Unterschied zwischen Molekülorbitaltheorie und Valenzbondtheorie
molekularen Orbitaltheorie vs. Valenzbondtheorie
Eigenschaften als die einzelnen Atome, die sich verbinden, um das Molekül zu bilden. Wenn sich Atome zur Bildung von Molekülen verbinden, ist eine Frage, wie sich die atomaren Eigenschaften zu molekularen Eigenschaften verändern. 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 chemische Bindungen gebildet werden, wenn diese Valenzelektronen gemeinsam genutzt oder an ein anderes Atom weitergeleitet werden, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Diese Theorie konnte jedoch nicht für viele beobachtete chemische Eigenschaften verantwortlich sein. Daher müssen wir zur Erklärung der chemischen Bindungsbildung nach Quantenmechanik suchen. Gegenwärtig werden zwei quantenmechanische Theorien verwendet, um die kovalente Bindung und die elektronische Struktur von Molekülen zu beschreiben. Dies sind Valenzbindungstheorie und Molekülorbitaltheorie, die unten beschrieben werden.
ValenzbindungstheorieDie Valenzbindungstheorie basiert auf einem lokalisierten Bindungsansatz, bei dem angenommen wird, dass die Elektronen in einem Molekül Atomorbitale der einzelnen Atome besetzen. Zum Beispiel überlappen bei der Bildung des H2-Moleküls zwei Wasserstoffatome ihre 1s-Orbitale. Durch Überlappen der beiden Orbitale teilen sie sich eine gemeinsame Region im Raum. Anfänglich, wenn die beiden Atome weit voneinander entfernt sind, gibt es keine Interaktion zwischen ihnen. Die potentielle Energie ist also Null. Wenn sich die Atome einander annähern, wird jedes Elektron von dem Kern in dem anderen Atom angezogen, und gleichzeitig stoßen sich Elektronen wie auch die Kerne gegenseitig ab. Während die Atome noch getrennt sind, ist die Anziehung größer als die Abstoßung, so dass die potentielle Energie des Systems abnimmt. Der Punkt, an dem die potentielle Energie den Minimalwert erreicht, ist stabil. Und genau das passiert, wenn zwei Wasserstoffatome zusammenkommen und das Molekül bilden. Dieses überlappende Konzept kann jedoch nur einfache Moleküle wie H2, F2, HF usw. beschreiben. Aber wenn es um Moleküle wie CH4 geht, kann diese Theorie sie nicht erklären. Dieses Problem kann jedoch durch die Kombination dieser Theorie mit der Hybridorbitaltheorie überwunden werden. Hybridisierung ist das Mischen von zwei nicht äquivalenten Atomorbitalen. Zum Beispiel hat C in CH4 vier hybrisierte sp3-Orbitale, die sich mit den s-Orbitalen jedes H überlappen.
Molekülorbitaltheorie
Moleküle liegen in Molekülen in Molekülorbitalen, aber ihre Formen sind unterschiedlich und sie sind mit mehr als einem Atomkern assoziiert.Die Beschreibung von Molekülen auf der Basis von Molekülorbitalen wird Molekülorbitaltheorie genannt. Die Wellenfunktion, die ein Molekülorbital beschreibt, kann durch die lineare Kombination von Atomorbitalen erhalten werden. Das Bindungsorbital bildet, wenn zwei Atomorbitale in der gleichen Phase wechselwirken (konstruktive Wechselwirkung). Wenn sie außer Phase (destruktive Interaktion) interagieren, anti-bindende Orbitale aus. Es gibt also ein Bindungs- und Anti-Bindungs-Orbital für jede Sub-Orbital-Interaktion. In Molekülen sind Bindungs- und Anti-Bindungs-Orbitale angeordnet. Bindungsorbitale haben eine niedrige Energie, und Elektronen sind in diesen eher vorhanden. Anti-Bindungs-Orbitale sind energiereich, und wenn alle Bindungs-Orbitale gefüllt sind, gehen Elektronen in die Anti-Bindungs-Orbitale.Was ist der Unterschied zwischen der Valenzbindungs-Theorie und der Molekülorbitaltheorie?
• Die Molekülorbitaltheorie spricht über die Bildung von Molekülorbitalen, während die Valenzbindetheorie über Atomorbitale spricht.
