Balentzia lotura teoria[aldatu iturburu kodea]

Kimikan , balentzia lotura teoria, orbital molekularren teoriarekin batera, mekanika kuantikoaren metodoak erabiliz lotura kimikoa azaltzeko garatu ziren. Atomo askeen orbital atomikoak (molekula osatzean) lotura bat emateko jasaten duten konbinazioan oinarritzen da. Orbital molekularren teoriak bestalde, molekula osoan sortutako orbital molekularrak hartzen ditu kontuan.

Planteamendua: Born Oppenheimerren hurbilketa[aldatu iturburu kodea]

Schrödinger ekuaziotik ateratako uhin funtzioak, molekulari buruzko datuak emango dizkigu. Beraz, $\operatorname {\hat {H}} \Psi =E\Psi$ ekuazioa erresolbatuz sistemaren energia lortuko da. Kasu honetan, eta molekulak aztertzen ari garenez, Hamiltondar operadoreak hainbat aldagai izango ditu bere barruan; nukleoen energia zinetikoa, ${\hat {T}}_{N}$ , elektroien energia zinetikoa, ${\hat {T}}_{e}$ , elektroi eta nukleo arteko energia potentziala, ${\hat {V}}_{eN}$ , nukleoen arteko energia potentziala, ${\hat {V}}_{NN}$ , eta elektroien arteko energia potentziala, ${\hat {V}}_{ee}$ .

Beraz, molekularen ezaugarriak ezagutzeko hurrengo Hamiltondarra erabili beharko litzateke:

{\hat {H}}={\hat {T}}_{N}+{\hat {T}}_{e}+{\hat {V}}_{eN}+{\hat {V}}_{NN}+{\hat {V}}_{ee}

.

Halere, lortutako operadorea zehaztasunez ebaztea ezinezkoa da eta horregatik, Born-Oppenheimerren hurbilketa erabiltzen da ekuazioaren kalkulua errazteko. Hurbilketa honen ondorioz, elektroien eta nukleoen menpe dauden operadoreak banatu egingo dira, ondoren adierazten diren ekuazio sinpleagoak lortuz:

${{\hat {H}}_{e}}\Psi _{e}=E_{e}\Psi _{e}$

${{\hat {H}}_{N}}\Psi _{N}=E_{tot}\Psi _{N}$

Historia[aldatu iturburu kodea]

1916. urtean, G. N. Lewisek proposatu zuen lotura kimikoa, partekatutako bi elektroien arteko interakzioaren ondorioz sortzen dela, molekulak Lewisen egituraz adierazita egonda. 1927an, Heiter-London teoria aurkeztu zen. Teoria honek ahalbidetu zuen, lehen aldiz, hidrogeno molekularen H₂ lotura propietateen kalkulua mekanika kuantika oinarritzat hartuz. Walter Heitlerek adierazi zuen nola erabili Schrödingerren uhin ekuazioa bi hidrogeno atomoen uhin funtzioak batu eta lotura kobalentea emateko, horretarako, plus, minus and exchange terms erabiliz. Ondoren Fritz London lankidea deitu eta teoriaren berezitasunetan lan egin zuten. Beranduago, Linus Paulingek Lewisen elektroi pare lotzaile eta Heiter-London teoriak erabili zituen balentzia lotura teoriaren bi aspektu garatzeko; erresonantzia (1928) eta orbitalen hibridazioa (1930). Azkeneko aurrerapen horiek guztiek, hasiera eman zioten balentzia lotura teoria berriari, non, oinarritzat uhin-mekanika zuen.

Teoria[aldatu iturburu kodea]

Teoria honek azaltzen duenez, bi atomoren elektroi desparekatudun balentzi orbitalen arteko gainezarmena ematen denean sortzen da lotura kobalentea. Balentzi lotura baten estruktura, Lewis estrukturaren antzekoa da, baina Lewis estruktura bakarraren bidez irudikatu ezin daitekeena, hainbat balentzi loturaren estrukturen bidez azaltzen da. Balentzi loturaren estruktura hauetako bakoitzak Lewis estruktura zehatz bat adierazten du. Balentzi loturen konbinazioak dira Erresonantzia teoriaren atal nagusia. Balentzi loturaren teoriak kontsideratzen du gainezarmenean parte hartzen duten atomoetako orbital bakoitzak osatzen duela lotura kimikoa. Gainezarmenaren ondorioz, elektroia aurkitzeko probabilitate handiena, loturaren zonaldean dago. Balentzia loturaren teoriaren ikuspuntutik, lotura bat, bi orbitalen arteko gainezarmen txiki eta ahula da. Orokorrean, Balentzi loturaren teoria errazagoa da aplikatzen, oinarrizko egoeran dauden molekulei. Balentzi orbital eta balentzi elektroiak ez direnek, ez dute aldaketarik jasaten loturen eraketan.

Orbital atomikoen arteko gainezarmenak ezberdinak izan daitezke. Bi moduak sigma (σ) eta pi (π) gainezarmenak dira. Sigma (σ) lotura ematen da, orbitalen gainezarmena aurrez aurrekoa denean. Pi (π) loturak berriz, gainezarmen paraleloa ematen denean ematen dira. Adibidez, bi S orbitaleko elektroien arteko lotura beti izango da sigma (σ) lotura, orbital horien arteko gainezarmena beti izango baita koaxiala. Lotura ordenari dagokionez, lotura bakunak sigma (σ) lotura bakarra izango du, lotura bikoitzak, sigma (σ) eta pi (π) lotura bat, eta hirukoitzak aldiz, sigma (σ) bakarra eta bi pi (σ) lotura izango ditu. Hala ere, loturetan parte hartzen dutenean, orbital atomikoak hibridoak (ezberdinak) izan daitezke. Askotan, loturetako orbital atomikoek orbital mota ezberdinen izaerak erakusten dituzte. Prozesu honi, hau da, orbital atomiko batek beharrezkoak diren ezaugarriak lortzeari, hibridazioa deritzo.

Balentzia loturaren teoria gaur egun[aldatu iturburu kodea]

Gaur egun balentzia loturaren teoriak orbital molekularraren teoria osatu egiten du, baina ez dio gehitzen balentzia loturaren teoriari, elektroi pareak bi atomo espezifikoen artean kokatzen direla baina banatuak daudela orbital molekularretan, molekula osoan zehar zabaldu daitezkeenak. Orbital molekularraren teoriak propietate magnetikoak (diamagnetismoa/paramagnetismoa) eta ionikoak aurresan ditzake modu zuzen batean. Balentzia loturaren teoria erabilita ordea, antzeko emaitzak lortzen dira modu zailago batean. Balentzia loturaren teoriaren arabera molekula aromatikoen propietateak π orbitalen biraketen akoplamenduaren ondorio dira (Kekulé,Dewar egituren erresonantziaren ondorioa) eta orbital molekularraren arabera, propietate horiek ematen dira π elektroien deslekutzearen ondorioz. Balentzia loturaren teoria murriztua dago molekula txikitara lotura balentzien orbitalen ortogonalitate faltagatik eta lotura balentzien egituragatik. Orbital molekularrak ordea, guztiz ortogonalak dira. Bestalde, balentzia loturaren teoria erabiliz argi ikus daiteke karga elektronikoaren berantolaketa erreakzio kimikoetan loturak sortu eta apurtzerako garaian. Esan dezakegu teoria honek ongi aurresaten duela molekula diatomiko homonuklearren disoziazioa atomo ezberdinetan, orbital molekularraren teoriak ordea, aurresaten du atomo eta ioiez osaturiko nahasteen disoziazioa. Balentzia loturaren teoria modernoak,ordezkatu egingo du orbital atomikoen gainjartzea lotura balentzien orbitalen gainjartzearekin, molekula osoan zehar zabaltzen direnak. Korrelazio energetikoa jartzerakoan energia erresultanteak konpetitiboagoak izango dira hartree fock uhin funtzioen erreferentziengatik.

Balentzia lotura teoriraren aplikazioak[aldatu iturburu kodea]

Balentzia loturari esker jakin dezakegu zein izango den orbitalen arteko gainjartze maximoa da. Hau dela eta jakin dezakegu zein den sortu daitekeen lotura sendoena. Modu hontan azaldu daitezke sortzen diren lotura kobalente ugari.

F₂ lotura adibidez, molekulan atomoen arteko lotura fluor atomo ezberdinen obitalen gainjartzea dela eta gertatzen da, orbital bakoitzean elektroi dsparekatu bat dagoelarik .H₂ molekulan lotura sortzen duten orbitalen ezaugarriak ezberdinak direnez, lotura luzeera eta lotura indarra aldatuko dira batetik bestera.

HF molekula batean, lotura kobalentea H atomoaren 1s eta F ren 2p_z orbitalen arteko gainjartzeari esker lortzen da, bakoitzean desparekatutako elektroi bat dugularik. Bi atomoek elkarbanatzen dituzten elektroiei esker H eta F-ren artean lotura kbalente bat sortzen da.

Erreferentziak[aldatu iturburu kodea]

Murrel, J.N.; Kettle, S.F.A.; Tedder, J.M. (1985). The Chemical Bond (2nd ed.). John Wiley & Sons. ISBN 0-471-90759-6.
Jump up ^ Walter Heitler– Key participants in the development of Linus Pauling's The Nature of the Chemical Bond.
Jump up ^ I. Hargittai, When Resonance Made Waves, The Chemical Intelligencer 1, 34 (1995))
Jump up ^ Cooper, David L.; Gerratt, Joseph; Raimondi, Mario (1986). "The electronic structure of the benzene molecule". Nature. 323 (6090): 699. Bibcode:1986Natur.323..699C. doi:10.1038/323699a0.
Jump up ^ Pauling, Linus (1987). "Electronic structure of the benzene molecule". Nature. 325 (6103): 396. Bibcode:1987Natur.325..396P. doi:10.1038/325396d0.
Jump up ^ Messmer, Richard P.; Schultz, Peter A. (1987). "The electronic structure of the benzene molecule". Nature. 329 (6139): 492. Bibcode:1987Natur.329..492M. doi:10.1038/329492a0.
Jump up ^ Harcourt, Richard D. (1987). "The electronic structure of the benzene molecule". Nature. 329 (6139): 491. Bibcode:1987Natur.329..491H. doi:10.1038/329491b0.
Jump up ^ Shaik, Sason S.; Phillipe C. Hiberty (2008). A Chemist's Guide to Valence Bond Theory. New Jersey: Wiley-Interscience. ISBN 978-0-470-03735-5.