Différence entre la théorie orbitale moléculaire et la théorie des liaisons de Valence

Théorie moléculaire orbitale vs théorie des liens de Valence

Nous savons que les molécules ont des propriétés chimiques et physiques différentes de celles des atomes individuels qui se sont unis pour former la molécule. Lorsque les atomes se joignent pour former des molécules, la question est de savoir comment les propriétés atomiques changent en propriétés moléculaires. Pour comprendre ces différences, il est nécessaire de comprendre la formation de liaisons chimiques entre plusieurs atomes lors de la fabrication de molécules. Lewis a proposé un moyen de représenter le lien. Il a représenté les électrons de valence d'un atome avec des points et a déclaré que lorsque ces électrons de valence sont partagés ou donnés à un autre atome pour atteindre la configuration de gaz noble, des liaisons chimiques se forment. Cependant, cette théorie ne pourrait pas expliquer de nombreuses propriétés chimiques observées. Par conséquent, pour une explication correcte de la formation de la liaison chimique, nous devons rechercher la mécanique quantique. Actuellement, deux théories de la mécanique quantique sont utilisées pour décrire la liaison covalente et la structure électronique des molécules. Ce sont la théorie des liaisons de Valence et la théorie des orbitales moléculaires qui sont décrites ci-dessous.

Théorie des liens de Valence

La théorie de la liaison de valence est basée sur une approche de liaison localisée, dans laquelle elle suppose que les électrons d'une molécule occupent les orbitales atomiques des atomes individuels. Par exemple, lors de la formation de la molécule H2, deux atomes d'hydrogène chevauchent leurs orbitales 1s. En chevauchant les deux orbitales, elles partagent une région commune dans l’espace. Initialement, lorsque les deux atomes sont éloignés l'un de l'autre, il n'y a pas d'interaction entre eux. Donc, l'énergie potentielle est nulle. Lorsque les atomes se rapprochent les uns des autres, chaque électron est attiré par le noyau de l'autre atome et, en même temps, les électrons se repoussent, de même que les noyaux. Tant que les atomes sont encore séparés, l'attraction est supérieure à la répulsion, de sorte que l'énergie potentielle du système diminue. Le point où l'énergie potentielle atteint la valeur minimale, le système est à la stabilité. Et c'est ce qui se passe lorsque deux atomes d'hydrogène se rejoignent et forment la molécule. Cependant, ce concept de chevauchement ne peut décrire que des molécules simples telles que H2, F2, HF, etc. Cependant, lorsqu'il s'agit de molécules telles que CH4, cette théorie ne les explique pas. Cependant, en combinant cette théorie avec la théorie hybride orbitale, ce problème peut être résolu. L'hybridation est le mélange de deux orbitales atomiques non équivalentes. Par exemple, dans CH4, C a quatre orbitales sp3 hybrizées se chevauchant avec les orbitales s de chaque H.

Théorie Moléculaire Orbitale

Dans les molécules, les électrons résident dans les orbitales moléculaires, mais leur forme est différente et ils sont associés à plusieurs noyaux atomiques. La description des molécules basées sur les orbitales moléculaires s'appelle la théorie des orbitales moléculaires. La fonction d'onde décrivant une orbitale moléculaire peut être obtenue par la combinaison linéaire d'orbitales atomiques. Les formes orbitales de liaison, lorsque deux orbitales atomiques interagissent dans la même phase (interaction constructive). Quand ils interagissent hors phase (interaction destructive), les orbitales anti-liaisons de. Il existe donc une orbitale de liaison et anti-liaison pour chaque interaction sub-orbitale. Dans les molécules, les orbitales de liaison et anti-liaison sont disposées. Les orbitales de liaison ont une faible énergie et les électrons y résident plus souvent. Les orbitales anti-liaison sont riches en énergie, et lorsque toutes les orbitales de liaison sont remplies, les électrons vont remplir les orbitales anti-liaison.