Valence bond (VB) teori er en kemisk bindingsteori, der forklarer det kemiske bonding mellem to atomer. Ligesom molekylær orbital (MO) teori forklarer det binding ved hjælp af kvantemekanikens principper. I henhold til valensbindingsteori er binding forbundet med overlapningen af halvfyldt atom orbitaler. De to atomer del hinandens uparakterede elektron for at danne en fyldt orbital for at danne en hybrid orbital og bind sammen. Sigma og pi-obligationer er en del af valensbindingsteorien.
Key Takeaways: Valence Bond (VB) Theory
- Valensbindingsteori eller VB-teori er en teori baseret på kvantemekanik, der forklarer, hvordan kemisk binding fungerer.
- I valensbindingsteori kombineres de atomiske orbitaler i individuelle atomer til dannelse af kemiske bindinger.
- Den anden store teori om kemisk binding er molekylær orbitalteori eller MO-teori.
- Valensbindingsteori bruges til at forklare, hvordan der dannes kovalente kemiske bindinger mellem flere molekyler.
Teori
Valensbindingsteori forudsiger dannelse af kovalent binding mellem atomer, når de har halvfyldte atomiske orbitaler, der hver indeholder et enkelt parret elektron. Disse atomiske orbitaler overlapper hinanden, så elektroner har den største sandsynlighed for at være inden i bindingsområdet. Begge atomer deler derefter de enkelt uparrede elektroner for at danne svagt koblede orbitaler.
De to atomiske orbitaler behøver ikke at være de samme som hinanden. F.eks. Kan sigma- og pi-obligationer overlappe hinanden. Sigma-bindinger dannes, når de to delte elektroner har orbitaler, der overlapper hinanden mellem hinanden. I modsætning hertil dannes pi-bindinger, når orbitalerne overlapper hinanden, men er parallelle med hinanden.
Sigma-bindinger dannes mellem elektroner fra to s-orbitaler, fordi orbitalformen er sfærisk. Enkeltobligationer indeholder en sigmaobligation. Dobbeltbindinger indeholder en sigma-binding og en pi-binding. Tripleobligationer indeholder en sigmaobligation og to piobligationer. Når der dannes kemiske bindinger mellem atomer, kan de atomiske orbitaler være hybrider af sigma- og pi-bindinger.
Teorien hjælper med at forklare bindingsdannelse i tilfælde hvor a Lewis struktur kan ikke beskrive reel adfærd. I dette tilfælde kan flere valensbindingstrukturer anvendes til at beskrive en enkelt Lewis-strengering.
Historie
Valensbindingsteori trækker fra Lewis-strukturer. G.N. Lewis foreslog disse strukturer i 1916 baseret på tanken om, at to delte bindingselektroner dannede kemiske bindinger. Kvantemekanik blev anvendt for at beskrive bindingsegenskaber i Heitler-London teorien fra 1927. Denne teori beskrev kemisk bindingsdannelse mellem hydrogenatomer i H2-molekylet ved hjælp af Schrödingers bølgeforligning for at flette bølgefunktionerne for de to hydrogenatomer. I 1928 kombinerede Linus Pauling Lewis 'par bonding idé med Heitler-London teorien for at foreslå valence bond teori. Valensbindingsteori blev udviklet til at beskrive resonans og hybridiseret orbital. I 1931 offentliggjorde Pauling et papir om valensbindingsteori med titlen "On the Chemical of the Chemical Bond." De første anvendte computerprogrammer for at beskrive kemisk binding anvendt molekylær orbital teori, men siden 1980'erne er principperne for valensbindingsteori blevet programmerbar. I dag er de moderne versioner af disse teorier konkurrencedygtige med hinanden med hensyn til nøjagtig beskrivelse af reel adfærd.
Anvendelser
Valensbindingsteori kan ofte forklare hvordan kovalente bindinger form. Det diatomiske fluormolekyle, F2, er et eksempel. Fluoratomer danner enkelt kovalente bindinger med hinanden. F-F-bindingen er resultatet af overlapning pz orbitaler, som hver indeholder et enkelt uparret elektron. En lignende situation forekommer i brint, H2, men bindelængder og styrke er forskellige mellem H2 og F2 molekyler. Der dannes en kovalent binding mellem hydrogen og fluor i hydrofluorsyre, HF. Denne binding dannes fra overlapningen af brint 1s orbital og fluor 2pz orbital, som hver har et parret elektron. I HF deler både hydrogen- og fluoratomer disse elektroner i en kovalent binding.
Kilder
- Cooper, David L.; Gerratt, Joseph; Raimondi, Mario (1986). "Den elektroniske struktur af benzenmolekylet." Natur. 323 (6090): 699. doi:10.1038 / 323699a0
- Messmer, Richard P.; Schultz, Peter A. (1987). "Den elektroniske struktur af benzenmolekylet." Natur. 329 (6139): 492. doi:10.1038 / 329492a0
- Murrell, J.N.; Kettle, S.F.A.; Tedder, J.M. (1985). Den kemiske binding (2. udgave). John Wiley & Sons. ISBN 0-471-90759-6.
- Pauling, Linus (1987). "Elektronisk struktur af benzenmolekylet." Natur. 325 (6103): 396. doi:10.1038 / 325396d0
- Shaik, Sason S.; Phillipe C. Hiberty (2008). En kemikervejledning til Valence Bond Theory. New Jersey: Wiley-Interscience. ISBN 978-0-470-03735-5.