Unterschied zwischen VSEPR und Valence Bond Theory - Unterschied Zwischen

Unterschied zwischen VSEPR und Valence Bond Theory

Hauptunterschied - VSEPR vs. Valence Bond Theory

VSEPR und Valenzbindungstheorie sind zwei Theorien, die zur Erklärung der Eigenschaften kovalenter Verbindungen verwendet werden. Die VSEPR-Theorie erklärt die räumliche Anordnung von Atomen in einem Molekül. Diese Theorie verwendet die Abstoßungen zwischen freien Elektronenpaaren und Bindungselektronenpaaren, um die Form eines bestimmten Moleküls vorherzusagen. Die Valenzbindungstheorie erklärt die chemische Bindung zwischen Atomen. Diese Theorie erklärt die Überlappung von Orbitalen, um entweder eine Sigma-Bindung oder eine Pi-Bindung zu bilden. Der Hauptunterschied zwischen VSEPR und der Valenzbindungstheorie ist der VSEPR beschreibt die Geometrie eines Moleküls, während die Valenzbiegetheorie die chemische Bindung in Molekülen beschreibt.

Wichtige Bereiche

1. Was ist die VSEPR-Theorie?
      - Definition, Erklärung, Anwendung mit Beispielen
2. Was ist Valenzbindungstheorie?
      - Definition, Erklärung, Anwendung mit Beispielen
3. Was ist der Unterschied zwischen der VSEPR- und der Valence-Bond-Theorie?
      - Vergleich der wichtigsten Unterschiede

Schlüsselbegriffe: Kovalente Bindung, Geometrie, Hybridisierung, Pi-Bond, Sigma-Bond, Valenz-Bond-Theorie, VSEPR-Theorie


Was ist die VSEPR-Theorie?

VSEPR oder Valence-Shell-Elektronenpaar-Abstoßungs-Theorie ist die Theorie, die die Geometrie eines Moleküls vorhersagt. Mit der VSEPR-Theorie können wir räumliche Anordnungen für Moleküle vorschlagen, die kovalente Bindungen oder Koordinationsbindungen aufweisen. Diese Theorie basiert auf den Abstoßungen zwischen Elektronenpaaren in der Valenzschale von Atomen. Elektronenpaare werden in zwei Arten als Bindungspaare und Einzelpaare gefunden. Zwischen diesen Elektronenpaaren gibt es drei Arten der Abstoßung.

  • Bindungspaar - Abstoßung des Bindungspaares
  • Bond Pair - Abstoßung eines Einzelpaares
  • Einzelpaar - Abstoßung eines Einzelpaares

Diese Abstoßungen treten auf, weil alle diese Paare Elektronenpaare sind; da sie alle negativ geladen sind, stoßen sie sich gegenseitig ab. Es ist wichtig zu beachten, dass diese Abstoßungen nicht gleich sind. Die Abstoßung, die ein einzelnes Paar erzeugt, ist höher als die eines Bindungspaares. Mit anderen Worten, einsame Paare benötigen mehr Platz als Bondpaare.

  • Abstoßung durch einsames Paar> Abstoßung durch Bondpaar

Die VSEPR-Theorie kann verwendet werden, um sowohl die Elektronengeometrie als auch die Molekülgeometrie vorherzusagen. Die Elektronengeometrie ist die Form des Moleküls einschließlich der vorhandenen Einzelpaare. Die Molekülgeometrie ist die Form des Moleküls, wenn nur die Bindungselektronenpaare berücksichtigt werden.

Die folgenden Formen sind die Grundformen von Molekülen, die unter Verwendung der VSEPR-Theorie erhalten werden können.


Abbildung 1: Tabelle der Molekülgeometrie

Die Geometrie eines Moleküls wird durch die Anzahl der Bindungspaare und der Einzelpaare um ein Zentralatom bestimmt. Das Zentralatom ist oft das am wenigsten elektronegative Atom unter den im Molekül vorhandenen Atomen. Die genaueste Methode zur Bestimmung des Zentralatoms ist jedoch die Berechnung der relativen Elektronegativität jedes Atoms. Betrachten wir zwei Beispiele.

  • BeCl2 (Berylliumchlorid)

    Das Zentralatom ist Be.
    Es hat 2 Valenzelektronen.
    Cl-Atom kann sich ein Elektron pro Atom teilen.
    Daher ist die Gesamtzahl der Elektronen um das Zentralatom 2 (von Be) + 1 × 2 (von Cl-Atomen) = 4
    Daher ist die Anzahl der Elektronenpaare um das Be-Atom = 4/2 = 2
    Anzahl der vorhandenen Einzelanleihen = 2
    Anzahl der vorhandenen einsamen Paare = 2 - 2 = 0
    Daher ist die Geometrie des BeCl2-Moleküls linear.


Abbildung 2: Lineare Struktur von BeCl2 Molekül

  • H2O Molekül

Das Zentralatom ist O.
Die Anzahl der Valenzelektronen um O ist 6.
Die Anzahl der von H pro Atom gemeinsam genutzten Elektronen beträgt 1.
Daher ist die Gesamtzahl der Elektronen um O = 6 (O) + 1 x 2 (H) = 8
Anzahl der Elektronenpaare um O = 8/2 = 4
Anzahl der einsamen Paare um O = 2
Anzahl der Einzelbindungen um O = 2
Daher ist die Geometrie von H2O eckig.


Abbildung 3: Geometrie von H2O Molekül

Bei Betrachtung der beiden obigen Beispiele bestehen beide Moleküle aus 3 Atomen. Beide Moleküle haben zwei einzelne kovalente Bindungen. Die Geometrien unterscheiden sich jedoch voneinander. Der Grund ist, dass H2O hat zwei freie Paare, aber BeCl2 hat keine einsamen Paare. Die einsamen Paare am O-Atom stoßen die Bindungselektronenpaare ab. Diese Abstoßung bewirkt, dass sich die beiden Bindungen nahe kommen. Aufgrund der Abstoßung zwischen zwei Bindungspaaren können sie jedoch nicht sehr nahe kommen. Das heißt, es gibt eine Nettoabstoßung zwischen Elektronenpaaren um das O-Atom. Dies führt zu einem eckigen Molekül anstelle eines linearen. In BeCl2 Moleküls treten keine Abstoßungen aufgrund von Einzelpaaren auf, da keine Einzelpaare vorhanden sind. Daher treten nur die Abstoßungen von Bindungspaaren auf und die Bindungen befinden sich in den entferntesten Positionen, in denen eine minimale Abstoßung auftritt.

Was ist Valence-Bond-Theorie?

Die Valenzbindungstheorie ist eine Theorie, die die chemische Bindung in einer kovalenten Verbindung erklärt. Kovalente Verbindungen bestehen aus Atomen, die über kovalente Bindungen miteinander verbunden sind. Eine kovalente Bindung ist eine Art chemischer Bindung, die durch das Teilen von Elektronen zwischen zwei Atomen entsteht. Diese Atome teilen Elektronen, um ihre Orbitale zu füllen und stabil zu werden. Wenn ein Atom ungepaarte Elektronen enthält, ist es weniger stabil als ein Atom mit gepaarten Elektronen. Daher bilden Atome kovalente Bindungen, um alle Elektronen zu paaren.

Atome haben Elektronen in ihren Schalen. Diese Schalen setzen sich aus Unterschalen wie s, p, d usw. zusammen. Mit Ausnahme der s-Unterschale bestehen andere Unterschalen aus Orbitalen. Die Anzahl der Orbitale in jeder Sub-Shell ist unten angegeben.

Sub-Shell

Anzahl der Orbitale

Namen der Orbitale

s

0

p

3

pxpypz

d

5

dxzdxydyzdx2y2dz2

Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen, die entgegengesetzte Drehungen haben. Die Valenzbindungstheorie besagt, dass Elektronenaustausch durch Überlappung von Orbitalen erfolgt. Da Elektronen vom Kern angezogen werden, können Elektronen das Atom nicht vollständig verlassen. Daher teilen sich diese Elektronen die beiden Atome.

Es gibt zwei Arten von kovalenten Bindungen, die als Sigma-Bindungen und Pi-Bindungen bekannt sind. Diese Bindungen entstehen durch Überlappung oder Hybridisierung von Orbitalen. Nach dieser Hybridisierung wird ein neues Orbital zwischen zwei Atomen gebildet. Das neue Orbital wird nach der Art der Hybridisierung benannt. Eine Sigma-Bindung wird immer aufgrund der Überlappung zweier s-Orbitale gebildet. Eine pi-Bindung entsteht, wenn sich zwei p-Orbitale überlappen.

Wenn s-Orbital ein p-Orbital überlappt, unterscheidet es sich von s-s-Orbitalüberlappung und p-p-Orbitalüberlappung. Um diese Art der Bindung zu erklären, hat der Wissenschaftler Linus Pauling eine Hybridisierung von Orbitalen gefunden. Hybridisierung verursacht die Bildung von Hybridorbitalen. Es gibt drei Hauptarten von Hybridorbitalen wie folgt.

sp3 Hybrid-Orbitale

Dieses Orbital wird gebildet, wenn ein s-Orbital und 3-p-Orbitale hybridisiert werden. (S-Orbitale sind kugelförmig und p-Orbitale haben eine Hantelform. Die sp3 Das Orbital erhält eine neue Form.) Daher hat das Atom nun 4 Hybridorbitale.

sp2 Hybrid-Orbitale

Dieses Orbital wird gebildet, wenn ein s-Orbital und 2-p-Orbitale hybridisiert werden. Die Form unterscheidet sich von der der Orbitale und der Orbitale. Das Atom hat jetzt 3 Hybridorbitale und ein nicht hybridisiertes p-Orbital.

sp Hybrid-Orbitale

Dieses Orbital wird gebildet, wenn ein s-Orbital und ein p-Orbital hybridisiert werden. Die Form unterscheidet sich von der der Orbitale und der Orbitale. Jetzt hat das Atom 2 Hybridorbitale und 2 nicht hybridisierte p-Orbitale.


Abbildung 04: Formen von Hybridorbitalen

Unterschied zwischen VSEPR und Valence Bond Theory

Definition

VSEPR: Die VSEPR-Theorie ist die Theorie, die die Geometrie eines Moleküls vorhersagt.

Valence-Bond-Theorie: Die Valenzbindungstheorie ist eine Theorie, die die chemische Bindung in einer kovalenten Verbindung erklärt.

Basis

VSEPR: Die VSEPR-Theorie basiert auf den Abstoßungen zwischen freien Elektronenpaaren und Bindungselektronenpaaren.

Valence-Bond-Theorie: Die Valenzbindungstheorie basiert auf der Überlappung von Orbitalen, um eine chemische Bindung zu bilden.

Orbitale

VSEPR: Die VSEPR-Theorie gibt keine Details über Orbitale in Atomen eines Moleküls an.

Valence-Bond-Theorie: Die Valenzbindungstheorie gibt Details zu den Orbitalen in Atomen eines Moleküls an.

Geometrie

VSEPR: Die VSEPR-Theorie gibt die Geometrie von Molekülen an.

Valence-Bond-Theorie: Die Valenzbindungstheorie gibt nicht die Geometrie von Molekülen an.

Chemische Verbindung

VSEPR: Die VSEPR-Theorie gibt nicht die Art der Bindungen zwischen Atomen an.

Valence-Bond-Theorie: Die Valenzbindungstheorie zeigt die Arten von Bindungen zwischen Atomen an.

Fazit

Sowohl die VSEPR-Theorie als auch die Valenzbindungstheorie sind grundlegende Theorien, die entwickelt wurden, um die Formen und Bindungen chemischer Spezies zu verstehen. Diese Theorien werden auf Verbindungen mit kovalenten Bindungen angewendet. Der Unterschied zwischen der VSEPR- und der Valenzbindungstheorie besteht darin, dass die VSEPR-Theorie die Form eines Moleküls erklärt, während die Valenzbindungstheorie die Bildung chemischer Bindungen zwischen Atomen eines Moleküls erklärt.

Verweise:

1. Jessie A. Key und David W. Ball. “Einführung in die Chemie - 1st Canadian Edition.” Valence Bond Theory und Hybrid Orbitals | Einführung in die Chemie - 1. kanadische Ausgabe. N.p., n. D. Netz.