Teoria wiązań walencyjnych

Teoria wiązań walencyjnych wyjaśnia wiązanie kowalencyjne jako nakładanie się orbitali atomowych sąsiednich atomów. W typowym ujęciu wprowadzającym elektrony wiążące są zlokalizowane głównie między dwoma jądrami, dlatego model ten pomaga wyjaśnić kierunkowość wiązań, wiązania $\sigma$, wiązania $\pi$ oraz hybrydyzację.

Jeśli masz zapamiętać tylko jedno pytanie, niech będzie to: które orbitale nakładają się, aby utworzyć wiązanie? To pytanie zwykle prowadzi znacznie bliżej rzeczywistej chemii niż narysowanie kreski między dwoma atomami i poprzestanie na tym.

Co mówi teoria wiązań walencyjnych

W chemii wprowadzającej teoria wiązań walencyjnych zwykle podkreśla trzy idee:

• wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych
• elektrony wiążące traktuje się jako zlokalizowane głównie między dwoma atomami
• typ wiązania i jego kierunek zależą od tego, jak orbitale nakładają się w przestrzeni

Dlatego kształt orbitali ma znaczenie. Nakładanie czołowe daje wiązanie $\sigma$. Boczne nakładanie równoległych, niezhybrydyzowanych orbitali $p$ daje wiązanie $\pi$.

Dlaczego nakładanie orbitali ma znaczenie

Nie każde nakładanie jest równie skuteczne. Bardziej efektywne nakładanie zwykle oznacza większą gęstość elektronową między jądrami i, w ramach tego modelu, silniejsze oddziaływanie wiążące.

Znaczenie ma też kierunek. Ponieważ orbitale są skierowane w określonych kierunkach, teoria wiązań walencyjnych pomaga wyjaśnić, dlaczego wiele wiązań kowalencyjnych ma przewidywalne kształty zamiast przypadkowych układów.

Przykład: eten i dlaczego wiązanie podwójne ma dwie części

Eten, $C_2H_4$, jest dobrym przykładem, ponieważ pokazuje jednocześnie hybrydyzację i nakładanie orbitali w jednej cząsteczce.

Każdy atom węgla w etenie jest w podstawowym opisie teorii wiązań walencyjnych zwykle przedstawiany jako zhybrydyzowany $sp^2$. Oznacza to, że każdy atom węgla ma trzy orbitale $sp^2$ w jednej płaszczyźnie oraz jeden niezhybrydyzowany orbital $p$ prostopadły do tej płaszczyzny.

Wtedy obraz wiązań wygląda tak:

• jeden orbital $sp^2$ jednego atomu węgla nakłada się czołowo z orbitalem $sp^2$ drugiego atomu węgla, tworząc wiązanie $C-C$ $\sigma$
• pozostałe orbitale $sp^2$ na każdym atomie węgla nakładają się z orbitalami wodoru $1s$, tworząc cztery wiązania $C-H$ $\sigma$
• niezhybrydyzowane orbitale $p$ obu atomów węgla nakładają się bocznie, tworząc jedno wiązanie $\pi$

Zatem wiązanie podwójne węgiel–węgiel w etenie nie składa się z dwóch identycznych wiązań. To jedno wiązanie $\sigma$ i jedno wiązanie $\pi$. Jest to bezpośrednie wyjaśnienie w ramach teorii wiązań walencyjnych zarówno typu wiązania, jak i geometrii.

Jak pasuje tu hybrydyzacja

Podstawowa teoria wiązań walencyjnych może opisywać proste nakładania, takie jak $1s-1s$ lub $p-p$. Dla wielu cząsteczek to nie wystarcza, aby wyjaśnić obserwowane kąty wiązań.

Hybrydyzacja rozszerza model, pozwalając orbitalom tego samego atomu mieszać się przed utworzeniem wiązania. W tym ujęciu oznaczenia takie jak $sp$, $sp^2$ i $sp^3$ pomagają wyjaśnić typowe układy wiązań: liniowy, trygonalny płaski i tetraedryczny.

W większości kursów chemii na poziomie podstawowym hybrydyzacja jest nauczana jako część szerszego modelu teorii wiązań walencyjnych. To model używany do wyjaśniania schematów wiązań, a nie odrębna konkurencyjna teoria.

Teoria wiązań walencyjnych a teoria orbitali molekularnych

Teoria wiązań walencyjnych i teoria orbitali molekularnych opisują wiązania kowalencyjne, ale akcentują różne obrazy.

Teoria wiązań walencyjnych skupia się na zlokalizowanych wiązaniach między określonymi parami atomów. Teoria orbitali molekularnych wykorzystuje orbitale, które mogą rozciągać się na całą cząsteczkę. W wielu zadaniach wprowadzających teoria wiązań walencyjnych daje szybki lokalny obraz. Jeśli elektrony są silnie zdelokalizowane, teoria orbitali molekularnych często opisuje ich rozkład bardziej naturalnie.

Żadnego z tych modeli nie należy traktować jako jedynego poprawnego języka dla każdej cząsteczki. Lepszy model zależy od tego, jaką cechę próbujesz wyjaśnić.

Typowe błędy

Traktowanie tej teorii jak struktury Lewisa opisanej nowymi słowami

Nie chodzi tylko o samą kreskę wiązania. Chodzi o nakładanie orbitali, które tworzy gęstość elektronową wiążącą między atomami.

Zakładanie, że każdą cząsteczkę najlepiej opisują całkowicie zlokalizowane wiązania

Teoria wiązań walencyjnych najlepiej działa jako model zlokalizowanych wiązań. Jeśli cząsteczka wykazuje silną delokalizację, czysto lokalny obraz może pominąć ważne właściwości.

Zapominanie o warunku koniecznym do powstania wiązania $\pi$

Wiązanie $\pi$ wymaga równoległych, niezhybrydyzowanych orbitali $p$, które mogą nakładać się bocznie. Jeśli taka geometria nie jest możliwa, typowy obraz wiązania $\pi$ nie ma zastosowania.

Traktowanie hybrydyzacji jako odrębnej teorii

W większości kursów wprowadzających hybrydyzacja jest rozszerzeniem teorii wiązań walencyjnych, a nie całkowicie niezależną teorią.

Kiedy chemicy używają teorii wiązań walencyjnych

Teoria wiązań walencyjnych jest szczególnie użyteczna, gdy chcesz wyjaśnić:

• dlaczego między dwoma atomami powstaje wiązanie kowalencyjne
• dlaczego dane wiązanie jest wiązaniem $\sigma$ albo $\pi$
• dlaczego wiązania mają kierunkowość
• dlaczego hybrydyzacja pomaga wyjaśnić kąty wiązań w wielu typowych cząsteczkach

Jest najbardziej praktyczna wtedy, gdy cząsteczkę można dość dobrze opisać za pomocą zlokalizowanych wiązań i obrazu podobnego do struktury Lewisa. Dlatego tak często pojawia się we wstępie do chemii organicznej i w dyskusjach o wiązaniach.

Spróbuj podobnego przypadku

Spróbuj samodzielnie przeanalizować acetylen, $C_2H_2$. Zadaj pytanie, które orbitale nakładają się, aby utworzyć wiązanie $C-C$, ile wiązań $\pi$ występuje i dlaczego geometria jest liniowa. Jeśli chcesz przejść do jeszcze jednego powiązanego tematu, zajmij się następnie hybrydyzacją i porównaj $sp$, $sp^2$ oraz $sp^3$ jako modele wiązań.