Valences saites (VB) teorija ir ķīmiskās savienošanas teorija, kas izskaidro ķīmisko vielu līmēšana starp diviem atomi. Tāpat kā molekulārā orbitāla (MO) teorija, tā izskaidro savienošanu, izmantojot kvantu mehānikas principus. Saskaņā ar valences saites teoriju, savienošanu izraisa daļēji piepildīta atoma pārklāšanās orbitāles. Abi atomi dalieties viens ar otru nepāra elektronā, lai izveidotu piepildītu orbitālu, lai izveidotu hibrīda orbitāle un salieciet kopā. Sigma un pi obligācijas ir valences saites teorijas daļa.
Galvenās izņemtās preces: valences obligācijas (VB) teorija
- Valences saites teorija jeb VB teorija ir uz kvantu mehāniku balstīta teorija, kas izskaidro, kā darbojas ķīmiskā saite.
- Valences saites teorijā atsevišķu atomu atomu orbitāles tiek apvienotas, veidojot ķīmiskās saites.
- Otra galvenā ķīmiskās saites teorija ir molekulārā orbitāla teorija vai MO teorija.
- Valences saites teorija tiek izmantota, lai izskaidrotu, kā kovalentās ķīmiskās saites veidojas starp vairākām molekulām.
Teorija
Valences saites teorija prognozē kovalento saišu veidošanos starp atomiem, ja tiem ir puse aizpildītas valences atomu orbitāles, no kurām katra satur vienu nepāra elektronu. Šie atomu orbitāles pārklājas, tāpēc elektroniem ir vislielākā varbūtība atrasties saites reģionā. Pēc tam abi atomi dalās ar nepāra elektroniem, veidojot vāji savienotas orbitāles.
Abiem atomu orbitāļiem nav jābūt vienādiem viens otram. Piemēram, sigma un pi saites var pārklāties. Sigma saites veidojas, kad abiem kopīgajiem elektroniem ir orbitāles, kas pārklājas no vienas galvas uz otru. Turpretī pi saites veidojas, ja orbitāles pārklājas, bet ir paralēli viena otrai.
Starp divu s-orbitāļu elektroniem veidojas Sigma saites, jo orbītas forma ir sfēriska. Vienotās obligācijas satur vienu sigma saiti. Divkāršās saites satur sigma saiti un pi saiti. Trīskāršās saites satur sigma saiti un divas pi saites. Kad starp atomiem veidojas ķīmiskās saites, atomu orbitāles var būt sigma un pi saišu hibrīdi.
Teorija palīdz izskaidrot saišu veidošanos gadījumos, kad a Lūisa struktūra nevar aprakstīt reālu uzvedību. Šajā gadījumā vienas Lūisa striktūras aprakstīšanai var izmantot vairākas valences saites struktūras.
Vēsture
Valences saites teorija balstās uz Lūisa struktūrām. G.N. Lūiss ierosināja šīs struktūras 1916. gadā, balstoties uz ideju, ka divi kopīgi savienojošie elektroni veido ķīmiskās saites. Kvantu mehānika tika izmantota, lai aprakstītu līmēšanas īpašības Heitlera-Londona 1927. gada teorijā. Šī teorija aprakstīja ķīmisko saišu veidošanos starp ūdeņraža atomiem H2 molekulā, izmantojot Šrēdingera viļņu vienādojumu, lai apvienotu divu ūdeņraža atomu viļņu funkcijas. 1928. gadā Linuss Paulings apvienoja Lūisa pāra saistīšanas ideju ar Heitlera-Londona teoriju, lai ierosinātu valences saites teoriju. Valences saites teorija tika izstrādāta, lai aprakstītu rezonanses un orbītas hibridizāciju. 1931. gadā Paulings publicēja darbu par valences saites teoriju ar nosaukumu "Par ķīmiskās saites raksturu". Pirmās izmantotās datorprogrammas lai aprakstītu izmantoto molekulārās orbītas teoriju ķīmiskās saites, bet kopš 80. gadiem ir kļuvuši par valences saites teorijas principiem programmējams. Mūsdienās šo teoriju modernās versijas ir savstarpēji konkurējošas, lai precīzi aprakstītu reālo uzvedību.
Lietojumi
Valences saites teorija bieži var izskaidrot, kā kovalentās saites forma. diatomīts fluora molekula, F2, ir piemērs. Fluora atomi savā starpā veido vienas kovalences saites. F-F saite rodas pārklāšanās dēļ lppz orbitāles, kurās katra satur vienu nepāra elektronu. Līdzīga situācija rodas ūdeņradī, H2, bet saites garumi un stiprums H ir atšķirīgi2 un F2 molekulas. Starp ūdeņradi un fluoru fluorūdeņražskābē, HF, veidojas kovalenta saite. Šī saite veidojas no ūdeņraža pārklāšanās 1s orbitāli un fluoru 2lppz orbitāli, kuriem katram ir nepāra elektrons. HF gan ūdeņraža, gan fluora atomi dala šos elektronus kovalentajā saitē.
Avoti
- Kūpers, Deivids L.; Gerratt, Joseph; Raimondi, Mario (1986). "Benzola molekulas elektroniskā struktūra." Daba. 323 (6090): 699. doi:10.1038 / 323699a0
- Mesmers, Ričards P.; Schultz, Peter A. (1987). "Benzola molekulas elektroniskā struktūra." Daba. 329 (6139): 492. doi:10.1038 / 329492a0
- Murrell, J.N.; Kettle, S.F.A.; Tedder, J. M. (1985). Ķīmiskā obligācija (2. izd.). Džons Vilijs un dēli. ISBN 0-471-90759-6.
- Pauling, Linus (1987). "Benzola molekulas elektroniskā struktūra." Daba. 325 (6103): 396. doi:10.1038 / 325396d0
- Šaik, Sason S.; Phillipe C. Hiberty (2008). Ķīmiķu ceļvedis Valenda Bonda teorijai. Ņūdžersija: Vileja starpziņa. ISBN 978-0-470-03735-5.