Valence bond (VB) teori är en kemisk bindningsteori som förklarar kemikalien bindning mellan två atomer. Liksom molekylär orbital (MO) teori förklarar den bindning med hjälp av kvantmekanikens principer. Enligt valensbindningsteorin orsakas bindning av överlappningen av halvfyllt atom orbitaler. De två atomerna dela varandras oparade elektron för att bilda en fylld orbital för att bilda en hybridomlopp och binda tillsammans. Sigma och pi-obligationer är en del av valensbindningsteori.
Key Takeaways: Valence Bond (VB) Theory
- Valensbindningsteori eller VB-teori är en teori baserad på kvantmekanik som förklarar hur kemisk bindning fungerar.
- I valensbindningsteori kombineras de atomära orbitalerna i enskilda atomer för att bilda kemiska bindningar.
- Den andra huvudteorin för kemisk bindning är molekylär orbitalteori eller MO-teori.
- Valensbindningsteori används för att förklara hur kovalenta kemiska bindningar bildas mellan flera molekyler.
Teori
Valensbindningsteori förutsäger kovalent bindningsbildning mellan atomer när de har halvfyllda valensatombanor, var och en innehåller en enda oparad elektron. Dessa atomiska orbitaler överlappar varandra, så elektroner har den största sannolikheten att befinna sig inom bindningsområdet. Båda atomerna delar sedan de enstaka oparade elektronerna för att bilda svagt kopplade orbitaler.
De två atomära orbitalerna behöver inte vara samma som varandra. Till exempel kan sigma- och pi-obligationer överlappa varandra. Sigma-bindningar bildas när de två delade elektronerna har orbitaler som överlappar varandra från varandra. Däremot bildas pi-bindningar när orbitalerna överlappar varandra men är parallella med varandra.
Sigma-bindningar bildas mellan elektroner från två s-orbitaler eftersom banans form är sfärisk. Enstaka obligationer innehåller en sigma-obligation. Dubbelbindningar innehåller en sigma-obligation och en pi-obligation. Trippelbindningar innehåller en sigma-obligation och två pi-obligationer. När kemiska bindningar bildas mellan atomer kan de atomiska orbitalerna vara hybrider av sigma- och pi-bindningar.
Teorin hjälper till att förklara bindningsbildning i fall där a Lewis struktur kan inte beskriva verkligt beteende. I detta fall kan flera valensbindningsstrukturer användas för att beskriva en enda Lewis-striktur.
Historia
Valensbindningsteori drar från Lewis-strukturer. G.N. Lewis föreslog dessa strukturer 1916, baserat på idén att två delade bindningselektroner bildade kemiska bindningar. Kvantmekanik användes för att beskriva bindningsegenskaper i Heitler-London-teorin från 1927. Denna teori beskrev kemisk bindningsbildning mellan väteatomer i H2-molekylen med användning av Schrödingers vågekvation för att slå samman vågfunktionerna för de två väteatomerna. År 1928 kombinerade Linus Pauling Lewis 'parbindningsidé med Heitler-London-teorin för att föreslå valensbindningsteori. Valensbindningsteori har utvecklats för att beskriva resonans och omloppshybridisering. År 1931 publicerade Pauling ett dokument om valensbindningsteori med titeln "On the Chemical of the Chemical Bond." De första datorprogrammen som används för att beskriva kemisk bindning använt molekylär omloppsteori, men sedan 1980-talet har principerna för valensbindningsteori blivit programmerbar. Idag är de moderna versionerna av dessa teorier konkurrenskraftiga med varandra när det gäller att exakt beskriva verkligt beteende.
användningsområden
Valensbindningsteori kan ofta förklara hur kovalenta bindningar form. De tvåatomig fluormolekyl, F2, är ett exempel. Fluoratomer bildar enskilda kovalenta bindningar med varandra. F-F-bindningen är resultatet av överlappning pz orbitaler, som var och en innehåller en enda oparad elektron. En liknande situation uppstår i väte, H2, men bindningslängderna och styrkan skiljer sig mellan H2 och F2 molekyler. En kovalent bindning bildas mellan väte och fluor i fluorvätesyra, HF. Denna bindning bildas från överlappningen av väte 1s kretslopp och fluor 2pz orbital, som var och en har en oparad elektron. I HF delar både väte- och fluoratomerna dessa elektroner i en kovalent bindning.
källor
- Cooper, David L.; Gerratt, Joseph; Raimondi, Mario (1986). "Den elektroniska strukturen för bensenmolekylen." Natur. 323 (6090): 699. doi:10,1038 / 323699a0
- Messmer, Richard P.; Schultz, Peter A. (1987). "Den elektroniska strukturen för bensenmolekylen." Natur. 329 (6139): 492. doi:10,1038 / 329492a0
- Murrell, J.N.; Kettle, S.F.A.; Tedder, J.M. (1985). Den kemiska bindningen (2: a upplagan). John Wiley & Sons. ISBN 0-471-90759-6.
- Pauling, Linus (1987). "Elektronisk struktur av bensenmolekylen." Natur. 325 (6103): 396. doi:10,1038 / 325396d0
- Shaik, Sason S.; Phillipe C. Hiberty (2008). En kemistguide till Valence Bond Theory. New Jersey: Wiley-Interscience. ISBN 978-0-470-03735-5.