La théorie des liaisons de valence (VB) suppose que toutes les liaisons sont des liaisons localisées formées entre deux atomes par le don d’un électron de chaque atome. Il s’agit en fait d’une hypothèse invalide car de nombreux atomes se lient en utilisant des électrons délocalisés. Dans l’oxygène moléculaire, la théorie VB prédit qu’il n’y a pas d’électrons non appariés. La théorie VB décrit bien, sur le plan qualitatif, les formes des composés covalents. La théorie des orbitales moléculaires (MO) permet de comprendre les liaisons en général. Elle est plus difficile à apprendre, mais prédit mieux les propriétés réelles des molécules que la théorie VB. La théorie MO prédit en fait les transitions électroniques en raison des différences de niveaux d’énergie des orbitales dans la molécule. La théorie MO s’est avérée plus correcte dans de nombreux cas et c’est pour cette raison qu’elle est préférée.
La théorie des liaisons de valence décrit la formation des liaisons covalentes ainsi que la structure électronique des molécules. La théorie suppose que les électrons occupent les orbitales atomiques des atomes individuels au sein d’une molécule, et que les électrons d’un atome sont attirés par le noyau d’un autre atome. Cette attraction augmente au fur et à mesure que les atomes se rapprochent l’un de l’autre jusqu’à ce qu’ils atteignent une distance minimale où la densité électronique commence à provoquer une répulsion entre les deux atomes. Cette densité électronique à la distance minimale entre les deux atomes est l’endroit où l’énergie potentielle la plus faible est acquise, et on peut considérer que c’est ce qui maintient les deux atomes ensemble dans une liaison chimique.
- Hiérarchie des sujets
- L’hybridation des orbitales d est un mensonge utile Pour les molécules du groupe principal, les chimistes (comme Pauling) pensaient il y a longtemps que l’hypervalence est due à des s²p⁶ octets étendus. Le consensus est maintenant clair : les orbitales d ne sont PAS impliquées dans la liaison dans des molécules comme SF₆, pas plus qu’elles ne le sont dans SF₄ et SF₂. Dans les trois cas, il y a une participation faible et à peu près identique des orbitales d dans les fonctions d’onde. Ceci a été établi à la fois dans la théorie MO et VB.
- Délocalisation des électrons Introduire le concept de délocalisation des électrons du point de vue des orbitales moléculaires, comprendre la relation entre la délocalisation des électrons et la résonance, et apprendre les principes du mouvement des électrons utilisés dans l’écriture des structures de résonance en notation de Lewis, connue sous le nom de formalisme de la flèche courbe.
- Hybridation L’hybridation est l’idée que les orbitales atomiques fusionnent pour former des orbitales nouvellement hybridées, ce qui, à son tour, influence la géométrie moléculaire et les propriétés de liaison. L’hybridation est également une expansion de la théorie de la liaison de valence. Afin d’explorer davantage cette idée, nous utiliserons trois types de composés hydrocarbonés pour illustrer l’hybridation \(sp^3\), \(sp^2\) et \(sp\).
- Hybridation II
- Orbitales hybrides dans les composés du carbone Les cristaux de diamant tels que celui présenté ici sont appréciés par presque tout le monde, en raison de leur dureté, de leur éclat et de leur grande valeur. Ils sont également importants dans de nombreuses applications techniques. Cependant, en termes de chimie, les diamants ne sont constitués que d’atomes de carbone, à l’exception des impuretés. Comme le diamant, la chimie du carbone est en effet très intéressante et précieuse.
- Présentation de la théorie des liaisons de Valence La théorie des liaisons de Valence (VB) s’intéresse à l’interaction entre les atomes pour expliquer les liaisons chimiques. C’est l’une des deux théories courantes qui permet de décrire la liaison entre les atomes. L’autre théorie est la théorie des orbitales moléculaires. Prenez note que ce sont des théories et qu’elles doivent être traitées comme telles ; elles ne sont pas toujours parfaites.
- Résonance Les structures de résonance sont utilisées lorsqu’une seule structure de Lewis ne peut pas décrire entièrement la liaison ; la combinaison des structures de résonance possibles est définie comme un hybride de résonance, qui représente la délocalisation globale des électrons au sein de la molécule. En général, les molécules présentant plusieurs structures de résonance seront plus stables que celles qui en ont moins, et certaines structures de résonance contribuent davantage à la stabilité de la molécule que d’autres – les charges formelles aident à le déterminer.