Diferența dintre VSEPR și Valence Theory Bond
Share
Principala diferență - VSEPR vs. Valence Bond Theory
VSEPR și teoria legăturii de valență sunt două teorii din chimie care sunt folosite pentru a explica proprietățile compușilor covalenți. Teoria VSEPR explică aranjamentul spațial al atomilor dintr-o moleculă. Această teorie utilizează repulsiile între perechile de electroni singure și perechile de electroni de legătură pentru a prezice forma unei anumite molecule. Teoria legăturii de valență explică legătura chimică dintre atomi. Această teorie explică suprapunerea orbitalilor pentru a forma fie o legătură sigma, fie o legătură pi. Principala diferență dintre VSEPR și teoria legăturilor de valență este aceea VSEPR descrie geometria unei molecule, în timp ce teoria înclinației de valență descrie legătura chimică în molecule.
Domenii cheie acoperite
1. Ce este teoria VSEPR
- Definiție, explicație, aplicare cu exemple
2. Ce este teoria lui Valence Bond
- Definiție, explicație, aplicare cu exemple
3. Care este diferența dintre VSEPR și Valence Bond Theory
- Compararea diferențelor cheie
Termeni cheie: Covalent Bond, Geometrie, Hibridizare, Pi Bond, Sigma Bond, Teoria Bondului Valence, Teoria VSEPR
Ce este teoria VSEPR
VSEPR sau Valence Shell Electron Teoria repulsiei perechilor este teoria care prezice geometria unei molecule. Folosind teoria VSEPR, putem propune aranjamente spațiale pentru moleculele care au legături covalente sau legături de coordonare. Această teorie se bazează pe repulsia dintre perechile de electroni din carcasa de valență a atomilor. Perele de electroni se găsesc în două tipuri ca perechi de legături și perechi singure. Există trei tipuri de repulsie prezente între aceste perechi de electroni.
- Bond Pair - repulsia perechilor de obligațiuni
- Bond Pair - repulsie pereche singur
- Lone Pair - repulsie pereche singuratică
Aceste repulsii apar deoarece toate aceste perechi sunt perechi de electroni; deoarece toate sunt încărcate negativ, ele se resping reciproc. Este important de reținut că aceste repulsii nu sunt egale. Repulsia creată de o pereche singură este mai mare decât cea a unei perechi de obligațiuni. Cu alte cuvinte, perechi singure au nevoie de mai mult spațiu decât perechile de obligațiuni.
- Repulsia de către perechea singură> Repulsia de perechea de obligațiuni
Teoria VSEPR poate fi utilizată pentru a prezice atât geometria electronică, cât și geometria moleculară. Geometria electronilor este forma moleculei, inclusiv perechile singure prezente. Geometria moleculară este forma moleculei luând în considerare doar perechile de electroni de legătură.
Formele următoare sunt formele de bază ale moleculelor care pot fi obținute folosind teoria VSEPR.
Figura 1: Tabelul geometriei moleculare
Geometria unei molecule este determinată de numărul de perechi de legături și perechi individuale în jurul unui atom central. Atomul central este de cele mai multe ori atomul cel mai puțin electronegativ, printre alți atomi prezenți în moleculă. Cu toate acestea, metoda cea mai precisă de a determina atomul central este de a calcula electronegativitatea relativă a fiecărui atom. Să luăm în considerare două exemple.
- BeCl2 (Clorură de beriliu)
Atomul central este Be.
Are 2 electroni de valență.
Atomul de atomi de carbon poate împărți un electron pe atom.
Prin urmare, numărul total de electroni din jurul atomului central = 2 (de la Be) + 1 × 2 (din atomii cl) = 4
Prin urmare, numărul de perechi de electroni din jurul atomului Be = 4/2 = 2
Numărul de obligațiuni unice existente = 2
Numărul de perechi individuale prezente = 2 - 2 = 0
Prin urmare, geometria moleculei BeCl2 este liniară.
Figura 2: Structura liniară a lui BeCl2 Moleculă
- H2O moleculă
Atomul central este O.
Numărul de electroni de valență în jurul lui O este de 6.
Numărul de electroni împărțiți de H la un atom este de 1.
Prin urmare, numărul total de electroni în jurul O = 6 (O) + 1 x 2 (H) = 8
Numărul de perechi de electroni în jurul O = 8/2 = 4
Numărul de perechi singuratice prezente în jurul lui O = 2
Numărul de obligațiuni unice prezente în jurul lui O = 2
Prin urmare, geometria H2O este unghiulară.
Figura 3: Geometria lui H2O moleculă
Când privim cele două exemple de mai sus, ambele molecule sunt compuse din 3 atomi. Ambele molecule au două legături covalente unice. Dar geometriile sunt diferite unul față de celălalt. Motivul este că H2O are 2 perechi singure, dar BeCl2 nu are perechi singure. Perele singuratice de pe atomul O respingă perechile de electroni de legătură. Această repulsie determină ca cele două legături să se apropie unul de celălalt. Dar, datorită repulsiei dintre două perechi de obligațiuni, nu se pot apropia prea mult. Asta înseamnă că există o repulsie netă între perechile de electroni din jurul atomului O. Aceasta are ca rezultat o moleculă în formă de unghiulară, mai degrabă decât una liniară. În BeCl2 molecula, nu există repulsii din cauza perechilor singure, deoarece nu există perechi singure. Prin urmare, apar doar repulsiile perechilor de obligațiuni, iar legăturile se află în cele mai îndepărtate poziții unde are loc o repulsie minimă.
Ce este teoria lui Valence Bond
Teoria legăturii Valence este o teorie care explică legătura chimică într-un compus covalent. Compușii covalenți sunt compuși din atomi care sunt legați unul de celălalt prin legături covalente. O legătură covalentă este un tip de legătura chimică formată datorită partajării electronilor între doi atomi. Acești atomi împart electroni pentru a-și umple orbitele și pentru a deveni stabili. Dacă există electroni nepartiți într-un atom, acesta este mai puțin stabil decât un atom care are electroni perechi. Prin urmare, atomii formează legături covalente pentru a asocia toți electronii.
Atomii au electroni în cochilii lor. Aceste cochilii sunt compuse din sub-cochilii, cum ar fi s, p, d, etc. Cu excepția sub-shell-ului s, alte sub-cochilii sunt compuse din orbite. Numărul orbitalilor din fiecare sub-coajă este prezentat mai jos.
| Sub-shell | Numărul de orbite | Numele orbitalilor |
| s | 0 | - |
| p | 3 | pX, py, pz |
| d | 5 | dXZ, dX y, dYZ, dX2Y2, dz2 |
Fiecare orbital poate deține maxim doi electroni care au rotiri opuse. Teoria legăturii de valență indică faptul că împărțirea electronilor are loc prin suprapunerea orbitalilor. Deoarece electronii sunt atrași de nucleu, electronii nu pot părăsi complet atomul. Prin urmare, acești electroni sunt împărțiți între cei doi atomi.
Există două tipuri de legături covalente, cunoscute sub numele de legături sigma și legături pi. Aceste legături se formează datorită suprapunerii sau hibridării orbitalilor. După această hibridizare, se formează o nouă orbitală între doi atomi. Noul orbital este denumit în funcție de tipul de hibridizare. O legătura sigma este întotdeauna formată datorită suprapunerii orbitalilor doi s. O legatură pi este formată atunci când două orbitale p sunt suprapuse.
Dar când orbitalul se suprapune cu o orbitală, acesta este diferit de suprapunerea orbitală s-s și suprapunerea p-p orbitală. Pentru a explica acest tip de legare, hibridizarea orbitalilor a fost găsită de omul de știință Linus Pauling. Hibridizarea determină formarea orbitalilor hibrizi. Există trei tipuri majore de orbite hibride, după cum urmează.
sp3 Hybrid Orbitals
Această orbitală se formează atunci când o orbitală și orbitală 3 p sunt hibridizate. (Orbitele S sunt de formă sferică și p orbitalii au o formă de gantere3 orbitalul devine o nouă formă.) De aceea atomul are acum 4 orbite hibride.
sp2 Hybrid Orbitals
Această orbitală se formează atunci când o orbitală și o orbitală 2 p sunt hibridizate. Forma este diferită de cea a orbitalelor și orbitalelor. Atomul are acum 3 orbitale hibride și un phorbital ne-hibridizat.
sp Orbitale hibride
Această orbitală se formează atunci când o orbitală și o orbitală sunt hibridizate. Forma este diferită de cea a orbitalelor și orbitalelor. Acum atomul are 2 orbitale hibride și 2 orbitale non-hibridizate.
Figura 04: Forme ale orbitalelor hibride
Diferența dintre VSEPR și Valence Theory Bond
Definiție
VSEPR: Teoria VSEPR este teoria care prezice geometria unei molecule.
Valence Bond Theory: Teoria legăturii Valence este o teorie care explică legătura chimică într-un compus covalent.
Bază
VSEPR: Teoria VSEPR se bazează pe repulsiile dintre perechile electronice singure și perechile de electroni de legătură.
Valence Bond Theory: Teoria legăturii Valence se bazează pe suprapunerea orbitalilor pentru a forma o legătură chimică.
orbitali
VSEPR: Teoria VSEPR nu oferă detalii despre orbitele prezente în atomii unei molecule.
Valence Bond Theory: Teoria legăturii Valence oferă detalii despre orbitele prezente în atomii unei molecule.
Geometrie
VSEPR: Teoria VSEPR dă geometria moleculelor.
Valence Bond Theory: Teoria legăturii Valence nu dă geometria moleculelor.
Amestecarea chimică
VSEPR: Teoria VSEPR nu indică tipurile de legături prezente între atomi.
Valence Bond Theory: Teoria legăturii Valence indică tipurile de legături prezente între atomi.
Concluzie
Atât teoria VSEPR, cât și teoria legăturii de valență sunt teorii de bază care au fost dezvoltate pentru a înțelege formele și legăturile speciilor chimice. Aceste teorii se aplică compușilor care au legături covalente. Diferența dintre VSEPR și teoria legăturii de valență este că teoria VSEPR explică forma unei molecule, în timp ce teoria legăturii de valență explică crearea de legături chimice între atomii unei molecule.
Referințe:
1. Jessie A. Key și David W. Ball. "Chimie introductivă - prima ediție canadiană". Teoria legăturilor de la Valence și orbitele hibride Chimie introductivă - prima ediție canadiană. N.p., n.d. Web. Disponibil aici. 28 iulie 2017.
2. "Explicația Teoriei Bondelor Valence - Manualul Open Boundless". 19 august 2016. Web. Disponibil aici. 28 iulie 2017.
Datorită fotografiei:
1. "Geometriile VSEPR" De Dr. Regina Frey, Universitatea Washington din St. Louis - Activitate proprie (Public Domain) prin Wikimedia Commons
2. "H2O Lewis Structure PNG" De Daviewales - Activitate proprie (CC BY-SA 4.0) prin Wikimedia Commons
3. "Orbitale orbitali ibridi" (Pubblico dominio) prin Wikimedia
