Skillnad mellan molekylär orbitalteori och valensbindningsteori
Molekylär Orbitalteori vs Valence Bond Theory
Vi vet att molekylerna har olika kemiska och fysiska egenskaper egenskaper än de enskilda atomer som förenades för att göra molekylen. När atomerna går samman för att bilda molekyler, är hur en atomegenskap förändras till molekylära egenskaper en fråga. För att förstå dessa skillnader är det nödvändigt att förstå den kemiska bindningsformationen mellan flera atomer vid framställning av molekyler. Lewis föreslog ett sätt att representera bindningen. Han representerade valenselektronerna hos en atom med prickar och sa att när dessa valenselektroner delas eller ges till en annan atom för att uppnå ädelgaskonfigurationen bildas kemiska bindningar. Denna teori kunde dock inte stå för många observerade kemiska egenskaper. För en korrekt förklaring av den kemiska bindningsbildningen måste vi därför leta efter kvantmekanik. För närvarande används två kvantmekaniska teorier för att beskriva molekylernas kovalenta bindning och elektroniska struktur. Det är Valence-bindningsteori och molekylär orbitalteori som beskrivs nedan.
Valence Bond TheoryValensbindningsteori bygger på lokaliserad bindning, där man antar att elektronerna i en molekyl upptar atomära orbitaler i de enskilda atomen. Till exempel, i bildningen av H2-molekylen överlappar två väteatomer sina 1s-orbital. Genom att överlappa de två orbitalerna delar de en gemensam region i utrymmet. Ursprungligen, när de två atomer är långt ifrån varandra, finns det ingen interaktion mellan dem. Så den potentiella energin är noll. När atomarna närmar sig varandra, lockas varje elektron av kärnan i den andra atomen, och samtidigt avstötar elektroner varandra, liksom kärnorna. Medan atomerna fortfarande är separerade är attraktionen större än avstängningen, så den potentiella energin i systemet minskar. Den punkt där den potentiella energin når minimivärdet, systemet är stabil. Och detta är vad som händer när två väteatomer kommer samman och bildar molekylen. Detta överlappande koncept kan emellertid bara beskriva enkla molekyler som H2, F2, HF, etc. Men när det gäller molekyler som CH4, förklarar denna teori inte dem. Men genom att kombinera denna teori med hybrid-orbitalteorin kan detta problem övervinnas. Hybridisering är blandningen av två icke ekvivalenta atomorbitaler. Till exempel, i CH4 har C fyra hybrized sp3 orbitals överlappande med s orbitalerna av varje H.
I molekyler ligger elektroner i molekylära orbitaler men deras former är olika och de är associerade med mer än en atomkärna.Beskrivningen av molekyler baserade på molekylära orbitaler kallas molekylär orbitalteori. Vågfunktionen som beskriver en molekylär orbital kan erhållas genom den linjära kombinationen av atomorbitaler. Bindningsbanan bildas när två atomorbitaler interagerar i samma fas (konstruktiv interaktion). När de interagerar ur fas (destruktiv interaktion), anti-bindande orbitaler från. Så det finns en bindande och anti-bindande orbital för varje sub-orbital interaktion. I molekyler är bindning och anti-bindande orbitaler anordnade. Bindande orbitaler har låg energi, och elektroner är mer benägna att bo i dem. Anti-bindande orbitaler är höga i energi, och när alla bindnings-orbitalerna är fyllda, går elektroner och fyller de anti-bindande orbitalerna.
