Teoria del legame di valenza e degli orbitali molecolari a confronto
Nel 1916 il chimico statunitense Gilbert Lewis formulò la prima teoria sul legame chimico secondo la quale gli atomi formano legami perdono, acquistano o mettono in comune un numero sufficiente di elettroni, in modo da raggiungere, se possibile, la configurazione elettronica dei gas nobili.
Con l’avvento della meccanica quantistica i fisici Heitler e London nel 1927 proposero la teoria del legame di valenza. Qualche anno più tardi nel 1932 e i fisici Hund e Mulliken nel 1932 proposero la teoria degli orbitali molecolari.
Le due teorie
La teoria del legame di valenza si basa sull’assunto che quando due atomi si legano tra loro per formare un legame covalente si verifica una sovrapposizione degli orbitali dei due atomi.
Nella regione di sovrapposizione, la cui entità dipende dalla forma e dall’orientamento degli orbitali coinvolti, vi sono solo due elettroni con spin opposti.
Nella teoria degli orbitali molecolari si considera che al legame tra gli atomi concorrano sia gli elettroni spaiati (elettroni di valenza) che gli altri elettroni degli atomi che costituiscono la molecola. Quindi nella molecola non esistono più elettroni appartenenti ai singoli atomi. Essi infatti sono tutti ridistribuiti su nuovi livelli energetici denominati orbitali molecolari.
Differenze
Vengono riportate in tabella le maggiori differenze tre le due teorie
| Teoria del legame di valenza | Teoria degli orbitali molecolari |
| Può essere applicata solo a molecole biatomiche | Può essere applicata anche a molecole poliatomiche |
| I legami sono localizzati tra due atomi | Gli elettroni sono delocalizzati sull’intera molecola |
| Le forme limite di risonanza occupano un ruolo fondamentale | Le strutture di risonanza non hanno alcun ruolo |
| I doppietti elettronici solitari sono rappresentati come non condivisi e non coinvolti nella formazione della molecola | Tutti gli elettroni appartenenti al guscio di valenza sono rappresentati come facenti parte del legame |
| I legami sono dovuti alla sovrapposizione di orbitali atomici (s, p, d…) e orbitali ibridi (sp, sp2, sp3…) | Gli orbitali atomici si combinano per dare orbitali molecolari (σ,σ*,π, π*) |
| Vi sono orbitali σ e π | Sono presenti anche orbitali di antilegame |
| Non viene spiegato il carattere paramagnetico della molecola di ossigeno | Viene spiegato il carattere paramagnetico della molecola di ossigeno |
| L’orbitale molecolare risultante è ottenuto dalla combinazione di due funzioni d’onda relative ai due elettroni spaiati | La formazione degli orbitali molecolari è basata sul metodo LCAO per il quale la funzione d’onda è estesa a tutti gli orbitali atomici che si combinano |
