Verschil tussen moleculaire orbitale theorie en theorie over valentiebinding

Moleculaire orbitale theorie versus theorie over valentiebinding

We weten dat moleculen verschillende chemische en fysische eigenschappen hebben dan de individuele atomen die samen het molecuul vormen. Wanneer atomen samenkomen om moleculen te vormen, is de vraag hoe de atomaire eigenschappen veranderen in moleculaire eigenschappen. Om deze verschillen te begrijpen, is het noodzakelijk de chemische bindingsvorming tussen verschillende atomen bij het maken van moleculen te begrijpen. Lewis stelde een manier voor om de binding te vertegenwoordigen. Hij vertegenwoordigde de valentie-elektronen van een atoom met stippen en zei dat wanneer deze valentie-elektronen worden gedeeld of aan een ander atoom worden gegeven om de edelgasconfiguratie te verkrijgen, chemische verbindingen worden gevormd. Deze theorie kon echter niet veel van de waargenomen chemische eigenschappen verklaren. Daarom moeten we voor een goede verklaring van de vorming van chemische bindingen zoeken naar kwantummechanica. Momenteel worden twee kwantummechanische theorieën gebruikt om de covalente binding en de elektronische structuur van moleculen te beschrijven. Dat zijn de theorie van de Valence-binding en de moleculaire orbitaaltheorie die hieronder worden beschreven.

Valentie Bond-theorie

Valentiebandentheorie is gebaseerd op gelokaliseerde bindingbenadering, waarbij wordt aangenomen dat de elektronen in een molecuul atomaire orbitalen van de individuele atomen innemen. Bij de vorming van H2-molecuul overlappen bijvoorbeeld twee waterstofatomen hun ls-orbitalen. Door de twee orbitalen te overlappen, delen ze een gemeenschappelijke regio in de ruimte. Aanvankelijk, wanneer de twee atomen ver uit elkaar liggen, is er geen interactie tussen hen. Dus de potentiële energie is nul. Terwijl de atomen elkaar naderen, wordt elk elektron door de kern in het andere atoom aangetrokken en tegelijkertijd stoten elektronen elkaar af, net als de kernen. Hoewel de atomen nog steeds gescheiden zijn, is de aantrekking groter dan de afstoting, dus de potentiële energie van het systeem neemt af. Het punt waarop de potentiële energie de minimumwaarde bereikt, het systeem is stabiel. En dit is wat er gebeurt als twee waterstofatomen samenkomen en het molecuul vormen. Dit overlappende concept kan echter alleen eenvoudige moleculen beschrijven zoals H2, F2, HF, enz. Maar als het gaat om moleculen als CH4, faalt deze theorie om ze uit te leggen. Door deze theorie te combineren met de hybride orbitaaltheorie, kan dit probleem echter worden opgelost. Hybridisatie is het mengen van twee niet-equivalente atomaire orbitalen. In CH4 bijvoorbeeld heeft C vier gekruiste sp3-orbitalen die overlappen met de s-orbitalen van elke H.

Moleculaire orbitale theorie

In moleculen verblijven elektronen in moleculaire orbitalen, maar hun vormen zijn verschillend en ze zijn geassocieerd met meer dan één atoomkernen. De beschrijving van moleculen op basis van moleculaire orbitalen wordt de moleculaire orbitaaltheorie genoemd. De golffunctie die een moleculaire orbitaal beschrijft, kan worden verkregen door de lineaire combinatie van atoomorbitalen. De verbindende orbitale vormen, wanneer twee atoomorbitalen in dezelfde fase samenwerken (constructieve interactie). Wanneer ze uit fase (destructieve interactie) interageren, komen anti-binding orbitalen van. Dus er is een bonding en anti-bonding orbitaal voor elke sub-orbitale interactie. In moleculen zijn bonding en anti-bonding orbitalen gerangschikt. Bondingsorbitalen hebben een lage energie en elektronen zullen daar waarschijnlijker in verblijven. Anti-bindende orbitalen bevatten veel energie en wanneer alle bonding-orbitalen zijn gevuld, gaan elektronen de antiverbindingsorbitalen vullen.