Atomic Orbital vs Hybrid Orbital
Ο δεσμός στα μόρια έγινε κατανοητός με νέο τρόπο με τις νέες θεωρίες που παρουσίασαν οι Schrodinger, Heisenberg και Paul Diarc. Η κβαντομηχανική ήρθε στην εικόνα με τα ευρήματά της. Βρήκαν ότι ένα ηλεκτρόνιο έχει και ιδιότητες σωματιδίων και κυμάτων. Με αυτό, ο Schrodinger ανέπτυξε εξισώσεις για να βρει την κυματική φύση ενός ηλεκτρονίου και κατέληξε στην κυματική εξίσωση και την κυματική συνάρτηση. Η κυματική συνάρτηση (Ψ) αντιστοιχεί σε διαφορετικές καταστάσεις για το ηλεκτρόνιο.
Ατομικό τροχιακό
Το
Max Born επισημαίνει μια φυσική σημασία στο τετράγωνο της κυματικής συνάρτησης (Ψ2) αφού ο Schrodinger παρουσίασε τη θεωρία του. Σύμφωνα με τον Born, το Ψ2 εκφράζει την πιθανότητα να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο σε μια συγκεκριμένη θέση. Έτσι, εάν το Ψ2 είναι μεγαλύτερη τιμή, τότε η πιθανότητα εύρεσης του ηλεκτρονίου σε αυτόν τον χώρο είναι μεγαλύτερη. Επομένως, στο χώρο, η πυκνότητα πιθανότητας ηλεκτρονίων είναι μεγάλη. Αντίθετα, εάν το Ψ2 είναι χαμηλό, τότε η πυκνότητα πιθανότητας ηλεκτρονίων εκεί είναι χαμηλή. Τα διαγράμματα των Ψ2 στους άξονες x, y και z δείχνουν αυτές τις πιθανότητες και παίρνουν το σχήμα των τροχιακών s, p, d και f. Αυτά είναι γνωστά ως ατομικά τροχιακά. Ένα ατομικό τροχιακό μπορεί να οριστεί ως, μια περιοχή του χώρου όπου η πιθανότητα να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο είναι μεγάλη σε ένα άτομο. Τα ατομικά τροχιακά χαρακτηρίζονται από κβαντικούς αριθμούς και κάθε ατομικό τροχιακό μπορεί να φιλοξενήσει δύο ηλεκτρόνια με αντίθετα σπιν. Για παράδειγμα, όταν γράφουμε τη διαμόρφωση ηλεκτρονίων, γράφουμε ως 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 1, 2, 3….n ακέραιες τιμές είναι οι κβαντικοί αριθμοί. Ο εκθέτης αριθμός μετά το όνομα του τροχιακού δείχνει τον αριθμό των ηλεκτρονίων σε αυτό το τροχιακό. Τα τροχιακά έχουν σχήμα σφαίρας και μικρά. Τα τροχιακά P έχουν σχήμα αλτήρα με δύο λοβούς. Ο ένας λοβός λέγεται ότι είναι θετικός και ο άλλος είναι αρνητικός. Το μέρος όπου δύο λοβοί εφάπτονται μεταξύ τους είναι γνωστό ως κόμβος. Υπάρχουν 3 p τροχιακά ως x, y και z. Είναι διατεταγμένα σε χώρο έτσι ώστε οι άξονές τους να είναι κάθετοι μεταξύ τους. Υπάρχουν πέντε d τροχιακά και 7 f τροχιακά με διαφορετικά σχήματα. Συνολικά λοιπόν, ακολουθεί ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων που μπορούν να βρίσκονται σε ένα τροχιακό.
s τροχιακά-2 ηλεκτρόνια
Ρ τροχιακά- 6 ηλεκτρόνια
d τροχιακά- 10 ηλεκτρόνια
f τροχιακά- 14 ηλεκτρόνια
Υβριδικό τροχιακό
Υβριδισμός είναι η ανάμειξη δύο μη ισοδύναμων ατομικών τροχιακών. Το αποτέλεσμα του υβριδισμού είναι το υβριδικό τροχιακό. Υπάρχουν πολλοί τύποι υβριδικών τροχιακών που σχηματίζονται με ανάμειξη τροχιακών s, p και d. Τα πιο κοινά υβριδικά τροχιακά είναι τα sp3, sp2 και sp. Για παράδειγμα, στο CH4, το C έχει 6 ηλεκτρόνια με τη διαμόρφωση ηλεκτρονίων 1s2 2s2 2p 2 στη βασική κατάσταση. Όταν διεγείρεται, ένα ηλεκτρόνιο στο επίπεδο 2s μετακινείται στο επίπεδο 2p δίνοντας τρία 3 ηλεκτρόνια. Στη συνέχεια, το ηλεκτρόνιο 2s και τα τρία ηλεκτρόνια 2p αναμιγνύονται και σχηματίζουν τέσσερα ισοδύναμα sp3 υβριδικά τροχιακά. Ομοίως στον υβριδισμό sp2 σχηματίζονται τρία υβριδικά τροχιακά και στον υβριδισμό sp δύο υβριδικά τροχιακά. Ο αριθμός των υβριδικών τροχιακών που παράγονται είναι ίσος με το άθροισμα των τροχιακών που υβριδοποιούνται.
Ποια είναι η διαφορά μεταξύ Ατομικών Τροχιακών και Υβριδικών Τροχιακών;
• Τα υβριδικά τροχιακά κατασκευάζονται από τα ατομικά τροχιακά.
• Διαφορετικοί τύποι και αριθμοί ατομικών τροχιακών συμμετέχουν στη δημιουργία υβριδικών τροχιακών.
• Διαφορετικά ατομικά τροχιακά έχουν διαφορετικό σχήμα και αριθμό ηλεκτρονίων. Αλλά όλα τα υβριδικά τροχιακά είναι ισοδύναμα και έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων.
• Τα υβριδικά τροχιακά συμμετέχουν κανονικά στον σχηματισμό ομοιοπολικού δεσμού σίγμα, ενώ τα ατομικά τροχιακά συμμετέχουν τόσο στον σχηματισμό δεσμών σίγμα όσο και στον σχηματισμό π.
