Teoria wiązań walencyjnych (VB) zakłada, że wszystkie wiązania są wiązaniami zlokalizowanymi, tworzonymi pomiędzy dwoma atomami poprzez oddanie elektronu z każdego atomu. Jest to w rzeczywistości błędne założenie, ponieważ wiele atomów wiąże się używając elektronów zdelokalizowanych. W tlenie molekularnym teoria VB przewiduje, że nie ma niesparowanych elektronów. Teoria VB dobrze radzi sobie z jakościowym opisem kształtów związków kowalencyjnych. Teoria orbitali molekularnych (MO) jest dobra do zrozumienia wiązania w ogóle. Jest ona trudniejsza do nauczenia, ale lepiej niż teoria VB przewiduje rzeczywiste właściwości cząsteczek. Teoria MO faktycznie przewiduje przejścia elektronowe ze względu na różnice w poziomach energetycznych orbitali w cząsteczce. W wielu przypadkach teoria MO okazała się bardziej poprawna i z tego powodu jest preferowana.
Teoria wiązań walencyjnych opisuje tworzenie wiązań kowalencyjnych, jak również strukturę elektroniczną cząsteczek. Teoria ta zakłada, że elektrony zajmują orbitale atomowe poszczególnych atomów w cząsteczce, oraz że elektrony jednego atomu są przyciągane do jądra innego atomu. Przyciąganie to wzrasta w miarę zbliżania się atomów do siebie, aż atomy osiągną minimalną odległość, w której gęstość elektronów zaczyna powodować odpychanie między nimi. Ta gęstość elektronów w minimalnej odległości między dwoma atomami jest miejscem, w którym uzyskuje się najniższą energię potencjalną i może być uważana za to, co utrzymuje dwa atomy razem w wiązaniu chemicznym.
- Hierarchia tematów
- Hybrydyzacja d-orbitalu jest użytecznym fałszem W przypadku cząsteczek grupy głównej chemicy (tacy jak Pauling) uważali dawno temu, że hiperwalencja jest spowodowana rozszerzonymi oktetami s²p⁶. Obecnie panuje zgoda co do tego, że orbitale d NIE są zaangażowane w wiązanie w cząsteczkach takich jak SF₆, tak samo jak w SF₄ i SF₂. We wszystkich trzech przypadkach udział d-orbitali w funkcjach falowych jest niewielki i w przybliżeniu identyczny. Zostało to ustalone zarówno w teorii MO jak i VB.
- Delokalizacja elektronów Wprowadzenie pojęcia delokalizacji elektronów z perspektywy orbitali molekularnych, zrozumienie związku pomiędzy delokalizacją elektronów a rezonansem, oraz poznanie zasad ruchu elektronów wykorzystywanych w zapisie struktur rezonansowych w notacji Lewisa, znanej jako formalizm zakrzywionej strzałki.
- Hybrydyzacja Hybrydyzacja jest ideą, że orbitale atomowe łączą się tworząc nowo zhybrydyzowane orbitale, co z kolei wpływa na geometrię molekularną i właściwości wiązania. Hybrydyzacja jest również rozwinięciem teorii wiązań walencyjnych. W celu dalszego zbadania tej idei, wykorzystamy trzy typy związków węglowodorowych do zilustrowania hybrydyzacji (sp^3), (sp^2) i (sp^2).
- Hybrydyzacja II
- Orbitale hybrydowe w związkach węgla Kryształy diamentu, takie jak ten pokazany tutaj, są cenione przez prawie wszystkich, ze względu na ich twardość, blask i wysoką wartość. Są one również ważne w wielu zastosowaniach technicznych. Jednakże, pod względem chemii, diamenty składają się tylko z atomów węgla, z wyjątkiem zanieczyszczeń. Jak diament, chemia węgla jest rzeczywiście bardzo interesujące i cenne.
- Przegląd Valence Bond Theory Valence Bond (VB) Teoria patrzy na interakcję między atomami, aby wyjaśnić wiązania chemiczne. Jest to jedna z dwóch wspólnych teorii, które pomagają opisać wiązanie między atomami. Inną teorią jest teoria orbitali molekularnych. Należy pamiętać, że są to teorie i powinny być traktowane jako takie; nie zawsze są idealne.
- Struktury rezonansowe Struktury rezonansowe są używane, gdy pojedyncza struktura Lewisa nie może w pełni opisać wiązania; kombinacja możliwych struktur rezonansowych jest określana jako hybryda rezonansowa, która reprezentuje ogólną delokalizację elektronów w cząsteczce. Ogólnie rzecz biorąc, cząsteczki z wieloma strukturami rezonansowymi będą bardziej stabilne niż te z mniejszą ich liczbą, a niektóre struktury rezonansowe przyczyniają się do stabilności cząsteczki bardziej niż inne – ładunki formalne pomagają w określeniu tego.