidošanai.

Kāda ir atšķirība starp molekulārās orbītas teoriju un hibridizācijas teoriju?

Molekulārā orbitāla teorija ir paņēmiens, kā aprakstīt molekulu elektronisko struktūru, izmantojot kvantu mehāniku. Hibridizācijas teorija ir tehnika, kuru mēs izmantojam, lai aprakstītu molekulas orbītas struktūru. Tātad galvenā atšķirība starp molekulārās orbitāles teoriju un hibridizācijas teoriju ir tā, ka molekulārā orbitāla teorija apraksta saistošo un pretaisaisto orbitālu veidošanos, turpretī hibridizācijas teorija apraksta hibrīdu orbitālu veidošanos..

Turklāt saskaņā ar molekulāro orbitālo teoriju jaunas orbitālas formas, sajaucoties divu atomu atomu orbitāļiem, turpretī hibridizācijas teorijā jaunas orbitālas formas veido viena un tā paša atoma atomu orbitālu sajaukšanos. Tāpēc šī ir vēl viena atšķirība starp molekulārās orbītas teoriju un hibridizācijas teoriju.

Kopsavilkums - molekulārās orbītas teorija vs hibridizācijas teorija

Gan molekulārās orbītas teorija, gan hibridizācijas teorija ir svarīgas molekulas struktūras noteikšanā. Galvenā atšķirība starp molekulārās orbitāles teoriju un hibridizācijas teoriju ir tā, ka molekulārā orbitāla teorija apraksta saistošo un pretaisaistīgo orbitālu veidošanos, turpretī hibridizācijas teorija apraksta hibrīdu orbitālu veidošanos..

Atsauce:

1. “Hibridizācija”. Ķīmija LibreTexts, Libretexts, 2019. gada 5. jūnijs, pieejama šeit.

Attēla pieklājība:

1. TCReuter “O2MolecularDiagramCR” - Savs darbs (CC BY-SA 4.0), izmantojot Commons Wikimedia
2. K. Aainsqatsi “Ch4 hibridizācija” angļu valodas Vikipēdijā (Oriģinālteksts: K. Aainsqatsi) - Savs darbs (Oriģinālteksts: pašizveidots) (Public Domain), izmantojot Commons Wikimedia