Pagrindinis skirtumas tarp molekulinės orbitos teorijos ir valentinio ryšio teorijos yra tas, kad molekulinės orbitos teorija aprašo molekulinės orbitos susidarymą, o valentinio ryšio teorija aprašo atomines orbitales.
Skirtingos molekulės turi skirtingas chemines ir fizines savybes nei atskiri atomai, kurie susijungę sudaro šias molekules. Norint suprasti šiuos atominių ir molekulinių savybių skirtumus, būtina suprasti cheminių jungčių susidarymą tarp kelių atomų, kad būtų sukurta molekulė. Šiuo metu kovalentiniam ryšiui ir molekulių elektroninei struktūrai apibūdinti naudojame dvi kvantinės mechanikos teorijas. Tai valentinio ryšio teorija ir molekulinės orbitos teorija.
Kas yra molekulinės orbitos teorija?
Molekulėse elektronai yra molekulinėse orbitose, tačiau jų formos yra skirtingos ir jie yra susieti su daugiau nei vienu atomo branduoliu. Molekulinių orbitų teorija yra molekulių aprašymas, pagrįstas molekulinėmis orbitomis.
Molekulinę orbitalę apibūdinančią bangos funkciją galime gauti tiesiniu atominių orbitalių deriniu. Jungiamoji orbita susidaro, kai toje pačioje fazėje sąveikauja dvi atominės orbitalės (konstruktyvi sąveika). Kai jie sąveikauja ne fazėje (destruktyvi sąveika), surišimą slopinančios orbitos iš. Todėl kiekvienai suborbitinei sąveikai yra surišimo ir surišimo orbitalės. Ryšio orbitos turi mažą energiją, todėl elektronai labiau linkę gyventi jose. Antisujungimo orbitalės turi daug energijos, o kai visos jungiamosios orbitalės yra užpildytos, elektronai eina ir užpildo antisujungimo orbitales.
Kas yra valentinės obligacijos teorija?
Valentinės jungties teorija remiasi lokalizuoto ryšio metodu, pagal kurį daroma prielaida, kad molekulėje esantys elektronai užima atskirų atomų atomines orbitales. Pavyzdžiui, formuojant H2 molekulę du vandenilio atomai persidengia savo 1s orbitales. Perdengiant dvi orbitales, jie turi bendrą erdvę erdvėje. Iš pradžių, kai du atomai yra toli vienas nuo kito, tarp jų nėra jokios sąveikos. Todėl potenciali energija lygi nuliui.
Kai atomai artėja vienas prie kito, kiekvieną elektroną traukia kito atomo branduolys, ir tuo pačiu metu elektronai atstumia vienas kitą, kaip ir branduoliai. Kol atomai vis dar atskirti, trauka yra didesnė už atstūmimą, todėl sistemos potenciali energija mažėja. Taške, kuriame potenciali energija pasiekia mažiausią vertę, sistema yra stabili. Taip atsitinka, kai du vandenilio atomai susijungia ir sudaro molekulę.
01 paveikslas: Pi jungties susidarymas
Tačiau ši sutampanti sąvoka gali apibūdinti tik paprastas molekules, tokias kaip H2, F2, HF ir kt. Ši teorija nepaaiškina Tokios molekulės kaip CH4 Nepaisant to, šią problemą galima išspręsti sujungiant šią teoriją su hibridine orbitos teorija. Hibridizacija yra dviejų nelygiaverčių atominių orbitalių susimaišymas. Pavyzdžiui, CH4 C turi keturias hibridizuotas sp3 orbitales, kurios persidengia su kiekvienos H orbitalės s.
Kuo skiriasi molekulinės orbitos teorija ir valentinio ryšio teorija?
Šiuo metu kovalentiniam ryšiui ir molekulių elektroninei struktūrai apibūdinti naudojame dvi kvantinės mechanikos teorijas. Tai yra valentinės jungties teorija ir molekulinės orbitos teorija. Pagrindinis skirtumas tarp molekulinės orbitos teorijos ir valentinio ryšio teorijos yra tas, kad molekulinės orbitos teorija aprašo molekulinės orbitos susidarymą, o valentinio ryšio teorija aprašo atomines orbitales. Be to, valentinio ryšio teorija gali būti taikoma tik dviatominėms molekulėms, o ne daugiaatomėms molekulėms. Tačiau molekulinės orbitos teoriją galime pritaikyti bet kuriai molekulei.
Santrauka – molekulinės orbitos teorija prieš valentinio ryšio teoriją
Valentinių ryšių teorija ir molekulinės orbitos teorija yra dvi kvantinės mechaninės teorijos, apibūdinančios kovalentinį ryšį ir molekulių elektroninę struktūrą. Pagrindinis skirtumas tarp molekulinės orbitos teorijos ir valentinio ryšio teorijos yra tas, kad molekulinės orbitos teorija aprašo molekulinės orbitos susidarymą, o valentinio ryšio teorija aprašo atomines orbitales.
