Differkinome

Verschil tussen VSEPR en Valence Bond-theorie

Wetenschap
Share

Belangrijkste verschil - VSEPR versus Valence Bond-theorie

VSEPR en valentie bindingstheorie zijn twee theorieën in de chemie die worden gebruikt om de eigenschappen van covalente verbindingen te verklaren. De VSEPR-theorie verklaart de ruimtelijke rangschikking van atomen in een molecuul. Deze theorie gebruikt de afstotingen tussen eenzame elektronenparen en paren van bindingselektronen om de vorm van een bepaald molecuul te voorspellen. De valentiebindingstheorie verklaart de chemische binding tussen atomen. Deze theorie verklaart de overlapping van orbitalen om een ​​sigma-binding of een pi-binding te vormen. Het belangrijkste verschil tussen VSEPR en valentiebindingstheorie is dat VSEPR beschrijft de geometrie van een molecuul, terwijl valentiebochttheorie de chemische binding in moleculen beschrijft.

Key Areas Covered

1. Wat is VSEPR-theorie
      - Definitie, Toelichting, Toepassing met voorbeelden
2. Wat is de Valence Bond-theorie
      - Definitie, Toelichting, Toepassing met voorbeelden
3. Wat is het verschil tussen VSEPR en Valence Bond-theorie
      - Vergelijking van belangrijke verschillen

Sleutelbegrippen: Covalent Bond, Geometry, Hybridization, Pi Bond, Sigma Bond, Valence Bond Theory, VSEPR Theory

Wat is VSEPR-theorie

VSEPR of Valence Shell Electron Pair Repulsion-theorie is de theorie die de geometrie van een molecuul voorspelt. Met de VSEPR-theorie kunnen we ruimtelijke arrangementen voorstellen voor moleculen met covalente bindingen of coördinatiebindingen. Deze theorie is gebaseerd op de afstotingen tussen elektronenparen in de valentieschil van atomen. Elektronenparen worden in twee soorten gevonden als bondsparen en alleenstaande paren. Er zijn drie soorten afstoting aanwezig tussen deze elektronenparen.

  • Bond Pair - afstoting van het paar
  • Bond Pair - afstoting van een eenzaam paar
  • Lone Pair - afstoting van een eenzaam paar

Deze repulsies treden op omdat al deze paren elektronenparen zijn; omdat ze allemaal negatief geladen zijn, stoten ze elkaar af. Het is belangrijk op te merken dat deze afstotingen niet gelijk zijn. De afstoting die door een alleenstaand paar wordt gecreëerd, is hoger dan die van een bindingspaar. Met andere woorden, alleenstaande paren hebben meer ruimte nodig dan obligatieparen.

  • Repulsion by Lone Pair> Repulsion by Bond Pair

VSEPR-theorie kan worden gebruikt om zowel de elektrongeometrie als de moleculaire geometrie te voorspellen. De elektrongeometrie is de vorm van het molecuul inclusief de aanwezige alleenstaande paren. De moleculaire geometrie is de vorm van het molecuul, waarbij alleen de bindingselektronenparen worden beschouwd.

Volgende vormen zijn de basisvormen van moleculen die kunnen worden verkregen met behulp van de VSEPR-theorie. 

Figuur 1: Tabel met moleculaire geometrie

De geometrie van een molecuul wordt bepaald door het aantal bindingparen en eenzame paren rond een centraal atoom. Het centrale atoom is vaak het minst elektronegatieve atoom onder andere atomen in het molecuul. De meest precieze methode om het centrale atoom te bepalen, is echter om de relatieve elektronegativiteit van elk atoom te berekenen. Laten we twee voorbeelden bekijken.

  • BeCl2 (Beryllium Chloride)

    Het centrale atoom is Be.
    Het heeft 2 valentie-elektronen.
    Cl-atomen kunnen één elektron per atoom delen.
    Daarom is het totale aantal elektronen rond het centrale atoom = 2 (van Be) + 1 × 2 (van cl-atomen) = 4
    Daarom is het aantal elektronenparen rond het Be-atoom = 4/2 = 2
    Aantal aanwezige enkelvoudige bindingen = 2
    Aantal aanwezige alleenstaande paren = 2 - 2 = 0
    Daarom is de geometrie van het BeCl2-molecuul lineair.

Figuur 2: Lineaire structuur van BeCl2 Molecuul

  • H2O Molecule

Het centrale atoom is O.
Het aantal valentie-elektronen rond O is 6.
Het aantal elektronen gedeeld door H per een atoom is 1.
Daarom is het totale aantal elektronen rond O = 6 (O) + 1 x 2 (H) = 8
Aantal elektronenparen rond O = 8/2 = 4
Aantal alleenstaande paren aanwezig rond O = 2
Aantal afzonderlijke bindingen aanwezig rond O = 2
Daarom is de geometrie van H2O hoekig.

Figuur 3: Geometrie van H2O Molecule

Wanneer naar de bovenstaande twee voorbeelden wordt gekeken, zijn beide moleculen samengesteld uit 3 atomen. Beide moleculen hebben 2 enkele covalente bindingen. Maar de geometrieën verschillen van elkaar. De reden is dat H2O heeft 2 alleenstaande paren, maar BeCl2 heeft geen alleenstaande paren. De eenzame paren op het O-atoom stoten de hechtingselektronenparen af. Deze afstoting zorgt ervoor dat de twee bindingen dicht bij elkaar komen. Maar vanwege de afstoting tussen twee bindingsparen kunnen ze niet erg dichtbij komen. Dat betekent dat er een netto afstoting is tussen elektronenparen rond het O-atoom. Dit resulteert in een hoekvormig molecuul in plaats van een lineair molecuul. In BeCl2 molecuul, er zijn geen afstotingen vanwege alleenstaande paren, omdat er geen alleenstaande paren zijn. Daarom treden alleen de repulsies van bindingparen op en bevinden de bindingen zich op de meest verste plaatsen waar een minimale afstoting optreedt.

Wat is de Valence Bond-theorie

Valentiebandentheorie is een theorie die de chemische binding in een covalente verbinding verklaart. Covalente verbindingen zijn samengesteld uit atomen die aan elkaar zijn gebonden via covalente bindingen. Een covalente binding is een type chemische binding die wordt gevormd door het delen van elektronen tussen twee atomen. Deze atomen delen elektronen om hun orbitalen te vullen en stabiel te worden. Als er ongepaarde elektronen in een atoom zijn, is het minder stabiel dan een atoom met gepaarde elektronen. Daarom vormen atomen covalente bindingen om alle elektronen te paren.

Atomen hebben elektronen in hun schelpen. Deze shells zijn samengesteld uit sub-shells zoals s, p, d, enz. Behalve voor de sub-schaal, bestaat de andere sub-schaal uit orbitalen. Het aantal orbitalen in elke sub-schaal wordt hieronder weergegeven.

Onderschaal

Aantal orbitalen

Namen van orbitalen

s

0

-

p

3

pX, pY, pz

d

5

dxz, dxy, dyz, dx2y2, dz2

Elke orbitaal kan maximaal twee elektronen bevatten die tegenovergestelde spins hebben. De valentiebindingstheorie geeft aan dat elektronendeling plaatsvindt door overlapping van orbitalen. Omdat elektronen worden aangetrokken door de kern, kunnen elektronen het atoom niet volledig verlaten. Daarom worden deze elektronen gedeeld tussen de twee atomen.

Er zijn twee soorten covalente obligaties die bekend staan ​​als sigma-obligaties en pi-obligaties. Deze bindingen worden gevormd als gevolg van de overlapping of de hybridisatie van orbitalen. Na deze hybridisatie wordt een nieuwe orbitaal gevormd tussen twee atomen. De nieuwe orbitaal wordt genoemd naar het type hybridisatie. Een sigma-binding wordt altijd gevormd door het overlappen van twee s orbitalen. Een pi-binding wordt gevormd wanneer twee p-orbitalen overlappen.

Maar wanneer de baan een p-orbitaal overlapt, verschilt deze van de overlapping van de s-s-baan en de overlapping van de p-p-orbitaal. Om dit type binding te verklaren, werd hybridisatie van orbitalen gevonden door de wetenschapper Linus Pauling. Hybridisatie veroorzaakt de vorming van hybride orbitalen. Er zijn drie hoofdtypen hybride orbitalen als volgt.

sp3 Hybride orbitalen

Deze orbitaal wordt gevormd wanneer een s-orbitaal en 3 p-orbitalen worden gehybridiseerd. (S-orbitalen zijn bolvormig en p-orbitalen hebben een vorm van een halter3 orbitaal krijgt een nieuwe vorm.) Daarom heeft het atoom nu 4 hybride orbitalen.

sp2 Hybride orbitalen

Deze orbitaal wordt gevormd wanneer een s-orbitaal en 2 p-orbitalen worden gehybridiseerd. De vorm is anders dan die van s orbitale en p orbitalen. Het atoom heeft nu 3 hybride orbitalen en een niet-gehybridiseerde p-orbitaal.

sp Hybride orbitalen

Deze orbitaal wordt gevormd wanneer een s-orbitaal en een p-orbitaal worden gehybridiseerd. De vorm is anders dan die van s orbitale en p orbitalen. Nu heeft het atoom 2 hybride orbitalen en 2 niet-gehybridiseerde p-orbitalen.

Figuur 04: Vormen van hybride orbitalen

Verschil tussen VSEPR en Valence Bond-theorie

Definitie

VSEPR: VSEPR-theorie is de theorie die de geometrie van een molecuul voorspelt.

Valentie Bond Theorie: Valentiebandentheorie is een theorie die de chemische binding in een covalente verbinding verklaart.

Basis

VSEPR: VSEPR-theorie is gebaseerd op de afstotingen tussen eenzame elektronenparen en paren van bindingselektronen.

Valentie Bond Theorie: Valentiebandentheorie is gebaseerd op de overlapping van orbitalen om een ​​chemische binding te vormen.

orbitalen

VSEPR: De VSEPR-theorie geeft geen details over orbitalen die aanwezig zijn in atomen van een molecuul.

Valentie Bond Theorie: Valentiebandentheorie geeft details over de orballen die in atomen van een molecuul aanwezig zijn.

Geometrie

VSEPR: VSEPR-theorie geeft de geometrie van moleculen.

Valentie Bond Theorie: Valentiebandentheorie geeft de geometrie van moleculen niet.

Chemische binding

VSEPR: VSEPR-theorie geeft niet de soorten bindingen aan die aanwezig zijn tussen atomen.

Valentie Bond Theorie: Valentiebandentheorie geeft de soorten bindingen aan die aanwezig zijn tussen atomen.

Conclusie

Zowel de VSEPR-theorie als de valentiebindingstheorie zijn basistheorieën die zijn ontwikkeld om de vormen en binding van chemische soorten te begrijpen. Deze theorieën worden toegepast op verbindingen met covalente bindingen. Het verschil tussen VSEPR en valentiebindingstheorie is dat de VSEPR-theorie de vorm van een molecuul verklaart, terwijl de valentiebindingstheorie de vorming van chemische bindingen tussen atomen van een molecuul verklaart.

Referenties:

1. Jessie A. Key en David W. Ball. "Inleidende chemie - 1e Canadese editie." Valence Bond Theory and Hybrid Orbitals | Introductory Chemistry- 1e Canadese editie. N.p., n.d. Web. Beschikbaar Hier. 28 juli 2017. 
2. "Uitleg over de theorie van Valence Bond - grenzeloos open leerboek." Grenzeloos. 19 augustus 2016. Web. Beschikbaar Hier. 28 juli 2017. 

Afbeelding met dank aan:

1. "VSEPR-geometrieën" door Dr. Regina Frey, Washington University in St. Louis - Eigen werk (Public Domain) via Commons Wikimedia
2. "H2O Lewis Structure PNG" By Daviewales - Eigen werk (CC BY-SA 4.0) via Commons Wikimedia
3. "Orbitale orbitali ibridi" (Pubblico dominio) via Commons Wikimedia

Wetenschap
×