Unterschied zwischen molekularer Umlaufbahntheorie und Valenzbindungstheorie

Molekulare Orbitaltheorie vs. Valenzbindungstheorie

Wir wissen, dass Moleküle andere chemische und physikalische Eigenschaften haben als die einzelnen Atome, die sich zu einem Molekül verbunden haben. Wenn sich Atome zu Molekülen zusammenschließen, ist es eine Frage, wie sich die Atomeigenschaften in molekulare Eigenschaften ändern. Um diese Unterschiede zu verstehen, ist es notwendig, die chemische Bindungsbildung zwischen mehreren Atomen bei der Herstellung von Molekülen zu verstehen. Lewis schlug einen Weg vor, um die Bindung darzustellen. Er stellte die Valenzelektronen eines Atoms mit Punkten dar und sagte, dass, wenn diese Valenzelektronen einem anderen Atom zur Erreichung der Edelgaskonfiguration gemeinsam gegeben oder gegeben werden, chemische Bindungen entstehen. Diese Theorie konnte jedoch nicht viele beobachtete chemische Eigenschaften berücksichtigen. Für eine korrekte Erklärung der chemischen Bindungsbildung müssen wir daher nach der Quantenmechanik suchen. Derzeit werden zwei quantenmechanische Theorien verwendet, um die kovalente Bindung und die elektronische Struktur von Molekülen zu beschreiben. Dies sind die Valenzbindungstheorie und die Theorie des Molekülorbits, die im Folgenden beschrieben werden.

Valence-Bond-Theorie

Die Theorie der Valenzbindung basiert auf dem Ansatz lokaler Bindungen, bei dem angenommen wird, dass die Elektronen in einem Molekül Atomorbitale der einzelnen Atome besetzen. Bei der Bildung eines H2-Moleküls überlappen beispielsweise zwei Wasserstoffatome ihre 1s-Orbitale. Durch die Überlappung der beiden Orbitale teilen sie sich eine gemeinsame Region im Raum. Anfangs, wenn die beiden Atome weit voneinander entfernt sind, gibt es keine Wechselwirkung zwischen ihnen. Die potentielle Energie ist also Null. Wenn sich die Atome einander nähern, wird jedes Elektron vom Atomkern des anderen Atoms angezogen, und gleichzeitig stoßen sich die Elektronen ebenso ab wie die Kerne. Während die Atome noch getrennt sind, ist die Anziehungskraft größer als die Abstoßung, so dass die potentielle Energie des Systems abnimmt. Der Punkt, an dem die potentielle Energie den Mindestwert erreicht, ist stabil. Und das passiert, wenn zwei Wasserstoffatome zusammenkommen und das Molekül bilden. Dieses überlappende Konzept kann jedoch nur einfache Moleküle wie H2, F2, HF usw. beschreiben. Wenn es sich jedoch um Moleküle wie CH4 handelt, kann diese Theorie sie nicht erklären. Durch die Kombination dieser Theorie mit der Hybridorbital-Theorie kann dieses Problem jedoch überwunden werden. Hybridisierung ist das Mischen von zwei nicht äquivalenten Atomorbitalen. Beispielsweise hat C in CH4 vier hybrisierte sp3-Orbitale, die sich mit den s-Orbitalen jedes H überlappen.

Molekulare Orbitaltheorie

In Molekülen befinden sich Elektronen in Molekülorbitalen, ihre Formen sind jedoch unterschiedlich und sie sind mit mehr als einem Atomkern verbunden. Die Beschreibung von Molekülen basierend auf Molekülorbitalen wird als Molekülorbitaltheorie bezeichnet. Die Wellenfunktion, die ein Molekülorbital beschreibt, kann durch lineare Kombination von Atomorbitalen erhalten werden. Das Bindungsorbital bildet sich, wenn zwei Atomorbitale in derselben Phase interagieren (konstruktive Interaktion). Wenn sie außerhalb der Phase (destruktive Interaktion) interagieren, bilden sich Anti-Bond-Orbitale aus. Es gibt also ein Bonding- und Anti-Bonding-Orbital für jede Suborbital-Interaktion. In Molekülen sind Bonding- und Anti-Bond-Orbitale angeordnet. Bonding-Orbitale haben eine niedrige Energie, und Elektronen neigen eher dazu. Anti-Bond-Orbitale haben einen hohen Energiegehalt, und wenn alle Bond-Orbitale gefüllt sind, gehen die Elektronen in die Anti-Bond-Orbitale.