원자가 결합 이론(VBT)과 혼성 오비탈편집자 확인

원자가 결합 이론(VBT)의 핵심은 결합이 두 원자의 원자가 오비탈이 겹쳐지면서(오버랩) 형성된다는 점이다. 이 이론에 따르면, 두 원자가 서로 접근하여 각자의 원자가 오비탈이 충분히 겹칠 때, 그 영역에 최대 두 개의 전자가 안정하게 존재할 수 있다. 이 두 전자는 스핀이 반대인 한 쌍, 즉 공유 전자쌍을 이루어 결합을 형성한다.

결합의 강도는 오비탈의 오버랩 정도에 직접적으로 의존한다. 오버랩이 클수록 두 핵 사이의 전자 밀도가 높아져, 핵 사이의 인력이 강해지고 결합은 더 강력해진다. 따라서 VBT는 결합을 두 원자 사이에 국域화된 전자쌍으로 설명하는 국域 결합 모델이다. 이 모델은 공유 결합의 방향성을 자연스럽게 설명할 수 있다. 오비탈은 특정한 방향성을 가지므로, 그들이 겹쳐지는 방향이 결합의 방향을 결정한다.

결합 형성의 구체적인 메커니즘은 다음과 같이 요약할 수 있다.

이러한 원리는 수소 분자(H₂)에서 가장 명확하게 나타난다. 두 수소 원자가 접근하면 각자의 1s 오비탈이 겹치고, 각 원자가 제공한 한 개의 전자(총 두 개)가 스핀 쌍을 이루어 두 핵 사이에 집중된다. 이로 인해 두 핵 사이의 인력이 최대화되고 분자가 안정화된다[1].

원자가 결합 이론에서 화학 결합의 핵심은 두 원자가 각각 하나의 전자를 내어놓아 형성된 전자쌍을 공유하는 것이다. 이 공유 전자쌍은 두 원자의 원자 궤도가 공간적으로 겹쳐짐으로써 형성된다. 이 겹침 현상을 오비탈 오버랩이라고 부른다.

오버랩의 정도는 결합의 강도와 직접적인 연관이 있다. 일반적으로 오버랩이 클수록 형성된 결합은 더 강하고 안정적이다. 오버랩의 효율은 궤도의 종류와 방향성에 따라 달라진다. 예를 들어, 두 개의 1s 오비탈이 정면으로 겹치는 경우(시그마 결합)는 측면으로 겹치는 경우보다 훨씬 효과적이다. 이는 결합의 방향성을 설명하는 중요한 근거가 된다.

전자쌍 공유는 두 원자의 전자 구성이 옥텟 규칙을 만족하는 방향으로 이루어진다. 각 원자는 결합을 통해 주변에 8개의 전자(수소는 2개)를 확보하려는 경향이 있다. 공유된 전자쌍은 두 원자 핵 사이의 공간에 가장 높은 확률 밀도로 존재하며, 이로 인해 두 양성자 핵 사이에 인력이 작용하여 결합이 안정화된다.

원자가 결합 이론은 화학 결합을 설명하는 직관적인 모델을 제공한다. 가장 큰 장점은 루이스 구조식과의 자연스러운 연결성으로, 공유 결합을 두 원자가 전자쌍을 공유하는 현상으로 쉽게 이해할 수 있게 한다. 또한 원자 오비탈의 오버랩 개념을 도입하여 결합의 방향성과 강도를 정성적으로 설명할 수 있다. 특히 σ 결합과 π 결합을 구분하여 다중 결합의 특성을 설명하는 데 효과적이다.

그러나 이 이론은 몇 가지 중요한 한계를 지닌다. 가장 큰 문제는 자기적 성질을 정확히 예측하지 못한다는 점이다. 예를 들어, 분자 산소(O₂)는 VBT에 따르면 모든 전자가 짝을 이루어 반자성 물질이 되어야 하지만, 실제 O₂ 분자는 상자성을 나타낸다. 또한 일부 분자의 결합 길이와 에너지를 정량적으로 설명하는 데 어려움이 있으며, 공명 구조와 같은 현상을 설명할 때는 여러 개의 구조식을 중첩시켜야 하는 번거로움이 있다.

이러한 한계는 VBT가 본질적으로 원자 중심의 접근법이기 때문에 발생한다. 결합을 형성한 후의 전자 분포가 원래 원자 오비탈의 단순한 중첩을 넘어선다는 사실을 완전히 담아내지 못한다. 결과적으로, 더 복잡한 분자나 전자 구조를 가진 화합물에 대한 설명력이 제한될 수 있다.

이러한 장점과 한계는 VBT가 초기 화학 결합 이해에 기여한 핵심 이론이자, 동시에 더 포괄적인 분자 궤도 함수 이론이 발전하는 계기가 되었다는 점을 보여준다.

혼성화는 원자가 결합 이론 내에서 분자의 기하학적 구조를 설명하기 위해 도입된 개념이다. 이는 중심 원자의 원자가 전자 궤도함수(주로 s와 p 궤도함수)가 혼합되어 새로운 형태의 동등한 혼성 오비탈을 형성하는 과정을 의미한다. 혼성 오비탈은 원래의 순수한 원자 궤도함수보다 더 큰 방향성을 가지며, 다른 원자의 궤도함수와 더 효과적으로 중첩하여 강한 공유 결합을 형성할 수 있다.

혼성화 개념의 필요성은 원자가 결합 이론의 초기 형태가 분자의 실제 구조를 설명하는 데 한계를 보였기 때문에 대두되었다. 예를 들어, 탄소 원자의 바닥상태 전자 배치는 2s²2p²로, 두 개의 미짝지어진 전자가 있어 이론상으로는 CH₂와 같은 화합물을 형성해야 할 것으로 예측된다. 그러나 실제로 메테인(CH₄)은 네 개의 동등한 C-H 결합을 가지며 정사면체 구조를 이룬다. 이 모순을 해결하기 위해, 결합 형성에 앞서 탄소 원자의 하나의 2s 전자가 2p 궤도로 들뜨고, 이들 하나의 2s 궤도함수와 세 개의 2p 궤도함수가 혼성화되어 네 개의 동등한 sp³ 혼성 오비탈을 형성한다고 설명한다.

혼성화의 유형은 중심 원자가 형성하는 결합의 수와 분자의 기하학에 따라 결정된다. 주요 유형과 그에 따른 구조는 다음과 같이 정리할 수 있다.

따라서 혼성화 이론은 결합의 방향성과 분자의 형태를 직관적으로 예측하고 설명하는 강력한 도구 역할을 한다. 이는 단순한 이중결합이나 삼중결합을 포함하는 불포화 탄화수소의 구조뿐만 아니라, 배위 화합물의 결합을 이해하는 데에도 적용된다.

혼성 오비탈 이론에서 가장 일반적인 유형은 sp 혼성 오비탈, sp² 혼성 오비탈, sp³ 혼성 오비탈이다. 이들은 중심 원자의 원자가 궤도인 s 오비탈과 p 오비탈이 혼성화되어 생성되며, 혼성에 참여한 s 오비탈과 p 오비탈의 수에 따라 특성이 결정된다.

sp³ 혼성은 하나의 s 오비탈과 세 개의 p 오비탈이 혼성화되어 네 개의 동등한 sp³ 혼성 오비탈을 형성한다. 각 오비탈은 약 109.5도의 각도를 이루며 정사면체 구조를 지향한다. 이는 메테인(CH₄) 분자에서 탄소 원자의 결합을 설명하는 데 사용되며, 암모니아(NH₃)나 물(H₂O) 분자에서도 중심 원자가 sp³ 혼성화를 겪지만, 비공유 전자쌍의 존재로 인해 분자 기하학은 정사면체형에서 벗어난다.

sp² 혼성은 하나의 s 오비탈과 두 개의 p 오비탈이 혼성화되어 세 개의 동등한 sp² 혼성 오비탈을 만든다. 이 오비탈들은 동일 평면상에서 약 120도의 각도를 이루어 평면 삼각형 구조를 형성한다. 혼성화에 참여하지 않은 하나의 p 오비탈은 이 평면에 수직으로 놓인다. 에틸렌(C₂H₄)에서 각 탄소 원자는 sp² 혼성화를 겪으며, 남은 p 오비탈들은 측면 중첩을 통해 파이 결합을 형성한다.

sp 혼성은 하나의 s 오비탈과 하나의 p 오비탈이 혼성화되어 두 개의 동등한 sp 혼성 오비탈을 생성한다. 이 두 오비탈은 180도로 배열되어 선형 구조를 이룬다. 혼성화에 참여하지 않은 두 개의 p 오비탈은 서로 수직이다. 아세틸렌(C₂H₂)에서 각 탄소 원자는 sp 혼성화를 겪으며, 남은 두 쌍의 p 오비탈들이 서로 중첩되어 두 개의 파이 결합을 만든다.

더 복잡한 분자 구조를 설명하기 위해 d 오비탈이 참여하는 혼성화도 존재한다. 예를 들어, 팔면체 구조를 설명하는 sp³d² 혼성(또는 d²sp³)은 하나의 s 오비탈, 세 개의 p 오비탈, 두 개의 d 오비탈이 혼성화되어 여섯 개의 혼성 오비탈을 형성한다. 이는 육플루오린화황(SF₆)과 같은 분자에서 관찰된다.

혼성 오비탈 이론은 분자의 실제 기하학적 구조를 원자가 결합 이론의 틀 안에서 설명하기 위해 도입된 개념이다. 이 이론은 중심 원자의 원자가 전자 궤도함수들이 혼합되어 새로운 형태의 혼성 오비탈을 형성한다고 가정한다. 이렇게 생성된 혼성 오비탈들은 서로 최대한 반발을 최소화하는 방향으로 배열되며, 이 배열이 분자의 전체적인 모양을 결정한다.

혼성화 유형은 분자의 기하학과 직접적으로 연결된다. 예를 들어, sp³ 혼성화는 네 개의 동등한 혼성 오비탈을 생성하며, 이들은 정사면체 구조를 이루어 약 109.5도의 결합각을 형성한다. 메테인(CH₄) 분자가 대표적인 예이다. sp² 혼성화는 세 개의 동일 평면상의 오비탈을 만들어 120도의 결합각을 가지는 평면 삼각형 구조를 예측하며, 에틸렌(C₂H₄)의 탄소 원자가 이에 해당한다. sp 혼성화는 두 개의 직선형 오비탈을 생성하여 180도의 결합각을 예측하며, 아세틸렌(C₂H₂)에서 관찰된다.

혼성화 이론은 고립 전자쌍의 존재를 고려하여 기하학을 더 정교하게 설명할 수 있다. VSEPR 이론과 유사하게, 혼성화 모델에서도 결합을 형성하는 오비탈과 고립 전자쌍을 수용하는 오비탈은 모두 혼성 오비탈의 일부로 간주된다. 예를 들어, 암모니아(NH₃)의 질소 원자는 네 개의 전자 영역(세 개의 결합쌍과 한 개의 고립 전자쌍)을 가지므로 sp³ 혼성화를 겪는다. 그러나 고립 전자쌍은 더 큰 반발력을 가져 결합각을 정사면체형의 이상적인 각도보다 작게 만든다. 이는 분자의 실제 모양이 전자쌍 배치와는 다른 '분자 기하학'을 가진다는 점을 보여준다.

혼성 오비탈 이론은 원자가 결합 이론의 한계, 특히 탄소 원자가 4개의 동일한 공유 결합을 형성하는 메테인의 구조를 설명하는 데 어려움을 겪는 문제를 해결하기 위해 도입되었다. VBT에 따르면 탄소의 바닥 상태 전자 배치는 2s²2p²이며, 이는 2개의 짝지어지지 않은 전자를 가져 2개의 결합만 형성할 수 있어야 한다. 그러나 메테인(CH₄)에서는 탄소가 4개의 수소 원자와 동등한 결합을 한다. 혼성 오비탈 이론은 원자가 전자가 차지하는 원자 궤도가 혼합되어 새로운 동등한 혼성 오비탈을 형성한다고 제안함으로써 이 모순을 해소한다.

예를 들어, 탄소 원자에서 하나의 2s 오비탈과 세 개의 2p 오비탈이 혼성화되어 네 개의 동일한 sp³ 혼성 오비탈을 생성한다. 각 sp³ 오비탈은 25%의 s 특성과 75%의 p 특성을 가지며, 정사면체의 꼭짓점 방향으로 배열된다. 이 네 개의 혼성 오비탈 각각은 수소 원자의 1s 오비탈과 머리 맞대기(head-on) 방식으로 오버랩하여 네 개의 강한 시그마(σ) 결합을 형성한다. 이는 메테인 분자의 정사면체 기하구조와 모든 C-H 결합 길이와 에너지가 동일한 사실을 정확히 설명한다.

혼성화는 탄소의 결합 형태를 설명하는 데만 국한되지 않는다. 에틸렌(C₂H₄)에서 각 탄소 원자는 하나의 2s 오비탈과 두 개의 2p 오비탈이 혼성화되어 세 개의 sp² 혼성 오비탈을 형성한다. 이 오비탈들은 평면 삼각형 구조를 이루며, 그 중 두 개는 수소 원자와, 하나는 다른 탄소 원자와 시그마 결합을 만든다. 혼성화에 참여하지 않은 남은 순수 p 오비탈은 인접한 탄소 원자의 p 오비탈과 옆으로 겹쳐(옆걸침, sidewise overlap) 파이 결합(π bond)을 형성한다. 따라서 탄소-탄소 이중 결합은 하나의 시그마 결합과 하나의 파이 결합으로 구성된다.

마찬가지로 아세틸렌(C₂H₂)에서 탄소 원자는 하나의 2s 오비탈과 하나의 2p 오비탈이 혼성화되어 두 개의 sp 혼성 오비탈을 형성한다. 이들은 선형 구조로 배열되어 수소 원자 및 다른 탄소 원자와 시그마 결합을 한다. 혼성화에 참여하지 않은 두 개의 서로 수직인 순수 p 오비탈은 다른 탄소 원자의 해당 오비탈들과 각각 파이 결합을 형성한다. 결과적으로 탄소-탄소 삼중 결합은 하나의 시그마 결합과 두 개의 수직인 파이 결합으로 설명된다. 이처럼 혼성 오비탈 이론은 VBT의 틀 안에서 다양한 분자의 결합 수, 결합각, 그리고 전반적인 기하구조를 체계적으로 예측하고 설명하는 강력한 도구 역할을 한다.

원자가 결합 이론과 혼성 오비탈 이론은 분자의 구조와 기하학을 예측하는 데 핵심적인 도구 역할을 한다. 이론의 핵심은 원자가 전자들의 혼성화 상태를 결정함으로써, 원자 주변의 전자쌍 배치를 예측하고, 이로부터 분자의 전체적인 모양을 도출할 수 있다는 점이다.

분자 구조 예측은 일반적으로 몇 가지 단계를 따른다. 먼저 중심 원자의 원자가 전자 수와 결합하는 리간드(다른 원자 또는 원자단)의 수를 고려한다. 다음으로, 이들 원자가 전자가 점유할 수 있는 오비탈의 종류와 배향을 설명하기 위해 적절한 혼성 오비탈 유형(sp³, sp², sp 등)을 할당한다. 예를 들어, 중심 원자가 4개의 리간드와 결합하면 4개의 혼성 오비탈이 필요하며, 이는 대개 sp³ 혼성화를 통해 형성된다. 이 sp³ 혼성 오비탈은 정사면체 구조로 배열되어, 메테인(CH₄)과 같은 분자에서 109.5°의 결합각을 예측하는 근거가 된다.

이 접근법은 다양한 분자 구조를 체계적으로 설명한다. 아래 표는 혼성화 유형과 예상되는 분자 기하학의 관계를 보여준다.

그러나 이 예측 모델은 고립 전자쌍의 영향을 고려해야 완성된다. VSEPR 이론은 혼성 오비탈 이론과 결합하여 이 영향을 설명한다. 중심 원자 주변의 전자쌍(결합 전자쌍과 고립 전자쌍 모두)은 서로 반발하여 최대한 멀리 떨어지려 한다. 따라서 혼성화는 총 전자쌍 수를 결정하며, VSEPR 이론은 고립 전자쌍이 결합각을 압축시켜 이상적인 기하학에서 벗어나게 만드는 현상을 설명한다. 예를 들어, 물(H₂O) 분자의 산소 원자는 4개의 전자쌍(2개의 결합 전자쌍과 2개의 고립 전자쌍)을 가지므로 sp³ 혼성화를 하지만, 고립 전자쌍의 강한 반발로 인해 결합각은 정사면체형의 109.5°보다 작은 약 104.5°가 된다.

메테인(CH₄) 분자는 혼성 오비탈 이론을 설명하는 대표적인 예시이다. 탄소 원자의 바닥상태 전자 배치는 2s²2p²로, 두 개의 미결합 2p 오비탈만을 가지므로 CH₂와 같은 형태를 예측하게 된다. 그러나 실제 메테인 분자는 네 개의 동등한 C-H 결합을 가지며 정사면체 구조를 이룬다. 이를 설명하기 위해 혼성 오비탈 이론은 탄소 원자의 하나의 2s 오비탈과 세 개의 2p 오비탈이 혼성화되어 네 개의 동등한 sp³ 혼성 오비탈을 형성한다고 제안한다. 이 sp³ 오비탈들은 정사면체의 꼭짓점 방향을 향하며, 각각 수소 원자의 1s 오비탈과 머리 맞대기 오버랩을 통해 시그마 결합을 형성한다.

물(H₂O) 분자의 경우, 산소 원자의 바닥상태 전자 배치는 2s²2p⁴이다. 혼성 오비탈 관점에서 산소 원자는 하나의 2s 오비탈과 세 개의 2p 오비탈이 혼성화되어 네 개의 sp³ 혼성 오비탈을 형성한다. 이 중 두 개의 오비탈은 각각 수소 원자의 1s 오비탈과 결합에 사용되고, 나머지 두 개의 오비탈은 비공유 전자쌍을 수용한다. 두 개의 결합 오비탈과 두 개의 비공유 전자쌍 오비탈 사이의 반발로 인해 분자 구조는 정사면체형에서 벗어난 굽은형(V자형)을 띠게 된다. 이는 원자가껍질 전자쌍 반발 이론(VSEPR)과 일치하는 결과이다.

암모니아(NH₃) 분자도 유사한 방식으로 설명된다. 질소 원자는 sp³ 혼성화를 거쳐 네 개의 오비탈을 형성한다. 이 중 세 개는 수소 원자와 결합하며, 하나는 비공유 전자쌍을 수용한다. 세 개의 N-H 결합과 하나의 비공유 전자쌍 사이의 반발로 인해 분자는 삼각뿔형 구조를 가지며, 결합각은 정사면체각(109.5°)보다 약간 작아진다.

이러한 단순 분자들에 대한 설명은 혼성 오비탈 이론이 분자 기하학을 직관적으로 예측하고, 동등하지 않은 결합각을 비공유 전자쌍의 존재로 설명할 수 있음을 보여준다. 아래 표는 세 가지 대표적인 분자의 혼성화 상태와 구조를 요약한다.

에틸렌(C₂H₄)의 탄소 원자는 sp² 혼성 오비탈을 형성한다. 각 탄소 원자의 2s 오비탈 하나와 2p 오비탈 두 개가 혼성화되어 동일한 에너지와 방향성을 가진 세 개의 sp² 혼성 오비탈을 만든다. 이들 오비탈은 평면 삼각형 구조를 이루며, 그 중 두 개는 두 개의 수소 원자와 시그마 결합(σ 결합)을 형성하고, 나머지 하나는 다른 탄소 원자와의 시그마 결합에 사용된다. 혼성화에 참여하지 않은 남은 2p_z 오비탈은 두 탄소 원자 사이에서 측면으로 겹쳐져 파이 결합(π 결합)을 형성한다. 따라서 탄소-탄소 이중결합은 하나의 시그마 결합과 하나의 파이 결합으로 구성된다. 이 구조는 분자가 평면 구조를 가지며, 이중 결합 주위의 회전이 제한되는 이유를 설명한다.

아세틸렌(C₂H₂)의 탄소 원자는 sp 혼성 오비탈을 형성한다. 각 탄소 원자의 2s 오비탈 하나와 2p 오비탈 하나가 혼성화되어 두 개의 sp 혼성 오비탈을 만든다. 이 오비탈들은 180도 각도로 배열된 선형 구조를 이룬다. 한 개의 sp 오비탈은 수소 원자와, 다른 하나는 다른 탄소 원자와 시그마 결합을 형성한다. 혼성화에 참여하지 않은 두 개의 수직한 2p 오비탈(예: 2p_y와 2p_z)은 다른 탄소 원자의 동일한 오비탈과 각각 측면으로 겹쳐져 두 개의 서로 수직한 파이 결합을 형성한다. 따라서 탄소-탄소 삼중결합은 하나의 시그마 결합과 두 개의 파이 결합으로 구성된다. 이는 분자의 선형 구조와 높은 결합 에너지를 설명한다.

이러한 혼성 오비탈 이론에 기반한 설명은 단순한 원자가 결합 이론(VBT)만으로는 설명하기 어려웠던 다중 결합을 가진 유기 분자의 결합 각도, 결합 길이, 그리고 분자 구조를 직관적으로 예측하고 이해하는 데 기여한다.

배위 화합물에서 중심 금속 이온과 리간드 사이의 결합은 원자가 결합 이론과 혼성 오비탈 개념으로 설명할 수 있다. 중심 금속 이온은 빈 오비탈을 가지며, 리간드는 고립 전자쌍을 제공한다. 배위 결합은 리간드의 고립 전자쌍이 금속 이온의 빈 오비탈에 배위하여 형성된다[8].

배위 화합물의 기하 구조와 결합 특성은 중심 금속 이온의 혼성화 유형에 따라 결정된다. 예를 들어, 배위수가 4인 착물은 사면체 구조(sp³ 혼성) 또는 평면 사각형 구조(dsp² 혼성)를 가질 수 있다. 배위수가 6인 착물은 대부분 팔면체 구조를 가지며, 이는 d²sp³ 혼성 또는 sp³d² 혼성으로 설명된다. 사용되는 오비탈의 종류(d 오비탈의 포함 여부)는 착물이 저자성인지 반자성인지와 관련이 있다.

이 이론은 배위 화합물의 자성과 안정성을 예측하는 데 유용하다. 예를 들어, 내부 d 오비탈(dsp², d²sp³)을 사용하는 혼성은 강한 리간드와 저자성 착물을 형성하는 반면, 외부 d 오비탈(sp³d²)을 사용하는 혼성은 약한 리간드와 고자성 착물을 형성하는 경향이 있다. 그러나 결정장 이론이나 분자 궤도 함수 이론에 비해 배위 화합물의 전자 구조와 색깔, 자세한 에너지 준위를 설명하는 데는 한계를 보인다.

분자 궤도 함수 이론은 원자가 결합 이론 및 혼성 오비탈 이론과는 근본적으로 다른 접근법을 취한다. VBT는 원자들이 독립된 상태에서 원자 궤도를 가진 채 접근하여 전자쌍을 공유함으로써 결합이 형성된다고 설명한다. 반면, MO 이론은 분자를 하나의 전체로 보고, 구성 원자들의 원자 궤도들이 선형 결합되어 분자 전체에 걸쳐 퍼져 있는 새로운 분자 궤도를 형성한다고 본다. 이 분자 궤도는 결합성, 반결합성, 비결합성으로 분류되며, 전자들은 이 분자 궤도들에 분자 전체의 에너지 준위에 따라 채워진다.

두 이론의 가장 큰 차이는 결합을 바라보는 관점과 예측 능력에 있다. VBT는 두 원자 사이의 국소적인 시그마 결합과 파이 결합에 초점을 맞추어 직관적인 설명을 제공한다. 그러나 자유 라디칼이나 오존 분자, 벤젠의 방향족성과 같이 비편재화된 전자가 중요한 역할을 하는 체계를 설명하는 데는 한계가 있다. MO 이론은 이러한 비편재화된 전자를 분자 전체에 걸친 분자 궤도로 자연스럽게 설명할 수 있으며, 분자의 자기적 성질과 광학적 성질, 이온화 에너지 등을 더 잘 예측한다.

요약하면, VBT는 루이스 구조식에 기반한 직관적인 결합 모델을 제공하는 반면, MO 이론은 보다 수학적이고 일반화된 이론으로 분자의 전자 구조를 종합적으로 설명한다. 현대 화학에서는 두 이론이 상호 보완적으로 사용되며, MO 이론의 계산적 접근법이 전자 구조 계산의 기초를 이룬다.

원자가 결합 이론과 분자 궤도 함수 이론은 분자 내 결합을 설명하는 두 가지 주요 이론으로, 서로 경쟁 관계라기보다는 상호 보완적인 관계에 있다. 각 이론은 서로 다른 강점을 지녀 특정 문제를 설명하는 데 더 적합한 도구를 제공한다.

VBT는 공유 결합을 두 원자가 전자쌍을 공유하는 현상으로 직관적으로 설명하며, 특히 분자의 국지적 결합과 결합 각도를 예측하는 데 유용하다. 혼성 오비탈 개념과 결합해 CH₄의 사면체 구조나 H₂O의 굽은형 구조를 잘 설명한다. 반면, MO 이론은 분자를 하나의 양자역학적 계로 취급하여 전자가 분자 전체에 걸쳐 분포된 분자 궤도를 점유한다고 본다. 이 접근법은 공명 구조, 방향족성, 그리고 O₂ 분자가 상자성을 띠는 이유와 같이 VBT로는 설명하기 어려운 현상을 설명하는 데 탁월하다.

다음 표는 두 이론의 주요 특징과 상호 보완성을 요약하여 보여준다.

현대 양자 화학에서는 이 두 모델을 상황에 따라 선택적으로 사용하거나 결합한다. 예를 들어, 유기 화학에서는 VBT와 혼성 오비탈 개념이 분자 구조와 반응성을 직관적으로 이해하는 데 널리 쓰인다. 한편, 물리 화학이나 무기 화학에서는 전자 구조와 스펙트럼, 자성 등을 이해하기 위해 MO 이론이 더 자주 활용된다. 계산 화학에서는 MO 이론이 하트리-폭 방법과 같은 정량적 계산의 기초를 제공한다. 따라서 두 이론은 분자의 복잡한 성질을 다각도로 조명하는 데 필수적인 도구이다.