Jaká je molekulární orbitální teorie?
Molekulární orbitální teorie nebo teorie MO je metoda vysvětlení vazby mezi atomy, pokud jde o elektrony, které se rozprostírají kolem molekuly, spíše než lokalizovány kolem atomů, na rozdíl od teorie valenční vazby nebo teorií VB. Elektrony v atomech jsou uspořádány na orbitálech uvnitř subshells uvnitř skořápek. Obecně platí, že jsou to elektrony na orbitálech v rámci nejvzdálenějšího skořepiny, které se podílejí na chemickém vazbě, i když na to existují výjimky. Orbital může obsahovat maximálně dva elektrony, které musí mít opačné otočení. V teorii molekulární orbitální teorie, když dva atomy tvoří chemickou vazbu, atomové orbitaly vazebných elektronů se spojují a vytvářejí molekulární orbitaly s podobnými pravidly týkajícími se počtu a rotace elektronů. Místo toho, aby v daném čase zabíral určitý bod v prostoru, se elektroron rozprostírá na všech svých možných místech kolem atomového jádra a jehoPozice lze vyjádřit pouze z hlediska pravděpodobnosti. K určení „vlnové funkce“ atomového orbitálu lze použít rovnici vyvinutou fyzikem Erwinem Schrodingerem, což dává pravděpodobnost nalezení elektronu na různých místech kolem jádra z hlediska distribuce hustoty elektronů. Molekulární orbitální teorie vysvětluje atomovou vazbu přidáním vlnových funkcí atomových orbitálů zapojených do vazby, aby se poskytly vlnové funkce pro molekulární orbitaly obklopující celou molekulu.
Protože rovnice funkce vlny dává pozitivní i negativní hodnoty, známé jako fáze, vytvářejí se dva molekulární orbitaly. V první, atomové orbitaly jsou přidávány ve fázi-pozitivní až pozitivní a negativní až negativní. Druhý typ je typ, kde jsou mimo fázi-negativní až pozitivní a pozitivní až negativní.
In -fáze navíc dává molekulárníOrbitální s hustotou elektronů koncentrované v prostoru mezi jádry, což je přibližuje k sobě a má za následek konfiguraci při nižší energii než dva původní atomové orbitály. Toto je známé jako lepení orbitálu. Přidání mimo fázi vede k tomu, že se hustota elektronů soustředí od prostoru mezi jádry, roztahuje je dále od sebe a vytváří konfiguraci s vyšší energetickou hladinou než atomové orbitaly. Toto je známé jako anti-vazba orbitálu. Elektrony z atomových orbitálů zapojených do vazby budou upřednostňovat vyplnění molekulárních orbitálů s nižší energií.
Pro stanovení povahy vazby mezi dvěma atomy se vypočítá „řádová pořadí“ jako: (vazba elektronů-anti-vazebné elektrony)/2. Pořadí dluhopisů nula naznačuje, že nedojde k žádnému spojení. Pro srovnání, pořadí vazby 1 označuje jednu vazbu, přičemž 2 a 3 označují dvojité a trojnásobné vazby.
Jako velmi jednoduchý příklad,Spojení dvou atomů vodíku lze popsat z hlediska molekulární orbitální teorie. Každý atom má pouze jeden elektron, obvykle v nejnižší energetické orbitální. Přidávají se vlnové funkce těchto orbitálů, což dává lepení a anti-vazebné orbitální. Dva elektrony vyplní nižší energetický lepení orbitálu, bez elektronů v anti-vazebném orbitálu. Pořadí dluhopisů je proto (2 - 0)/2 = 1, což dává jedinou vazbu. To je v souladu s teorií VB a s pozorováním.
Interakce dvou atomů dalšího prvku v periodické tabulce, helium, dává jiný výsledek, protože v každém atomu helia jsou dva elektrony v orbitálu. Když jsou přidány funkce vlny, vyrábí se vazba a anti-vazební orbitál, jako u vodíku. Tentokrát však jsou zapojeny čtyři elektrony. Dva elektrony vyplní lepení orbitálu a další dva budou muset naplnit orbitální proti vázání vyšší energie. Pořadí dluhopisů tentokrát je (2 - 2)/2 = 0, takže žádné spojení wse koná. Opět to souhlasí s teorií VB a s pozorováním: Helium netvoří molekuly.
Molekulární orbitální teorie také správně předpovídá dvojité a trojité vazby pro molekuly kyslíku a dusíku. Ve většině případů je teorie MO a valenční vazba v souladu; První z nich však lépe vysvětluje molekuly, kde pořadí vazby leží mezi jedinou a dvojnou vazbou a magnetickými vlastnostmi molekul. Hlavní nevýhodou molekulární orbitální teorie je to, že s výjimkou velmi jednoduchých případů, jako jsou výše uvedené, jsou výpočty mnohem komplikovanější.