Diferența dintre teoria orbitală moleculară și teoria obligațiunilor Valence

Teoria orbitală moleculară vs. Teoria obligațiunilor Valence

Știm că moleculele au proprietăți chimice și fizice diferite decât atomii individuali care s-au alăturat pentru a face molecula. Când atomii se alăture pentru a forma molecule, cum se schimbă proprietățile atomice cu proprietățile moleculare, este o întrebare. Pentru a înțelege aceste diferențe este necesar să înțelegem formarea de legături chimice între mai mulți atomi în producerea moleculelor. Lewis a propus o modalitate de a reprezenta legătura. El a reprezentat electronii de valență ai unui atom cu puncte și a spus că atunci când acești electroni de valență sunt împărțiți sau dați unui alt atom pentru a obține configurația gazului nobil, se formează legături chimice. Cu toate acestea, această teorie nu a putut explica multe dintre proprietățile chimice observate. Prin urmare, pentru o explicație corectă a formării legăturii chimice, trebuie să căutăm mecanica cuantică. În prezent, două teorii mecanice cuantice sunt folosite pentru a descrie legătura covalentă și structura electronică a moleculelor. Acestea sunt teoria legăturii Valence și teoria orbitală moleculară descrise mai jos.

Valence Bond Theory

Teoria legăturii Valence se bazează pe abordarea legăturii localizate, în care presupune că electronii dintr-o moleculă ocupă orbitalii atomici ai atomilor individuali. De exemplu, în formarea moleculei de H2, doi atomi de hidrogen se suprapun pe orbitele lor 1s. Prin suprapunerea celor două orbite, aceștia împărtășesc o regiune comună în spațiu. Inițial, când cei doi atomi sunt departe, nu există nici o interacțiune între ele. Deci energia potențială este zero. Pe măsură ce atomii se apropie unul de celălalt, fiecare electron este atras de nucleul celuilalt atom și, în același timp, electronii se resping reciproc, ca și nucleele. În timp ce atomii sunt încă separați, atracția este mai mare decât repulsia, astfel încât energia potențială a sistemului scade. Punctul în care energia potențială atinge valoarea minimă, sistemul este la stabilitate. Și acest lucru se întâmplă atunci când doi atomi de hidrogen se adună împreună și formează molecula. Cu toate acestea, acest concept suprapus poate descrie doar molecule simple ca H2, F2, HF, etc. Dar când vine vorba de molecule ca CH4, această teorie nu le explică. Cu toate acestea, prin combinarea acestei teorii cu teoria orbitală hibridă, această problemă poate fi depășită. Hibridizarea este amestecarea a două orbitale atomice neechivalente. De exemplu, în CH4, C are patru orbite sp3 orbite spiralate care se suprapun cu orbitele s fiecărui H.

Teoria orbitală moleculară

În molecule, electronii se află în orbitali moleculari, dar formele lor sunt diferite și sunt asociate cu mai mult de un nucleu atomic. Descrierea moleculelor bazate pe orbitale moleculare se numește teoria orbitală moleculară. Funcția de undă care descrie o orbită moleculară poate fi obținută prin combinarea liniară a orbitalilor atomici. Formele orbitale de legătură, când două orbite atomice interacționează în aceeași fază (interacțiune constructivă). Atunci când interacționează din fază (interacțiune distructivă), din orbitele anti-lipire. Deci există o orbită de legare și anticorpi pentru fiecare interacțiune orbitală sub-orbitală. În molecule, sunt aranjate orbitele de lipire și de lipire. Orbitalii de legătură au energie redusă, iar electronii sunt mai susceptibili să locuiască în acestea. Antiblocarea orbitalilor are un nivel ridicat de energie, iar atunci când toate orbitele de legătură sunt umplute, electronii merg și umple orbitele anti-lipire.