Nyckelskillnaden mellan teori om molekylär orbital och teori om valensbindning är att teori om molekylär orbital beskriver den molekylära orbitala bildningen, medan teori om valensbindning beskriver atomära orbitaler.
Olika molekyler har olika kemiska och fysikaliska egenskaper än enskilda atomer som gick samman för att bilda dessa molekyler. För att förstå dessa skillnader mellan atomära och molekylära egenskaper är det nödvändigt att förstå den kemiska bindningsbildningen mellan flera atomer för att göra en molekyl. För närvarande använder vi två kvantmekaniska teorier för att beskriva molekylers kovalenta bindning och elektroniska struktur. Dessa är valensbindningsteori och molekylorbit alteori.
Vad är Molecular Orbital Theory?
I molekyler finns elektroner i molekylära orbitaler, men deras former är olika och de är associerade med mer än en atomkärna. Den molekylära orbitala teorin är beskrivningen av molekyler baserade på molekylära orbitaler.
Vi kan få vågfunktionen som beskriver en molekylär orbital genom den linjära kombinationen av atomära orbitaler. En bindande orbital bildas när två atomära orbitaler samverkar i samma fas (konstruktiv interaktion). När de interagerar ur fas (destruktiv interaktion), anti-bindande orbitaler från. Därför finns det bindnings- och antibindningsorbitaler för varje suborbital interaktion. Bindande orbitaler har låg energi, och det är mer sannolikt att elektroner finns i dem. Antibindande orbitaler har hög energi, och när alla bindningsorbitaler är fyllda, går elektroner och fyller antibindningsorbitalerna.
Vad är Valence Bond Theory?
Valensbindningsteorin är baserad på lokaliserad bindningsmetod, som antar att elektroner i en molekyl upptar atomära orbitaler för de enskilda atomerna. Till exempel, vid bildningen av H2-molekylen överlappar två väteatomer sina 1s-orbitaler. Genom att överlappa de två orbitalerna delar de en gemensam region i rymden. Inledningsvis, när de två atomerna är långt ifrån varandra, finns det ingen interaktion mellan dem. Därför är den potentiella energin noll.
När atomerna närmar sig varandra attraheras varje elektron av kärnan i den andra atomen, och samtidigt stöter elektroner bort varandra, liksom kärnorna. Medan atomerna fortfarande är åtskilda är attraktionen större än avstötningen, så den potentiella energin i systemet minskar. Den punkt där den potentiella energin når minimivärdet är systemet stabilt. Detta är vad som händer när två väteatomer går samman och bildar molekylen.
Figur 01: Bildandet av en Pi Bond
Det här överlappande konceptet kan dock bara beskriva enkla molekyler som H2, F2, HF, etc. Denna teori går inte att förklara molekyler som CH4 Ändå kan detta problem lösas genom att kombinera denna teori med hybridorbit alteorin. Hybridisering är blandningen av två icke-ekvivalenta atomära orbitaler. Till exempel, i CH4, har C fyra hybridiserade sp3 orbitaler som överlappar s orbitaler för varje H.
Vad är skillnaden mellan Molecular Orbital Theory och Valence Bond Theory?
För närvarande använder vi två kvantmekaniska teorier för att beskriva molekylers kovalenta bindning och elektroniska struktur. Dessa är valensbindningsteori och molekylorbit alteori. Den viktigaste skillnaden mellan molekylär orbit alteori och valensbindningsteori är att molekylär orbit alteori beskriver molekylorbitalbildningen, medan valensbindningsteori beskriver atomorbitaler. Dessutom kan valensbindningsteori endast tillämpas för diatomiska molekyler och inte för polyatomära molekyler. Men vi kan tillämpa molekylorbit alteorin för vilken molekyl som helst.
Sammanfattning – Molecular Orbital Theory vs Valence Bond Theory
Valensbindningsteori och molekylär orbit alteori är de två kvantmekaniska teorierna som beskriver molekylers kovalenta bindning och elektroniska struktur. Den viktigaste skillnaden mellan molekylär orbit alteori och valensbindningsteori är att molekylär orbit alteori beskriver molekylorbitalbildningen, medan valensbindningsteori beskriver atomorbitaler.
