Forskjellen mellom molekylær orbitalteori og Valence Bond Theory

Molecular Orbital Theory vs Valence Bond Theory

Vi vet at molekyler har forskjellige kjemiske og fysiske egenskaper enn de enkelte atomer som kom sammen for å gjøre molekylet. Når atomer inngår for å danne molekyler, er hvordan atomegenskapene endrer seg til molekylære egenskaper et spørsmål. For å forstå disse forskjellene er det nødvendig å forstå den kjemiske bindingsformasjonen mellom flere atomer ved å lage molekyler. Lewis foreslo en måte å representere bindingen på. Han representerte valenselektronene av et atom med prikker og sa at når disse valenselektronene deles eller gis til et annet atom for å oppnå edelgasskonfigurasjonen, dannes kjemiske bindinger. Denne teorien kunne imidlertid ikke regne med mange observerte kjemiske egenskaper. Derfor, for en riktig forklaring på den kjemiske bindingsdannelsen, må vi se etter kvantemekanikk. I dag brukes to kvantemekaniske teorier til å beskrive den kovalente bindingen og den elektroniske strukturen av molekyler. Det er Valence-bindingsteori og molekylær orbitaltheori som er beskrevet nedenfor.

Valence Bond Theory

Valensbindingsteori er basert på lokalisert tilnærming, hvor det antas at elektronene i et molekyl opptar atomorbitaler av de enkelte atomer. For eksempel, i dannelsen av H2-molekylet, overlapper to hydrogenatomer deres 1s-orbitaler. Ved å overlappe de to orbitaler deler de en felles region i rommet. I utgangspunktet, når de to atomer er langt fra hverandre, er det ingen interaksjon mellom dem. Så den potensielle energien er null. Når atomene nærmer seg hverandre, tiltrekkes hver elektron av kjernen i det andre atom, og samtidig avstråler elektroner hverandre, som kjerne. Mens atomene fortsatt er skilt, er tiltrekningen større enn avstengningen, slik at den potensielle energien til systemet minker. Punktet hvor den potensielle energien når minimumsverdien, er systemet ved stabilitet. Og dette er hva som skjer når to hydrogenatomer kommer sammen og danner molekylet. Dette overlappende konseptet kan imidlertid bare beskrive enkle molekyler som H2, F2, HF, etc. Men når det gjelder molekyler som CH4, forklarer denne teorien seg ikke. Men ved å kombinere denne teorien med hybrid orbitalteorien kan dette problemet overvindes. Hybridisering er blanding av to ikke-ekvivalente atomorbitaler. For eksempel, i CH4, har C fire hybrized sp3 orbitals overlappende med s orbitaler av hver H.

Molekylær Orbital Teori

I molekyler ligger elektroner i molekylære orbitaler, men deres former er forskjellige, og de er forbundet med mer enn en atomkjerne. Beskrivelsen av molekyler basert på molekylære orbitaler kalles molekylær orbitalt teori. Bølgefunksjonen som beskriver en molekylær orbital kan oppnås ved den lineære kombinasjonen av atomorbitaler. Bindingsbanen dannes når to atomiske orbitaler samhandler i samme fase (konstruktive interaksjoner). Når de samhandler ut av fase (destruktiv interaksjon), anti-bindingsorbitaler fra. Så det er en bindings- og anti-bindingsbanen for hver sub-orbitalt interaksjon. I molekyler arrangeres bindings- og anti-bindingsorbitaler. Bonding orbitals har lav energi, og elektroner er mer sannsynlig å bo i dem. Anti-bindings-orbitaler har høy energi, og når alle bindings-orbitaler er fylt, går elektroner og fyller anti-bindings-orbitaler.