Nøgleforskellen mellem molekylær orbit alteori og valensbindingsteori er, at molekylær orbit alteori beskriver den molekylære orbitaldannelse, hvorimod valensbindingsteori beskriver atomorbitaler.
Forskellige molekyler har forskellige kemiske og fysiske egenskaber end individuelle atomer, der sluttede sig til disse molekyler. For at forstå disse forskelle mellem atomare og molekylære egenskaber er det nødvendigt at forstå den kemiske bindingsdannelse mellem flere atomer for at lave et molekyle. På nuværende tidspunkt bruger vi to kvantemekaniske teorier til at beskrive molekylers kovalente binding og elektroniske struktur. Disse er valensbindingsteori og molekylær orbit alteori.
Hvad er Molecular Orbital Theory?
I molekyler findes elektroner i molekylære orbitaler, men deres former er forskellige, og de er forbundet med mere end én atomkerne. Den molekylære orbit alteori er beskrivelsen af molekyler baseret på molekylære orbitaler.
Vi kan opnå bølgefunktionen, der beskriver en molekylær orbital, ved den lineære kombination af atomare orbitaler. En bindende orbital dannes, når to atomare orbitaler interagerer i samme fase (konstruktiv interaktion). Når de interagerer ude af fase (destruktiv interaktion), anti-binding orbitaler fra. Derfor er der bindings- og anti-bindings-orbitaler for hver suborbital interaktion. Binding orbitaler har lav energi, og elektroner er mere tilbøjelige til at opholde sig i dem. Anti-binding orbitaler er høj i energi, og når alle binding orbitaler er fyldt, går elektroner og fylder anti-bonding orbitaler.
Hvad er Valence Bond Theory?
Valensbindingsteori er baseret på lokaliseret bindingstilgang, som antager, at elektroner i et molekyle optager atomorbitaler for de enkelte atomer. For eksempel, i dannelsen af H2 molekylet, overlapper to hydrogenatomer deres 1s orbitaler. Ved at overlappe de to orbitaler deler de et fælles område i rummet. I starten, når de to atomer er langt fra hinanden, er der ingen interaktion mellem dem. Derfor er den potentielle energi nul.
Når atomerne nærmer sig hinanden, tiltrækkes hver elektron af kernen i det andet atom, og samtidig frastøder elektroner hinanden, ligesom kernerne gør. Mens atomerne stadig er adskilt, er tiltrækningen større end frastødningen, så systemets potentielle energi falder. Det punkt, hvor den potentielle energi når minimumsværdien, er systemet stabilt. Dette er, hvad der sker, når to brintatomer kommer sammen og danner molekylet.
Figur 01: Dannelse af en Pi Bond
Dette overlappende koncept kan imidlertid kun beskrive simple molekyler som H2, F2, HF osv. Denne teori kan ikke forklares molekyler som CH4 Ikke desto mindre kan dette problem løses ved at kombinere denne teori med hybridorbit alteorien. Hybridisering er blanding af to ikke-ækvivalente atomare orbitaler. For eksempel, i CH4, har C fire hybridiserede sp3 orbitaler, der overlapper s orbitaler for hver H.
Hvad er forskellen mellem Molecular Orbital Theory og Valence Bond Theory?
I øjeblikket bruger vi to kvantemekaniske teorier til at beskrive molekylers kovalente binding og elektroniske struktur. Disse er Valensbindingsteori og molekylær orbit alteori. Den vigtigste forskel mellem molekylær orbit alteori og valensbindingsteori er, at molekylær orbit alteori beskriver den molekylære orbitaldannelse, hvorimod valensbindingsteori beskriver atomorbitaler. Desuden kan valensbindingsteori kun anvendes for diatomiske molekyler og ikke for polyatomiske molekyler. Vi kan dog anvende den molekylære orbit alteori for ethvert molekyle.
Opsummering – Molecular Orbital Theory vs Valence Bond Theory
Valensbindingsteori og molekylær orbit alteori er de to kvantemekaniske teorier, der beskriver molekylers kovalente binding og elektroniske struktur. Den vigtigste forskel mellem molekylær orbit alteori og valensbindingsteori er, at molekylær orbit alteori beskriver den molekylære orbitaldannelse, hvorimod valensbindingsteori beskriver atomorbitaler.
