Diferença entre a teoria orbital molecular e a teoria valente de Bond

Teoria orbital molecular versus valência Teoria dos vínculos

Sabemos que as moléculas têm diferentes propriedades químicas e físicas propriedades do que os átomos individuais que se uniram para formar a molécula. Quando os átomos se juntam para formar moléculas, como as propriedades atômicas estão mudando para propriedades moleculares é uma questão. Para entender essas diferenças, é necessário compreender a formação de ligação química entre vários átomos na fabricação de moléculas. Lewis propôs uma maneira de representar a ligação. Ele representou os elétrons de valência de um átomo com pontos e disse que quando esses elétrons de valência são compartilhados ou dados a outro átomo para atingir a configuração de gás nobre, formam-se ligações químicas. No entanto, essa teoria não pode explicar muitas propriedades químicas observadas. Portanto, para uma explicação adequada da formação de ligações químicas, devemos procurar mecânica quântica. Atualmente, duas teorias mecânicas quânticas são usadas para descrever o vínculo covalente e a estrutura eletrônica das moléculas. Essas são a teoria do vínculo de Valence e a teoria orbital molecular que são descritas abaixo.

Valence Bond Theory

A teoria da ligação de Valence baseia-se na abordagem da ligação localizada, na qual se supõe que os elétrons em uma molécula ocupam orbitais atômicos dos átomos individuais. Por exemplo, na formação da molécula de H2, dois átomos de hidrogênio se sobrepõem aos seus orbitais de 1s. Ao sobrepor os dois orbitais, eles compartilham uma região comum no espaço. Inicialmente, quando os dois átomos estão distantes, não há interação entre eles. Portanto, a energia potencial é zero. À medida que os átomos se aproximam, cada elétron é atraído pelo núcleo no outro átomo e, ao mesmo tempo, os elétrons se repelem, assim como os núcleos. Enquanto os átomos ainda estão separados, a atração é maior do que a repulsão, de modo que a energia potencial do sistema diminui. O ponto em que a energia potencial atinge o valor mínimo, o sistema está em estabilidade. E isso é o que acontece quando dois átomos de hidrogênio estão se unindo e formando a molécula. No entanto, esse conceito sobreposto só pode descrever moléculas simples como H2, F2, HF, etc. Mas quando se trata de moléculas como CH4, essa teoria não as explica. No entanto, ao combinar essa teoria com a teoria orbital híbrida, esse problema pode ser superado. A hibridação é a mistura de dois orbitais atômicos não equivalentes. Por exemplo, em CH4, C tem quatro orbitais sp3 hybrized sobrepostos com os orbitais de cada H.

Teoria Orbital Molecular

Em moléculas, os elétrons residem em orbitais moleculares, mas suas formas são diferentes e estão associadas a mais de um núcleo atômico.A descrição de moléculas com base em orbitais moleculares é chamada de teoria orbital molecular. A função de onda que descreve um orbital molecular pode ser obtida pela combinação linear de orbitais atômicos. As formas orbitais de ligação, quando dois orbitais atômicos interagem na mesma fase (interação construtiva). Quando eles interagem fora de fase (interação destrutiva), orbitais anti-ligação de. Portanto, há uma orbital de ligação e anti-ligação para cada interação orbitária subterrânea. Em moléculas, são dispostos orbitais de ligação e anti-ligação. Os orbitais de ligação têm baixa energia, e os elétrons são mais propensos a residir nesses. Os orbitais anti-ligação são elevados em energia e, quando todos os orbitais de ligação são preenchidos, os elétrons vão e enchem os orbitais anti-colagem.

Qual a diferença entre a teoria dos vínculos de Valence e a teoria orbital molecular? • A teoria orbital molecular fala sobre a formação orbital molecular, enquanto que a teoria da ligação de valência fala sobre os orbitais atômicos. • A teoria orbital molecular diz sobre a mistura de orbitais atômicos ao formar moléculas. Mas a teoria de valência diz que as moléculas ocupam orbitais atômicos. • A teoria da ligação de Valência só pode ser aplicada para moléculas diatômicas, não para moléculas poliatômicas.