Valentiebindingstheorie: verschil tussen versies
Verwijderde inhoud Toegevoegde inhoud
k →Geschiedenis: lf, Help mee! met AWB |
k Botgeholpen oplossing voor doorverwijzing: Hybridisatie - Verwijzing(en) gewijzigd naar hybridisatie (natuurkunde) |
||
Regel 3:
== Geschiedenis ==
In [[1916]] veronderstelde [[Gilbert Lewis (scheikundige)|Gilbert Lewis]] dat een chemische binding wordt gevormd door de interactie van twee gedeelde [[bindingselektron]]en met moleculen gerepresenteerd als [[Lewistheorie|Lewisstructuren]]. In 1927 werd de [[Heitler-Londontheorie]], geformuleerd door [[Walter Heitler]] en [[Fritz London]], die voor de eerste keer de mogelijkheid bood om de bindingseigenschappen van het [[Waterstof (element)|waterstofmolecuul]] H<sub>2</sub> te berekenen op basis van [[kwantummechanica|kwantummechanische]] beschouwingen. Walter Heitler ontdekte hoe de [[Schrödingervergelijking]] (1925) gebruikt kon worden om te laten zien hoe de [[golffunctie]]s van twee waterstofatomen samengaan om een [[covalente binding]] te vormen. Samen met Fritz London werkte hij de details van de theorie uit. Later gebruikte [[Linus Pauling]] het idee van paarbinding van Lewis samen met de Heitler-Londontheorie om twee andere concepten van de valentiebindingstheorie te ontwikkelen: [[resonantie]] (1928) en orbitaal[[hybridisatie (natuurkunde)|hybridisatie]] (1930). Volgens [[Charles Coulson]], auteur van het boek ''Valence'' uit 1952, markeert deze periode de start van de moderne valentiebindingstheorie in tegenstelling tot de oudere valentiebindingstheorieën, die in feite valentie-elektronentheorieën zijn, gebaseerd op pre-golfmechanische termen.
== Theorie ==
Een valentiebindingsstructuur is gelijk aan een Lewisstructuur, maar waar een enkele Lewisstructuur niet kan worden geschreven, worden verschillende valentiebindingsstructuren gebruikt. Elk van deze VB-structuren representeert een specifieke Lewisstructuur. De combinatie van VB-structuren is het belangrijke punt voor de resonantietheorie. De VB-theorie zegt dat de overlappende atomaire [[orbitaal|orbitalen]] van de deelnemende atomen een chemische binding vormen. Vanwege de overlap is het zeer [[waarschijnlijkheid|waarschijnlijk]] dat elektronen zich in de bindingsregio bevinden. De VB-theorie ziet bindingen als zwakke gekoppelde orbitalen (kleine overlap). Met de theorie is het eenvoudigst te werken bij moleculen die zich in de [[grondtoestand]] bevinden.
De overlappende atomaire orbitalen kunnen verschillen. De twee types van overlappende orbitalen zijn sigma en pi. [[Sigma-binding]]en ontstaan als de orbitalen van twee gedeelde elektronen elkaar head-to-head overlappen. [[Pi-binding]]en ontstaan als twee parallelle orbitalen overlappen. Bijvoorbeeld, een binding tussen twee [[s-orbitaal]] elektronen is een sigmabinding, omdat twee bollen altijd coaxiaal zijn. In termen van [[bindingsorde]] hebben enkele bindingen een sigmabinding. [[Dubbele binding (chemisch)|Dubbele bindingen]] bestaan uit een sigma- en een pi-binding en [[drievoudige binding]]en bestaan uit een sigma en twee pi-bindingen. Maar de atomaire orbitalen voor bindingen kunnen hybriden (kruisingen) zijn. Vaak heeft de bindende atomaire orbitaal een karakter van verschillende mogelijke soorten orbitalen. De methodes om een atomaire orbitaal te verkrijgen met het juiste bindingskarakter wordt [[hybridisatie (natuurkunde)|hybridisatie]] genoemd.
== Hedendaagse VB theorie ==
| |||