主な違い – VSEPR と原子価結合理論
VSEPR と原子価結合理論は、共有結合化合物の特性を説明するために使用される化学の 2 つの理論です。 VSEPR 理論は、分子内の原子の空間配置を説明します。この理論は、特定の分子の形状を予測するために、孤立電子対と結合電子対の間の反発を使用します。原子価結合理論は、原子間の化学結合を説明します。この理論は、シグマ結合またはパイ結合のいずれかを形成するための軌道の重なりを説明しています。 VSEPR と原子価結合理論の主な違いは、VSEPR は分子の形状を記述するのに対し、原子価ベンド理論は分子の化学結合を記述することです。 .
対象となる主な分野
1. VSEPR 理論とは
– 定義、説明、応用例付き
2.原子価結合理論とは
– 定義、説明、応用例付き
3. VSEPR と原子価結合理論の違いは何ですか
– 主な違いの比較
重要な用語:共有結合、幾何学、ハイブリダイゼーション、Pi 結合、シグマ結合、原子価結合理論、VSEPR 理論 
VSEPR 理論とは
VSEPR または 価電子殻電子対反発理論 分子の幾何学を予測する理論です。 VSEPR 理論を使用して、共有結合または配位結合を持つ分子の空間配置を提案できます。この理論は、原子の原子価殻における電子対間の反発に基づいています。電子対には、結合対と孤立電子対の 2 種類があります。これらの電子対の間には 3 種類の反発が存在します。
- 結合ペア – 結合ペア反発
- 結合ペア – 孤立ペア反発
- ローンペア – ローンペア反発
これらのペアはすべて電子ペアであるため、これらの反発が発生します。それらはすべて負に帯電しているため、互いに反発します。これらの反発は等しくないことに注意することが重要です。孤立ペアによって作成される反発力は、結合ペアの反発力よりも高くなります。つまり、孤立ペアは結合ペアよりも多くのスペースを必要とします。
- 孤立ペアによる反発> 結合ペアによる反発
VSEPR 理論は、電子の幾何学と分子の幾何学の両方を予測するために使用できます。電子の幾何学は、存在する孤立電子対を含む分子の形状です。分子構造は、結合電子対のみを考慮した分子の形状です。
次の形状は、VSEPR 理論を使用して取得できる分子の基本的な形状です。
図 1:分子構造の表
分子の形状は、中心原子の周りの結合対と孤立電子対の数によって決まります。中心原子は、多くの場合、分子内に存在する他の原子の中で最も電気陰性度の低い原子です。ただし、中心原子を決定する最も正確な方法は、各原子の相対的な電気陰性度を計算することです。 2 つの例を考えてみましょう。
- BeCl2 (塩化ベリリウム)
中心原子は Be です。
2 つの価電子を持っています。
Cl 原子は原子ごとに 1 つの電子を共有できます。
したがって、中心原子の周りの電子の総数 =2 (Be から) + 1×2 (cl 原子から) =4
したがって、Be 原子の周りの電子対の数 =4 / 2 =2
存在する単結合の数> の数
したがって、BeCl2 分子の形状は線形です。
図 2:BeCl2 の線形構造 分子
- H2 分子よ
中心原子はO.
Oの周りの価電子数は6.
1原子あたりHが共有する電子数は1.
/>したがって、O の周りの電子の総数 =6 (O) + 1 x 2 (H) =8
O の周りの電子対の数 ==8 / 2 =4
孤立電子対の数O の周囲 =2
O の周囲に存在する単結合の数 =2
したがって、H2O の形状は角ばっています。
図 3:H2 の幾何学 分子よ
上の 2 つの例を見ると、どちらの分子も 3 つの原子で構成されています。両方の分子には 2 つの単一共有結合があります。しかし、ジオメトリは互いに異なります。その理由は、H2 O には孤立電子対が 2 つありますが、BeCl2 孤立ペアはありません。 O原子の孤立電子対は、結合電子対を反発します。この斥力により、2 つの結合が互いに接近します。しかし、2 つの結合ペア間の反発のために、それらは非常に接近することはできません。つまり、O原子の周りの電子対の間に正味の反発があります。これにより、直線的な分子ではなく、角張った分子が得られます。 In BeCl2 孤立電子対が存在しないため、孤立電子対による反発は発生しません。したがって、結合ペアの反発のみが発生し、結合は最小の反発が発生する最も遠い位置にあります。
原子価結合理論とは
原子価結合説は、共有結合化合物における化学結合を説明する理論です。共有結合化合物は、共有結合を介して互いに結合している原子で構成されています。共有結合は、2 つの原子間で電子を共有することによって形成される化学結合の一種です。これらの原子は、電子を共有して軌道を満たし、安定します。原子に不対電子がある場合、対電子を持つ原子よりも安定性が低くなります。したがって、原子はすべての電子を対にするために共有結合を形成します。
原子は殻に電子を持っています。これらのシェルは、s、p、d などのサブシェルで構成されています。s サブシェルを除いて、他のサブシェルは軌道で構成されています。各サブシェルの軌道の数を以下に示します。
サブシェル | 軌道の数 | 軌道の名前 |
|
| 0 | – |
| p | 3 | px 、py , pz |
| d | 5 | dxz , dxy , dyz , dx2y2 , dz2 |
各軌道は、反対のスピンを持つ最大 2 つの電子を保持できます。原子価結合理論は、軌道の重なりによって電子共有が発生することを示しています。電子は原子核に引き付けられるため、電子は原子から完全に離れることはできません。したがって、これらの電子は 2 つの原子間で共有されます。
シグマ結合とパイ結合として知られる 2 種類の共有結合があります。これらの結合は、軌道の重なりまたは混成により形成されます。この混成の後、2 つの原子間に新しい軌道が形成されます。新しい軌道は、ハイブリダイゼーションのタイプに従って名前が付けられます。シグマ結合は、2 つの s 軌道の重なりにより常に形成されます。 2 つの p 軌道が重なると pi 結合が形成されます。
しかし、s 軌道と p 軌道が重なる場合は、s-s 軌道の重なりや p-p 軌道の重なりとは異なります。このタイプの結合を説明するために、科学者のライナス・ポーリングは軌道の混成を発見しました。ハイブリダイゼーションは、ハイブリッド軌道の形成を引き起こします。混成軌道には、次の 3 つの主要なタイプがあります。
sp ハイブリッド軌道
この軌道は、s 軌道と 3 つの p 軌道が混成して形成されます。 (S 軌道は球形で、p 軌道はダンベル型です。sp 軌道は新しい形になります。)したがって、原子は 4 つの混成軌道を持ちます。
sp ハイブリッド軌道
この軌道は、s 軌道と 2 つの p 軌道が混成して形成されます。 s軌道やp軌道とは形状が異なります。この原子には、3 つの混成軌道と、混成されていない p 軌道があります。
sp ハイブリッド軌道
この軌道は、s 軌道と p 軌道が混成して形成されます。 s軌道やp軌道とは形状が異なります。現在、原子には 2 つの混成軌道と 2 つの非混成 p 軌道があります。
図 04:混成軌道の形状
VSEPR と原子価結合理論の違い
定義
VSEPR: VSEPR 理論は、分子の形状を予測する理論です。
原子価結合理論: 原子価結合理論は、共有結合化合物における化学結合を説明する理論です。
基本
VSEPR: VSEPR 理論は、孤立電子対と結合電子対の間の反発に基づいています。
原子価結合理論: 原子価結合理論は、化学結合を形成するための軌道の重なりに基づいています。
軌道
VSEPR: VSEPR 理論は、分子の原子に存在する軌道に関する詳細を提供しません。
原子価結合理論: 原子価結合理論は、分子の原子に存在する軌道に関する詳細を提供します。
ジオメトリ
VSEPR: VSEPR 理論は分子の幾何学を与えます。
原子価結合理論: 原子価結合理論は分子の幾何学を与えません.
化学結合
VSEPR: VSEPR 理論は、原子間に存在する結合の種類を示していません。
原子価結合理論: 原子価結合理論は、原子間に存在する結合の種類を示します。
結論
VSEPR 理論と原子価結合理論はどちらも、化学種の形状と結合を理解するために開発された基本的な理論です。これらの理論は、共有結合を持つ化合物に適用されます。 VSEPR と原子価結合理論の違いは、VSEPR 理論が分子の形状を説明するのに対し、原子価結合理論は分子の原子間の化学結合の生成を説明することです。
