Diferencia entre la teoría orbital molecular y la teoría del enlace de valencia

Teoría de la órbita molecular vs Teoría del enlace de valencia

Sabemos que las moléculas tienen diferentes propiedades físicas y químicas que los átomos individuales que se unieron para formar la molécula. Cuando los átomos se unen para formar moléculas, es cuestionable cómo cambian las propiedades atómicas a propiedades moleculares. Para comprender estas diferencias, es necesario comprender la formación de enlaces químicos entre varios átomos en la fabricación de moléculas. Lewis propuso una manera de representar la unión. Representó los electrones de valencia de un átomo con puntos y dijo que cuando estos electrones de valencia son compartidos o entregados a otro átomo para alcanzar la configuración de gas noble, se forman enlaces químicos. Sin embargo, esta teoría no podría explicar muchas propiedades químicas observadas. Por lo tanto, para una explicación adecuada de la formación de enlaces químicos, debemos buscar la mecánica cuántica. En la actualidad, se utilizan dos teorías de la mecánica cuántica para describir el enlace covalente y la estructura electrónica de las moléculas. Esos son la teoría del enlace de valencia y la teoría orbital molecular que se describen a continuación..

Teoría de bonos de valencia

La teoría del enlace de valencia se basa en un enfoque de enlace localizado, en el que asume que los electrones en una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. Por ejemplo, en la formación de la molécula de H2, dos átomos de hidrógeno se superponen a sus orbitales 1s. Al superponer los dos orbitales, comparten una región común en el espacio. Inicialmente, cuando los dos átomos están muy separados, no hay interacción entre ellos. Así que la energía potencial es cero. A medida que los átomos se acercan entre sí, cada electrón es atraída por el núcleo en el otro átomo, y al mismo tiempo, los electrones se repelen entre sí, al igual que los núcleos. Mientras que los átomos todavía están separados, la atracción es mayor que la repulsión, por lo que la energía potencial del sistema disminuye. El punto en el que la energía potencial alcanza el valor mínimo, el sistema está en estabilidad. Y esto es lo que sucede cuando dos átomos de hidrógeno se unen y forman la molécula. Sin embargo, este concepto superpuesto solo puede describir moléculas simples como H2, F2, HF, etc. Pero cuando se trata de moléculas como CH4, esta teoría no las explica. Sin embargo, al combinar esta teoría con la teoría orbital híbrida, este problema puede superarse. La hibridación es la mezcla de dos orbitales atómicos no equivalentes. Por ejemplo, en CH4, C tiene cuatro orbitales sp3 híbridos que se superponen con los orbitales s de cada H.

Teoria orbital molecular

En las moléculas, los electrones residen en orbitales moleculares, pero sus formas son diferentes y están asociados con más de un núcleo atómico. La descripción de las moléculas basadas en orbitales moleculares se denomina teoría de los orbitales moleculares. La función de onda que describe un orbital molecular se puede obtener mediante la combinación lineal de orbitales atómicos. Las formas orbitales de enlace, cuando dos orbitales atómicos interactúan en la misma fase (interacción constructiva). Cuando interactúan fuera de fase (interacción destructiva), los orbitales anti-enlace de. Así que hay un orbital de enlace y anti enlace para cada interacción suborbital. En las moléculas, se disponen orbitales de enlace y anti enlace. Los orbitales de enlace tienen poca energía y es más probable que los electrones residan en ellos. Los orbitales anti enlace son altos en energía, y cuando todos los orbitales de enlace se llenan, los electrones van y llenan los orbitales anti enlace..