Verschil tussen Moleculaire Orbitale Theorie en Valence Bond Theorie
Moleculaire Orbitale Theorie vs Valence Bond Theory
We weten dat moleculen verschillende chemische en fysieke eigenschappen hebben eigenschappen dan de afzonderlijke atomen die eraan verbonden zijn om het molecuul te maken. Wanneer atomen zich bijmengen om moleculen te vormen, is het een kwestie hoe de atoomeigenschappen veranderen in moleculaire eigenschappen. Om deze verschillen te begrijpen is het nodig om de chemische bindingvorming tussen verschillende atomen te begrijpen bij het maken van moleculen. Lewis stelde een manier voor om de binding te vertegenwoordigen. Hij vertegenwoordigde de valence-elektronen van een atoom met stippen en zei dat wanneer deze valence-elektronen worden gedeeld of gegeven aan een ander atoom voor het bereiken van de edelgasconfiguratie, chemische bindingen worden gevormd. Deze theorie kan echter niet voor veel waargenomen chemische eigenschappen beschouwen. Daarom, voor een goede uitleg van de chemische bindingvorming, moeten we kijken naar kwantummechanica. Momenteel worden twee kwantummechanische theorieën gebruikt om de covalente binding en de elektronische structuur van moleculen te beschrijven. Dat zijn de Valence binding theorie en moleculaire orbitale theorie die hieronder worden beschreven.
Valence Bond TheoryValence Bond Theorie is gebaseerd op gelokaliseerde binding benadering, waarin wordt uitgegaan dat de elektronen in een molecuul atoom orbitalen van de afzonderlijke atomen bezetten. Bijvoorbeeld, bij de vorming van H2-molecuul, overlappen twee waterstofatomen hun 1s-orbitalen. Door de twee orbitals te overlappen delen ze een gemeenschappelijke regio in de ruimte. Aanvankelijk, wanneer de twee atomen ver van elkaar zijn, is er geen interactie tussen hen. Dus de potentiële energie is nul. Naarmate de atomen elkaar naderen, wordt elk elektron aangetrokken door de kern in het andere atoom, en tegelijkertijd stoten elektronen elkaar af, evenals de kernen. Terwijl de atomen nog steeds zijn gescheiden, is de aantrekkingskracht groter dan de afstoting, waardoor de potentiële energie van het systeem afneemt. Het punt waarop de potentiële energie de minimale waarde bereikt, is het systeem op stabiliteit. En dit is wat er gebeurt als twee waterstofatomen samenkomen en het molecuul vormen. Dit overlappende concept kan echter alleen eenvoudige moleculen zoals H2, F2, HF, enz. Beschrijven. Maar als het gaat om moleculen zoals CH4, verklaren deze theorie deze niet. Door deze theorie te combineren met de hybride orbitale theorie kan dit probleem echter overwonnen worden. Hybridisatie is het mengen van twee niet-equivalente atoom-orbitalen. Bijvoorbeeld in CH4 heeft C vier gehybridiseerde sp3-orbitalen die overlappen met de s-orbitalen van elke H.
In moleculen woonden elektronen in moleculaire orbitalen, maar hun vormen zijn verschillend en zij zijn geassocieerd met meer dan één atoomkern.De beschrijving van moleculen op basis van moleculaire orbitalen heet moleculaire orbitale theorie. De golffunctie die een moleculaire orbitaal beschrijft, kan worden verkregen door de lineaire combinatie van atomaire orbitalen. De bindende orbitale vormt, wanneer twee atoomorganen elkaar in dezelfde fase interfereert (constructieve interactie). Wanneer ze uit fase (destructieve interactie) interageren, worden anti-bindende orbitalen van. Dus er zijn een bindings- en anti-bindingsbaan voor elke sub-orbitale interactie. In moleculen worden bindings- en anti-bindingsorbitals geregeld. Bonding-orbitals hebben lage energie, en elektronen hebben meer kans om daar te verblijven. Anti-bindende orbitalen zijn hoog in energie en wanneer alle bindingsorbitals worden gevuld, gaan elektronen de anti-bindingsorbitals vol en vullen.
