Co je to molekulární orbitální teorie?
Molekulární orbitální teorie neboli MO teorie je metoda, která vysvětluje vazby mezi atomy z hlediska elektronů rozprostřených kolem molekuly spíše než lokalizovaných kolem atomů, na rozdíl od teorie valenčních vazeb nebo teorie VB. Elektrony v atomech jsou uspořádány v orbitálech uvnitř subshellů uvnitř shellů. Obecně platí, že jsou to elektrony v orbitálech uvnitř vnějšího pláště, které se podílejí na chemické vazbě, i když existují výjimky. Orbitál může obsahovat maximálně dva elektrony, které musí mít opačná točení. V molekulární orbitální teorii, když dva atomy tvoří chemickou vazbu, se atomové orbity vázajících elektronů spojí a vytvoří molekulární orbitaly s podobnými pravidly, pokud jde o počet a rotaci elektronů.
Elektrony, stejně jako všechny subatomické částice, se mohou chovat jako vlny. Namísto obsazení určitého bodu v prostoru v daném čase je elektron rozprostřen na všech svých možných místech kolem atomového jádra a jeho polohu lze vyjádřit pouze z hlediska pravděpodobnosti. Rovnice vyvinutá fyzikem Erwinem Schrodingerem může být použita k určení „vlnové funkce“ atomového orbitálu, což dává pravděpodobnost nalezení elektronu na různých místech kolem jádra z hlediska distribuce hustoty elektronů. Molekulární orbitální teorie vysvětluje atomové vazby přidáním vlnových funkcí atomových orbitálů zapojených do vazby za účelem získání vlnových funkcí pro molekulární orbitaly obklopující celou molekulu.
Protože vlnová funkční rovnice dává kladné i záporné hodnoty, známé jako fáze, vznikají dvě molekulární orbitaly. V první, atomové orbitaly jsou přidány ve fázi - pozitivní-k-pozitivní a negativní-k-negativní. Druhý typ je takový, kde jsou mimo fázi - negativní na pozitivní a pozitivní na negativní.
Sčítání ve fázi dává molekulární orbitál s hustotou elektronů koncentrovanou v prostoru mezi jádry, přibližující je k sobě a výsledkem je konfigurace s nižší energií, než jsou dvě původní atomové orbity dohromady. Toto je známé jako spojovací orbitální. Výsledkem přidání mimo fázi je hustota elektronů koncentrovaná pryč od prostoru mezi jádry, která je dále od sebe odděluje a vytváří konfiguraci s vyšší energetickou úrovní než atomové orbitaly. Toto je známé jako anti-bonding orbital. Elektrony z atomových orbitálů zapojených do vazby budou raději zaplňovat molekulární orbitaly vázající nízkou energii.
Pro určení povahy vazby mezi dvěma atomy se „pořadí vazeb“ počítá jako: (vazebné elektrony - anti-vazebné elektrony) / 2. Pořadí pořadů nula znamená, že k žádnému spojení nedojde. Pro srovnání, pořadí vazeb 1 označuje jednoduchou vazbu, kde 2 a 3 označují dvojnou a trojnou vazbu.
Jako velmi jednoduchý příklad může být vazba dvou atomů vodíku popsána z hlediska molekulární orbitální teorie. Každý atom má jen jeden elektron, obvykle v orbitále s nejnižší energií. Vlnové funkce těchto orbitálů jsou přidány, což dává spojení a anti-bonding orbitál. Oba elektrony zaplní orbital spojující nízkou energii, v anti-vazebném orbitálu nebudou žádné elektrony. Pořadí dluhopisů je tedy (2 - 0) / 2 = 1, což dává jednoduchou vazbu. To je v souladu s teorií VB a pozorováním.
Interakce dvou atomů dalšího prvku v periodické tabulce, helia, dává odlišný výsledek, protože v každém atomu helia jsou v orbitu dva elektrony. Když se přidají vlnové funkce, vytvoří se vazba a anti-vazebný orbitál, jako u vodíku. Tentokrát se však jedná o čtyři elektrony. Dva elektrony vyplní spojovací orbitál a další dva budou muset vyplnit vysokoenergetický anti-bonding orbitál. Pořadí pořadů je tentokrát (2 - 2) / 2 = 0, takže k žádnému spojení nedojde. Opět to souhlasí s teorií VB a pozorováním: helium netvoří molekuly.
Molekulární orbitální teorie také správně předpovídá dvojné a trojné vazby pro kyslík a dusík. Ve většině případů jsou teorie MO a teorie valenčních vazeb shodné; nicméně první z nich lépe vysvětluje molekuly, kde pořadí vazeb leží mezi jednoduchou a dvojnou vazbou a magnetické vlastnosti molekul. Hlavní nevýhoda molekulární orbitální teorie spočívá v tom, že kromě velmi jednoduchých případů, jako jsou výše uvedené, jsou výpočty mnohem komplikovanější.