Wikiproiektu:EHU-Wikipedia 2016/Probalekua/Proba orriaK20-en iturria ikusi

=Balentzia lotura teoria=
'''[[Kimika|Kimikan]] ''', balentzia lotura teoria, [[orbital molekularren teoria|orbital molekularren teoriarekin]] batera, [[Mekanika kuantiko|mekanika kuantikoaren]] metodoak erabiliz lotura kimikoa azaltzeko garatu ziren. Atomo askeen [[Orbital atomiko|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 ==

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

Beraz, molekularen ezaugarriak ezagutzeko hurrengo Hamiltondarra erabili beharko litzateke:
:<math> \hat{H} = \hat{T}_N + \hat{T}_e + \hat{V}_{eN}+ \hat{V}_{NN}+ \hat{V}_{ee}
</math>.

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: 

''<math> {\hat H_e}\Psi_e=E_{e}\Psi_e</math>''

''<math> {\hat H_N}\Psi_N=E_{tot}\Psi_N</math>''

==Historia==
	1916. urtean, [[G. N. Lewis|G. N. Lewisek]] proposatu zuen lotura kimikoa, partekatutako bi elektroien arteko interakzioaren ondorioz sortzen dela, molekulak [[Lewisen egitura|Lewisen egituraz]] adierazita egonda. 1927an, [[Heiter-London]] teoria aurkeztu zen. Teoria honek ahalbidetu zuen, lehen aldiz, hidrogeno molekularen H<sub>2</sub> 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, <small>horretarako, plus, minus and exchange terms</small> erabiliz. Ondoren [[Fritz London]] lankidea deitu eta teoriaren berezitasunetan lan egin zuten. Beranduago, [[Linus Pauling|Linus Paulingek]] Lewisen elektroi pare lotzaile eta Heiter-London teoriak erabili zituen balentzia lotura teoriaren bi aspektu garatzeko; [[Erresonantzia|erresonantzia]] (1928) eta [[orbitalen hibridazioa]] (1930).  Azkeneko aurrerapen horiek guztiek, hasiera eman zioten balentzia lotura teoria berriari, non, oinarritzat uhin-mekanika zuen.

==Teoria==
Teoria honek azaltzen duenez, bi [[Atomo|atomoren]] [[elektroi]] desparekatudun [[balentzi orbital|balentzi orbitalen]] arteko gainezarmena ematen denean sortzen da [[Lotura kobalente|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 teoria|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 lotura|sigma]] (σ) eta [[pi lotura|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 bakuna|lotura bakunak]] sigma (σ) lotura bakarra izango du, [[lotura bikoitza|lotura bikoitzak]], sigma (σ) eta pi (π) lotura bat, eta [[lotura hirukoitza|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==

Gaur egun [[balentzia loturaren teoria|balentzia loturaren teoriak]] [[orbital molekular|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  [[Magnetismo|propietate magnetikoak]] ([[diamagnetismoa]]/[[paramagnetismo|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 aromatiko|molekula aromatikoen]] propietateak π orbitalen biraketen akoplamenduaren ondorio dira ([[Kekulé]],[[Dewar egitura|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 [[ortogonal|ortogonalak]] dira. Bestalde, balentzia loturaren teoria erabiliz argi ikus daiteke  karga elektronikoaren berantolaketa  [[Erreakzio kimiko|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-funtzio|uhin funtzioen]] erreferentziengatik.

== Balentzia lotura teoriraren aplikazioak ==
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.

F<sub>2</sub> lotura adibidez, molekulan atomoen arteko lotura fluor atomo ezberdinen obitalen gainjartzea dela eta gertatzen da, orbital bakoitzean elektroi dsparekatu bat dagoelarik .H<sub>2</sub> 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<sub>z</sub> 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==
#Murrel, J.N.; Kettle, S.F.A.; Tedder, J.M. (1985). The Chemical Bond (2nd ed.). John Wiley & Sons. [[International Standard Book Number|ISBN ]]  [[Book sources|0-471-90759-6]].
#Jump up ^   [http://scarc.library.oregonstate.edu/coll/pauling/bond/index.html 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|Bibcode]]:[http://adsabs.harvard.edu/abs/1986Natur.323..699C 1986Natur.323..699C]. [[Digital object identifier|doi]]:[http://www.nature.com/nature/journal/v323/n6090/abs/323699a0.html 10.1038/323699a0].
#Jump up ^ Pauling, Linus (1987). "Electronic structure of the benzene molecule". Nature. 325 (6103): 396. [[Bibcode|Bibcode]]:[http://adsabs.harvard.edu/abs/1987Natur.325..396P 1987Natur.325..396P]. [[Digital object identifier|doi]]:[http://www.nature.com/nature/journal/v325/n6103/abs/325396d0.html 10.1038/325396d0].
#Jump up ^ Messmer, Richard P.; Schultz, Peter A. (1987). "The electronic structure of the benzene molecule". Nature. 329 (6139): 492. [[Bibcode|Bibcode]]:[http://adsabs.harvard.edu/abs/1987Natur.329..492M 1987Natur.329..492M]. [[Digital object identifier|doi]]:[http://www.nature.com/nature/journal/v329/n6139/abs/329492a0.html 10.1038/329492a0].
#Jump up ^ Harcourt, Richard D. (1987). "The electronic structure of the benzene molecule". Nature. 329 (6139): 491. [[Bibcode|Bibcode]]:[http://adsabs.harvard.edu/abs/1987Natur.329..491H 1987Natur.329..491H.] [[Digital object identifier|doi]]:[http://www.nature.com/nature/journal/v329/n6139/abs/329491b0.html 10.1038/329491b0].
#Jump up ^ Shaik, Sason S.; Phillipe C. Hiberty (2008). A Chemist's Guide to Valence Bond Theory. New Jersey: Wiley-Interscience. [[International Standard Book Number|ISBN ]] [[Book sources|978-0-470-03735-5]].