Gedelokaliseerd elektron: verschil tussen versies

Ruwweg kunnen de elektronen in een molecuul in twee groepen worden verdeeld: elektronen die in lagere [[elektronenschil|schil]]len in de atomen zitten, en sterk aan een atoom gebonden zijn en daarmee in hoge mate gelokaliseerd zijn, en de elektronen die de [[covalente binding]]en verzorgen. De [[valentiebindingstheorie]] beschrijft dit in termen van [[orbitaal|orbitalen]]: de orbitalen van twee atomen overlappen gedeeltelijk, wat energetisch voordelig kan zijn. In dat geval ontstaat er een [[chemische binding|binding]] tussen de twee atomen. Een benaderend model dat veel gehanteerd wordt is de beschrijving van de elektronenstructuur in termen van [[hybridisatie (scheikunde)|hybridisatie]] theorie: mengvormen van verschillende typen orbitalen geven een grotere overlap, daarmee een lagere energie en een stabielere binding. In dit model wordt de binding echter nog steeds als lokaal tussen twee atomen beschreven. In veel gevallen gaat een dergelijke lokale beschrijving niet meer op: in de toestand met de laagste energie ([[grondtoestand]]) strekken orbitalen zich over meerdere atomen uit. Een elektron in zo'n orbitaal is dan gedelokaliseerd: het kan zich als het ware 'verplaatsen' van het ene naar