Põhiline erinevus molekulaarorbitaali teooria ja valentssidemete teooria vahel seisneb selles, et molekulaarorbitaali teooria kirjeldab molekulaarorbitaali teket, samas kui valentssidemete teooria kirjeldab aatomiorbitaale.
Erinevatel molekulidel on erinevad keemilised ja füüsikalised omadused kui üksikutel aatomitel, mis nende molekulide moodustamiseks ühinesid. Nende erinevuste mõistmiseks aatomi- ja molekulaaromaduste vahel on vaja mõista keemiliste sidemete moodustumist mitme aatomi vahel molekuli moodustamiseks. Praegu kasutame molekulide kovalentse sideme ja elektronstruktuuri kirjeldamiseks kahte kvantmehaanilist teooriat. Need on valentssidemete teooria ja molekulaarorbiidi teooria.
Mis on molekulaarorbita alteooria?
Molekulides asuvad elektronid molekulaarorbitaalidel, kuid nende kuju on erinev ja nad on seotud rohkem kui ühe aatomituumaga. Molekulaarorbitaalide teooria on molekulide kirjeldus, mis põhineb molekulaarorbitaalidel.
Molekulaarset orbitaali kirjeldava lainefunktsiooni saame aatomiorbitaalide lineaarse kombinatsiooni abil. Siduv orbitaal tekib siis, kui kaks aatomiorbitaali interakteeruvad samas faasis (konstruktiivne interaktsioon). Kui nad interakteeruvad faasist väljas (hävitav interaktsioon), väljuvad sidemevastased orbitaalid. Seetõttu on iga suborbitaalse interaktsiooni jaoks olemas siduvad ja sidumisvastased orbitaalid. Sidumisorbitaalidel on madal energia ja elektronid asuvad neis tõenäolisem alt. Sidumisvastased orbitaalid on suure energiaga ja kui kõik sidumisorbitaalid on täidetud, lähevad elektronid ja täidavad sidumisvastased orbitaalid.
Mis on valentsvõlakirjade teooria?
Valentssidemete teooria põhineb lokaliseeritud sideme lähenemisviisil, mis eeldab, et molekulis olevad elektronid hõivavad üksikute aatomite aatomiorbitaalid. Näiteks molekuli H2 moodustamisel kattuvad kaks vesinikuaatomit nende 1s-orbitaalid. Kahe orbitaali kattumisel jagavad nad ruumis ühist piirkonda. Esialgu, kui kaks aatomit on teineteisest kaugel, ei toimu nende vahel vastastikmõju. Seetõttu on potentsiaalne energia null.
Kui aatomid lähenevad üksteisele, tõmbab iga elektroni teise aatomi tuum ja samal ajal tõrjuvad elektronid üksteist, nagu ka tuumad. Kui aatomid on endiselt eraldatud, on külgetõmme suurem kui tõukejõud, mistõttu süsteemi potentsiaalne energia väheneb. Punktis, kus potentsiaalne energia saavutab minimaalse väärtuse, on süsteem stabiilsuses. See juhtub siis, kui kaks vesinikuaatomit ühinevad ja moodustavad molekuli.
Joonis 01: Pi-võlakirja moodustumine
See kattuv kontseptsioon saab aga kirjeldada ainult lihtsaid molekule nagu H2, F2, HF jne. See teooria ei suuda seletada Molekulid nagu CH4 Sellegipoolest saab selle probleemi lahendada, ühendades selle teooria hübriidorbita alteooriaga. Hübridisatsioon on kahe mitteekvivalentse aatomiorbitaali segunemine. Näiteks CH4 on C-l neli hübridiseeritud sp3 orbitaali, mis kattuvad iga H orbitaaliga.
Mis vahe on molekulaarorbiidi teoorial ja valentssidemete teoorial?
Praegu kasutame molekulide kovalentse sideme ja elektronstruktuuri kirjeldamiseks kahte kvantmehaanilist teooriat. Need on valentssidemete teooria ja molekulaarorbiidi teooria. Peamine erinevus molekulaarorbitaali teooria ja valentssidemete teooria vahel on see, et molekulaarorbitaali teooria kirjeldab molekulaarorbitaali moodustumist, samas kui valentssidemete teooria kirjeldab aatomiorbitaale. Veelgi enam, valentssidemete teooriat saab rakendada ainult kaheaatomiliste molekulide, mitte polüaatomiliste molekulide puhul. Siiski saame rakendada molekulaarorbiidi teooriat mis tahes molekuli jaoks.
Kokkuvõte – molekulaarorbita alteooria vs valentsside teooria
Valentssidemete teooria ja molekulaarorbiidi teooria on kaks kvantmehaanilist teooriat, mis kirjeldavad molekulide kovalentset sidet ja elektronstruktuuri. Peamine erinevus molekulaarorbitaali teooria ja valentssidemete teooria vahel on see, et molekulaarorbitaali teooria kirjeldab molekulaarorbitaali moodustumist, samas kui valentssidemete teooria kirjeldab aatomiorbitaale.
