4.5 VALENCE BOND THEORY As we know

4.5 VALENCE BOND THEORY As we know that Lewis approach helps in writing the structure of molecules but it fails to explain the formation of chemical bond. It also does not give any reason for the difference in bond dissociation enthalpies and bond lengths in molecules like H2 (435.8 kJ mol-1, 74 pm) and F2 (155 kJ mol-1, 144 pm), although in both the cases a single covalent bond is formed by the sharing of an electron pair between the respective atoms. It also gives no idea about the shapes of polyatomic molecules. Similarly the VSEPR theory gives the geometry of simple molecules but theoretically, it does not explain them and also it has limited applications. To overcome these limitations the two important theories based on quantum mechanical principles are introduced. These are valence bond (VB) theory and molecular orbital (MO) theory. Valence bond theory was introduced by Heitler and London (1927) and developed further by Pauling and others. A discussion of the valence bond theory is based on the
knowledge of atomic orbitals, electronic configurations of elements (Units 2), the overlap criteria of atomic orbitals, the hybridization of atomic orbitals and the principles of variation and superposition. A rigorous treatment of the VB theory in terms of these aspects is beyond the scope of this book. Therefore, for the sake of convenience, valence bond theory has been discussed in terms of qualitative and non-mathematical treatment only. To start with, let us consider the formation of hydrogen molecule which is the simplest of all molecules. Consider two hydrogen atoms A and B approaching each other having nuclei NA and NB and electrons present in them are represented by eA and eB. When the two atoms are at large distance from each other, there is no interaction between them. As these two atoms approach each other, new attractive and repulsive forces begin to operate. Attractive forces arise between: (i) nucleus of one atom and its own electron that is NA – eA and NB– eB.

ผลลัพธ์ (ไทย) 1:

4.5 วาเลนซ์บอนด์ทฤษฎีเป็นเรารู้ว่า ลูอิสวิธีที่ช่วยในการเขียนโครงสร้างของโมเลกุล แต่มันไม่สามารถอธิบายการก่อตัวของพันธะเคมี มันยังไม่ให้เหตุผลใด ๆ สำหรับความแตกต่างของพันธบัตร dissociation enthalpies และผูกพันความยาวโมเลกุลเช่น H2 (435.8 kJ mol-1, 74 pm) และ F2 (155 kJ mol-1, 144 pm), แม้ ว่าในทั้งสองกรณี พันธะโคเวเลนต์เดี่ยวจะเกิดขึ้น โดยการร่วมกันเป็นคู่อิเล็กตรอนระหว่างอะตอมที่เกี่ยวข้อง นอกจากนี้มันยังช่วยให้ความคิดเกี่ยวกับรูปร่างของโมเลกุลหลายวาเลนซ์ ในทำนองเดียวกันทฤษฎีการผลักของคู่อิเล็กตรอนให้เรขาคณิตของโมเลกุลอย่างง่าย แต่ในทางทฤษฎี มันไม่ได้อธิบาย และยัง มันมีจำกัดการใช้งาน เพื่อเอาชนะข้อจำกัดเหล่านี้ มีนำทฤษฎีสำคัญสองยึดหลักกลควอนตัม ทฤษฎีวาเลนซ์บอนด์ (VB) และโมเลกุลของวงโคจร (MO) ทฤษฎีเหล่านี้ได้ แนะนำ โดย Heitler และลอนดอน (1927) และได้พัฒนาทฤษฎีวาเลนซ์บอนด์โดย Pauling และอื่น ๆ การสนทนาของวาเลนซ์บอนด์ทฤษฎีเป็นไปตามความรู้ของ orbitals อะตอม โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบ (2 หน่วย), เงื่อนไขการทับซ้อนของ orbitals อะตอม hybridization ของ orbitals อะตอม และหลักการของ superposition และเปลี่ยนแปลง การรักษาอย่างเข้มงวดทฤษฎี VB ในแง่ของลักษณะเหล่านี้อยู่นอกเหนือขอบเขตของหนังสือเล่มนี้ ดังนั้น เพื่อสะดวก วาเลนซ์บอนด์ทฤษฎีได้รับการกล่าวในแง่ของการรักษาคุณภาพ และไม่ใช่ทางคณิตศาสตร์เท่านั้น เริ่มต้นด้วย ขอให้เราพิจารณาการก่อตัวของโมเลกุลไฮโดรเจนซึ่งเป็นที่ง่ายที่สุดของโมเลกุลทั้งหมด พิจารณาอะตอมไฮโดรเจนทั้งสอง A และ B เข้าใกล้กันมีนิวเคลียส NA และ NB และอิเล็กตรอนที่อยู่ในนั้นแสดง โดย eA และ eB เมื่อทั้งสองอะตอมมีขนาดใหญ่ระยะห่าง คุณจะไม่มีการโต้ตอบระหว่างกัน ฐานะเหล่านี้ทั้งสองอะตอมเข้าใกล้กัน ใหม่น่าสนใจ และผลักกองเริ่มต้นการใช้งาน กองทัพน่าเกิดขึ้นระหว่าง: (i) นิวเคลียสของอะตอมหนึ่งและอิเล็กตรอนของตัวเองที่นา – eA และ NB – eB

ผลลัพธ์ (ไทย) 2:

4.5 ความจุ BOND ทฤษฎีที่เรารู้ว่าลูอิสวิธีการช่วยในการเขียนโครงสร้างของโมเลกุล แต่ก็ล้มเหลวในการอธิบายการก่อตัวของพันธบัตรเคมี นอกจากนี้ยังไม่ได้ให้เหตุผลสำหรับความแตกต่างใน enthalpies พันธะและความยาวพันธะในโมเลกุลเช่น H2 (435.8 กิโลจูล mol-1, 74 PM) และ F2 (155 กิโลจูล mol-1, 144 PM) ใด ๆ แม้ในทั้งสองกรณีที่ พันธะโควาเลนเดียวจะเกิดขึ้นจากการมีส่วนร่วมของคู่อิเล็กตรอนระหว่างอะตอมที่เกี่ยวข้อง นอกจากนี้ยังให้ความคิดเกี่ยวกับรูปร่างของโมเลกุล polyatomic ไม่มี ในทำนองเดียวกันทฤษฎี VSEPR ให้รูปทรงเรขาคณิตของโมเลกุลที่เรียบง่าย แต่ในทางทฤษฎีก็ไม่ได้อธิบายให้พวกเขาและยังมีการใช้งาน จำกัด เพื่อเอาชนะข้อ จำกัด เหล่านี้ทั้งสองทฤษฎีที่สำคัญบนพื้นฐานของหลักการทางกลควอนตัมได้ถูกนำเสนอ เหล่านี้มีความจุพันธบัตร (VB) ทฤษฎีและการโคจรโมเลกุล (MO) ทฤษฎี ทฤษฎีพันธบัตร Valence ถูกนำโดย Heitler และลอนดอน (1927) และได้รับการพัฒนาต่อไปโดยลิงและอื่น ๆ การอภิปรายของทฤษฎี Valence พันธบัตรจะขึ้นอยู่กับ
ความรู้ของปรมาณู orbitals การกำหนดค่าขององค์ประกอบอิเล็กทรอนิกส์ (หน่วยที่ 2) เกณฑ์การทับซ้อนของ orbitals อะตอมผสมพันธุ์ของ orbitals อะตอมและหลักการของการเปลี่ยนแปลงและซ้อน การรักษาอย่างเข้มงวดของทฤษฎี VB ในแง่ของลักษณะเหล่านี้อยู่นอกเหนือขอบเขตของหนังสือเล่มนี้ ดังนั้นเพื่อประโยชน์ในการอำนวยความสะดวกทฤษฎี Valence ตราสารหนี้ที่ได้รับการกล่าวถึงในแง่ของการรักษาคุณภาพและไม่ใช่ทางคณิตศาสตร์เท่านั้น เริ่มต้นด้วยการให้เราพิจารณาการก่อตัวของไฮโดรเจนโมเลกุลซึ่งเป็นโมเลกุลที่ง่ายที่สุดของทั้งหมด พิจารณาสองไฮโดรเจนอะตอม A และ B ใกล้แต่ละอื่น ๆ ที่มีนิวเคลียส NA และ NB และอิเล็กตรอนในปัจจุบันพวกเขาจะแสดงโดยอีและ EB เมื่อทั้งสองอะตอมอยู่ที่ระยะทางขนาดใหญ่จากแต่ละอื่น ๆ ที่มีการทำงานร่วมกันระหว่างพวกเขาไม่มี ในฐานะที่เป็นทั้งสองอะตอมแต่ละวิธีอื่น ๆ กองกำลังที่น่าสนใจและน่ารังเกียจใหม่เริ่มทำงาน กองกำลังที่น่าสนใจเกิดขึ้นระหว่าง: (i) นิวเคลียสของอะตอมและอิเล็กตรอนของตัวเองที่เป็น na - อี NB- EB