Valensbindingsteori

Lothar Meyer i sin bok fra 1864, Die modernen Theorien der Chemie, en tidlig versjon av det periodiske systemet som inneholder 28 grunnstoffer, klassifisert elementer i seks familier etter deres valens - for første gang hadde elementene blitt gruppert i henhold til deres valens. Arbeider med å organisere elementene etter atomvekt, frem til da hadde blitt hindret av den utbredte bruken av ekvivalente vekter for elementene, i stedet for atomvekt.^[2]

I 1916 foreslo Gilbert N. Lewis at en kjemisk binding dannes ved interaksjon av to delte bindingselektroner, med representasjon av molekyler som Lewisstrukturer. Kjemikeren Charles Rugeley Bury foreslo i 1921 at åtte og atten elektroner i et skall danner stabile konfigurasjoner. Bury foreslo at elektronkonfigurasjonene i overgangselementer var avhengig av valenselektronene i deres ytre skall.^[3] I 1916 la Kossel frem sin teori om den ioniske kjemiske bindingen (oktettregelen), også uavhengig fremmet samme år av Gilbert N. Lewis.^[4][5] Walther Kossel la frem en teori som ligner på Lewis, bare hans modell antok fullstendige overføringer av elektroner mellom atomer, og var dermed en modell for ionisk binding. Både Lewis og Kossel strukturerte sine bindingsmodeller etter Abeggs regel (1904).

Selv om det ikke finnes noen matematisk formel verken i kjemi eller kvantemekanikk for arrangementet av elektroner i atomet, kan hydrogenatomet beskrives ved Schrödinger-ligningen og Matrix Mechanics-ligningen begge avledet i 1925. Men for hydrogen alene, i 1927 ble Heitler–London-teorien formulert som for første gang muliggjorde beregning av bindingsegenskaper til hydrogenmolekylet H₂ basert på kvantemekaniske betraktninger. Konkret bestemte Walter Heitler hvordan Schrödingers bølgeligning (1926) skulle brukes for å vise hvordan to hydrogenatombølgefunksjoner går sammen, med pluss, minus og utvekslingsledd, for å danne en kovalent binding. Deretter ringte han opp sin kollega Fritz London og de utarbeidet detaljene i teorien i løpet av natten.^[6] Senere brukte Linus Pauling parbindingsideene til Lewis sammen med Heitler-London-teorien for å utvikle to andre nøkkelbegreper i VB-teorien: resonans (1928) og orbital hybridisering (1930). Ifølge Charles Coulson, forfatter av den bemerkede boken Valence fra 1952, markerer denne perioden starten på «moderne valensbindingsteori», i motsetning til eldre valensbindingsteorier, som i hovedsak er elektroniske teorier om valens i pre-bølgemekaniske termer.

Linus Pauling publiserte i 1931 bok om valensbindingsteori: "On the Nature of the Chemical Bond". Med utgangspunkt i denne artikkelen, ville Paulings lærebok fra 1939: On the Nature of the Chemical Bond bli det noen har kalt bibelen om moderne kjemi. Denne boken hjalp eksperimentelle kjemikere til å forstå virkningen av kvanteteori på kjemi. Den senere utgaven i 1959 klarte imidlertid ikke å adressere problemene som så ut til å bli bedre forstått av molekylær orbitalteori. Virkningen av valensteori avtok i løpet av 1960- og 1970-tallet ettersom molekylær orbitalteori vokste i nytte ettersom den ble implementert i store digitale dataprogrammer. Siden 1980-tallet har de vanskeligere problemene, med å implementere valensbindingsteori i dataprogrammer, i stor grad blitt løst, og valensbindingsteori har sett en gjenoppblomstring.

 

Ifølge denne teorien dannes en kovalent binding mellom to atomer ved overlapping av halvfylte valensatomorbitaler til hvert atom som inneholder ett uparet elektron. En valensbindingsstruktur ligner på en Lewisstruktur, men der en enkelt Lewisstruktur ikke kan skrives, brukes flere valensbindingsstrukturer. Hver av disse VB-strukturene representerer en spesifikk Lewis-struktur. Denne kombinasjonen av valensbindingsstrukturer er hovedpoenget med resonansteori. Valensbindingsteori anser at de overlappende atomorbitalene til de deltakende atomene danner en kjemisk binding. På grunn av overlappingen er det mest sannsynlig at elektroner bør være i bindingsområdet. Valensbindingsteori ser på bindinger som svakt koblede orbitaler (liten overlapping). Valensbindingsteori er vanligvis lettere å bruke i grunntilstandsmolekyler. Kjerneorbitalene og elektronene forblir i det vesentlige uendret under dannelsen av bindinger.

 

De overlappende atomorbitalene kan variere. De to typene overlappende orbitaler er sigma og pi. Sigma-bindinger oppstår når orbitalene til to delte elektroner overlapper hverandre. Pi-bindinger oppstår når to orbitaler overlapper når de er parallelle. For eksempel er en binding mellom to s-orbitale elektroner en sigma-binding, fordi to sfærer alltid er koaksiale. Når det gjelder bindingsrekkefølge, har enkeltbindinger en sigmabinding, dobbeltbindinger består av en sigma-binding og en pi-binding, og trippelbindinger inneholder en sigma-binding og to pi-bindinger. Imidlertid kan atomorbitalene for binding være hybrider. Ofte har de bindende atomorbitalene karakter av flere mulige typer orbitaler. Metodene for å få en atomorbital med riktig karakter for bindingen kalles hybridisering.