Die Valenzbindungstheorie (VB) geht davon aus, dass alle Bindungen lokalisierte Bindungen sind, die zwischen zwei Atomen durch die Abgabe eines Elektrons von jedem Atom gebildet werden. Dies ist eigentlich eine ungültige Annahme, da viele Atome über delokalisierte Elektronen binden. Im molekularen Sauerstoff sagt die VB-Theorie voraus, dass es keine ungepaarten Elektronen gibt. Die VB-Theorie leistet gute Arbeit bei der qualitativen Beschreibung der Formen von kovalenten Verbindungen. Während die Molekülorbitaltheorie (MO) gut für das Verständnis von Bindungen im Allgemeinen geeignet ist. Sie ist schwieriger zu erlernen, sagt aber die tatsächlichen Eigenschaften von Molekülen besser voraus als die VB-Theorie. Die MO-Theorie sagt tatsächlich Elektronenübergänge aufgrund der Unterschiede in den Energieniveaus der Orbitale im Molekül voraus. Die MO-Theorie hat sich in zahlreichen Fällen als korrekter erwiesen und wird aus diesem Grund bevorzugt.
Die Valenzbindungstheorie beschreibt sowohl die Bildung kovalenter Bindungen als auch die elektronische Struktur von Molekülen. Die Theorie geht davon aus, dass Elektronen die Atomorbitale der einzelnen Atome innerhalb eines Moleküls besetzen und dass die Elektronen eines Atoms vom Kern eines anderen Atoms angezogen werden. Diese Anziehung nimmt zu, wenn sich die Atome einander nähern, bis die Atome einen Mindestabstand erreichen, bei dem die Elektronendichte beginnt, eine Abstoßung zwischen den beiden Atomen zu verursachen. Diese Elektronendichte im Mindestabstand zwischen den beiden Atomen ist der Ort, an dem die niedrigste potentielle Energie erreicht wird, und sie kann als das angesehen werden, was die beiden Atome in einer chemischen Bindung zusammenhält.
- Themenhierarchie
- Die d-Orbital-Hybridisierung ist ein nützlicher Irrtum Für Hauptgruppenmoleküle dachten Chemiker (wie Pauling) lange Zeit, dass die Hypervalenz auf erweiterte s²p⁶-Oktette zurückzuführen ist. Inzwischen ist man sich einig, dass d-Orbitale in Molekülen wie SF₆ ebenso wenig an der Bindung beteiligt sind wie in SF₄ und SF₂. In allen drei Fällen gibt es eine kleine und ungefähr identische Beteiligung von d-Orbitalen an den Wellenfunktionen. Dies ist sowohl in der MO- als auch in der VB-Theorie nachgewiesen worden.
- Delokalisierung von Elektronen Das Konzept der Elektronen-Delokalisierung aus der Perspektive der Molekülorbitale einführen, die Beziehung zwischen Elektronen-Delokalisierung und Resonanz verstehen und die Prinzipien der Elektronenbewegung kennenlernen, die beim Schreiben von Resonanzstrukturen in Lewis-Notation verwendet werden, bekannt als der gekrümmte Pfeilformalismus.
- Hybridisierung Hybridisierung ist die Idee, dass atomare Orbitale fusionieren, um neu hybridisierte Orbitale zu bilden, was wiederum die molekulare Geometrie und die Bindungseigenschaften beeinflusst. Die Hybridisierung ist auch eine Erweiterung der Valenzbindungstheorie. Um diese Idee weiter zu erforschen, werden wir drei Arten von Kohlenwasserstoffverbindungen verwenden, um die \(sp^3\)-, \(sp^2\)- und \(sp\)-Hybridisierung zu veranschaulichen.
- Hybridisierung II
- Hybride Orbitale in Kohlenstoffverbindungen Diamantkristalle, wie der hier gezeigte, werden wegen ihrer Härte, ihres Funkelns und ihres hohen Wertes von fast jedem geschätzt. Sie sind auch in vielen technischen Anwendungen wichtig. Chemisch gesehen bestehen Diamanten jedoch, abgesehen von Verunreinigungen, nur aus Kohlenstoffatomen. Wie der Diamant ist auch die Chemie des Kohlenstoffs in der Tat sehr interessant und wertvoll.
- Überblick über die Valenzbindungstheorie Die Valenzbindungstheorie (VB) betrachtet die Wechselwirkung zwischen Atomen, um chemische Bindungen zu erklären. Sie ist eine der beiden gängigen Theorien, die helfen, die Bindungen zwischen Atomen zu beschreiben. Die andere Theorie ist die Molekülorbitaltheorie. Beachten Sie, dass dies Theorien sind und als solche behandelt werden sollten; sie sind nicht immer perfekt.
- Resonanz Resonanzstrukturen werden verwendet, wenn eine einzelne Lewis-Struktur die Bindung nicht vollständig beschreiben kann; die Kombination möglicher Resonanzstrukturen wird als Resonanzhybrid definiert, der die gesamte Delokalisierung der Elektronen innerhalb des Moleküls darstellt. Im Allgemeinen sind Moleküle mit mehreren Resonanzstrukturen stabiler als solche mit weniger, und einige Resonanzstrukturen tragen mehr zur Stabilität des Moleküls bei als andere – formale Ladungen helfen dabei, dies zu bestimmen.