Unterschied zwischen der Valenzbindungstheorie und der Theorie des Molekülorbits

Hauptunterschied - Valenzbindungstheorie vs. molekulare Orbitaltheorie

Ein Atom besteht aus Orbitalen, in denen sich Elektronen befinden. Diese Atomorbitale können in verschiedenen Formen und in verschiedenen Energieniveaus gefunden werden. Wenn sich ein Atom in einem Molekül in Kombination mit anderen Atomen befindet, sind diese Orbitale unterschiedlich angeordnet. Die Anordnung dieser Orbitale bestimmt die chemische Bindung und die Form oder Geometrie des Moleküls. Um die Anordnung dieser Orbitale zu erklären, können wir entweder die Valenzbindungstheorie oder die Molekülorbitaltheorie verwenden. Der Hauptunterschied zwischen der Valenzbindungstheorie und der Molekülorbitaltheorie ist der Die Valenzbindungstheorie erklärt die Hybridisierung von Orbitalen, während die Molekülorbitaltheorie keine Angaben zur Hybridisierung von Orbitalen enthält.

Wichtige Bereiche

1. Was ist Valence-Bond-Theorie?
      - Definition, Theorie, Beispiele
2. Was ist molekulare Umlaufbahntheorie?
      - Definition, Theorie, Beispiele
3. Was ist der Unterschied zwischen der Valenzbindungstheorie und der Theorie des Molekülorbits?
      - Vergleich der wichtigsten Unterschiede

Schlüsselbegriffe: Antibondierende Molekülorbitale, Bindung von Molekülorbitalen, Hybridisierung, Hybridorbitale, Molekülorbitaltheorie, Pi-Bindung, Sigma-Bindung, sp Orbital, sp² Orbital, sp³ Orbital, sp³d¹ Orbital, Valence-Bond-Theorie

Was ist Valence-Bond-Theorie?

Die Valenzbindungstheorie ist eine grundlegende Theorie, die zur Erklärung der chemischen Bindung von Atomen in einem Molekül verwendet wird. Die Valenzbindungstheorie erklärt die Paarung von Elektronen durch Überlappung von Orbitalen. Atomorbitale werden hauptsächlich als s-Orbitale, p-Orbitale und d-Orbitale gefunden. Gemäß der Valenzbindungstheorie bilden Überlappungen zweier s-Orbitale oder Kopf-an-Kopf-Überlappungen von p-Orbitalen eine Sigma-Bindung. Überlappung zweier paralleler p-Orbitale bildet eine Pi-Bindung. Daher enthält eine Einfachbindung nur eine Sigma-Bindung, während eine Doppelbindung eine Sigma-Bindung und eine Pi-Bindung enthält. Eine Dreifachbindung kann eine Sigma-Bindung zusammen mit zwei Pi-Bindungen enthalten.

Einfache Moleküle wie H₂ Sie bilden eine Sigma-Bindung, indem Sie die Orbitale überlappen, da Wasserstoffatome (H) nur aus s-Orbitalen bestehen. Für Atome aus s- und p-Orbitalen mit ungepaarten Elektronen hat die Valenzbindungstheorie jedoch ein Konzept, das als "Hybridisierung" bezeichnet wird..

Die Hybridisierung von Orbitalen führt zu Hybrid-Orbitalen. Diese Hybridorbitale sind so angeordnet, dass die Abstoßung zwischen diesen Orbitalen minimiert wird. Es folgen einige Hybridorbitale.

sp Orbital

Dieses Hybridorbital wird gebildet, wenn ein s-Orbital mit einem p-Orbital hybridisiert wird. Daher hat das sp Orbital 50% der Orbitalmerkmale und 50% der p Orbitalmerkmale. Ein aus sp Hybridorbitalen zusammengesetztes Atom hat zwei nicht hybridisierte p-Orbitale. Daher können diese beiden p-Orbitale parallel überlappt werden, wobei zwei Pi-Bindungen gebildet werden. Die endgültige Anordnung der hybridisierten Orbitale ist linear.

sp² Orbital

Dieses Hybridorbital wird aus der Hybridisierung eines s-Orbitals mit zwei p-Orbitalen gebildet. Daher ist diese sp² Hybridorbital umfasst etwa 33% der Orbital-Eigenschaften und etwa 67% der Orbit-Eigenschaften. Atome, die diese Art der Hybridisierung durchlaufen, bestehen aus einem nicht hybridisierten p-Orbital. Die endgültige Anordnung des Hybridorbitals ist trigonal planar.

sp³ Orbital

Dieses Hybridorbital wird aus der Hybridisierung eines s-Orbitals mit drei p-Orbitalen gebildet. Daher ist diese sp³ Hybridorbital umfasst etwa 25% der Orbital-Eigenschaften und etwa 75% der Orbit-Eigenschaften. Atome, die diese Art der Hybridisierung durchlaufen, haben kein nicht hybridisiertes p-Orbital. Die endgültige Anordnung der Hybridorbitale ist tetraedrisch.

sp³d¹ Orbital

Diese Hybridisierung umfasst ein s-Orbital, drei p-Orbitale und ein d-Orbital.

Diese Hybridorbitale bestimmen die endgültige Geometrie oder Form des Moleküls.

Abbildung 1: Die Geometrie von CH4 ist tetraedrisch

Das obige Bild zeigt die Geometrie von CH₄ Molekül. Es ist tetraedrisch. Die aschfarbenen Orbitale sind sp³ hybridisierten Orbitale eines Kohlenstoffatoms, während die blau gefärbten Orbitale s Orbitale von Wasserstoffatomen sind, die mit Hybridorbitalen eines Kohlenstoffatoms überlappt wurden und kovalente Bindungen bilden.

Was ist molekulare Umlaufbahntheorie?

Die Molekülorbitaltheorie erklärt die chemische Bindung eines Moleküls unter Verwendung hypothetischer Molekülorbitale. Es beschreibt auch, wie ein Molekülorbital gebildet wird, wenn Atomorbitale sich überlappen (gemischt). Nach dieser Theorie kann ein Molekülorbital maximal zwei Elektronen aufnehmen. Diese Elektronen haben einen entgegengesetzten Spin, um die Abstoßung zwischen ihnen zu minimieren. Diese Elektronen werden als Bindungselektronenpaar bezeichnet. Wie in dieser Theorie erklärt, können Molekülorbitale zwei Arten haben: Bindungs-Molekülorbitale und antibindende Molekülorbitale.

Bindung molekularer Orbitale

Bindende Molekülorbitale haben eine niedrigere Energie als Atomorbitale (Atomorbital, das an der Bildung dieses Molekülorbitals beteiligt war). Daher sind Bonding-Orbitale stabil. Bindende Molekülorbitale erhalten das Symbol σ.

Antibondende Molekülorbitale

Antibonding-Molekülorbitale haben eine höhere Energie als Atomorbitale. Daher sind diese Antibonding-Orbitale im Vergleich zu Bindungs- und Atomorbitalen instabil. Die antibindenden Molekülorbitale erhalten das Symbol σ *.

Die bindenden Molekülorbitale bewirken die Bildung einer chemischen Bindung. Diese chemische Bindung kann entweder eine Sigma-Bindung oder eine Pi-Bindung sein. Antibonding-Orbitale sind nicht an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt. Sie befinden sich außerhalb der Anleihe. Eine Sigma-Bindung wird gebildet, wenn eine Kopf-zu-Kopf-Überlappung auftritt. Eine pi-Bindung wird innerhalb einer Seite von Orbitalen überlappt.

Abbildung 2: Molekülorbitaldiagramm für die Bindung im Sauerstoffmolekül

Im obigen Diagramm sind die Atomorbitale der beiden Sauerstoffatome auf der linken und der rechten Seite dargestellt. In der Mitte die Molekülorbitale von O₂ Molekül sind als bindende und antibindende Orbitale dargestellt.

Unterschied zwischen der Valenzbindungstheorie und der Theorie des Molekülorbits

Definition

Valence-Bond-TheorieDie Valenzbindungstheorie ist eine grundlegende Theorie, die zur Erklärung der chemischen Bindung von Atomen in einem Molekül verwendet wird.

Molekulare Orbitaltheorie: Die Molekülorbitaltheorie erklärt die chemische Bindung eines Moleküls unter Verwendung hypothetischer Molekülorbitale.

Molekulare Orbitale

Valence-Bond-Theorie: Die Valenzbindungstheorie enthält keine Angaben zu Molekülorbitalen. Es erklärt die Bindung von Atomorbitalen.

Molekulare Orbitaltheorie: Die Theorie der Molekülorbitale basiert auf den Molekülorbitalen.

Arten von Orbitalen

Valence-Bond-Theorie: Die Valenzbindungstheorie beschreibt Hybridorbitale.

Molekulare Orbitaltheorie: Die Theorie des Molekülorbits beschreibt die Bindung von Molekülorbitalen und von Antibonding-Molekülorbitalen.

Hybridisierung

Valence-Bond-Theorie: Die Valenzbindungstheorie erklärt die Hybridisierung von Molekülorbitalen.

Molekulare Orbitaltheorie: Die Theorie des Molekülorbits erklärt die Hybridisierung von Orbitalen nicht.

Fazit

Die Valenzbindungstheorie und die Theorie des Molekülorbits werden verwendet, um die chemische Bindung zwischen Atomen in Molekülen zu erklären. Die Valenzbindungstheorie kann jedoch nicht zur Erklärung der Bindung in komplexen Molekülen verwendet werden. Es ist sehr gut für zweiatomige Moleküle geeignet. Die Molekülorbitaltheorie kann jedoch verwendet werden, um die Bindung in jedem Molekül zu erklären. Daher hat es viele fortgeschrittene Anwendungen als die Valenzbindungstheorie. Dies ist der Unterschied zwischen der Valenzbindungstheorie und der Theorie des Molekülorbits.

Verweise:

1. "Bildliche Molekülorbitaltheorie". Chemie LibreTexts. Textsammlung, 21. Juli 2016. Web. Hier verfügbar. 09 Aug. 2017. 
2. "Valenzbindungstheorie und Hybridatomorbitale". Valenzbindungstheorie und Hybridatomorbitale. N.p., n. D. Netz. Hier verfügbar. 09 Aug. 2017. 

Bildhöflichkeit:

1. „Ch4-Hybridisierung“ Von K. Aainsqatsi in der Wikipedia auf Englisch (Originaltext: K. Aainsqatsi) - Eigene Arbeit (Originaltext: selbst erstellt) (Public Domain) über Commons Wikimedia
2. "Sauerstoffmolekül-Orbitaldiagramm" Von Anthony.Sebastian - (CC BY-SA 3.0) über Commons Wikimedia