분자 궤도 이론은 무엇입니까?

분자 궤도 이론 또는 MO 이론은 원자가 결합 이론 또는 VB 이론과 달리 원자 주위에 국한되지 않고 분자 주위에 전자가 퍼지는 관점에서 원자 사이의 결합을 설명하는 방법입니다. 원자 내의 전자는 쉘 내의 서브 쉘 내의 궤도에 배열된다. 일반적으로 화학 결합에 관여하는 것은 최 외각 궤도 내의 궤도에있는 전자들입니다. 궤도는 최대 2 개의 전자를 포함 할 수 있으며 반대쪽 스핀을 가져야합니다. 분자 궤도 이론에서, 2 개의 원자가 화학 결합을 형성 할 때, 결합 전자의 원자 궤도는 결합하여 전자의 수 및 스핀에 관한 유사한 규칙을 갖는 분자 궤도를 생성한다.

전자는 모든 아 원자 입자와 마찬가지로 파도처럼 행동 할 수 있습니다. 주어진 시간에 공간에서 명확한 지점을 차지하는 대신, 전자는 원자핵 주위의 가능한 모든 위치에 퍼져 있으며 그 위치는 확률로만 표현 될 수 있습니다. 물리학 자 Erwin Schrodinger가 개발 한 방정식을 사용하여 원자 궤도의 "파동 함수"를 결정하여 전자 밀도 분포 측면에서 핵 주위의 다른 위치에서 전자를 찾을 수 있습니다. 분자 궤도 이론은 전체 분자를 둘러싸고있는 분자 궤도에 대한 파동 함수를 제공하기 위해 결합에 관련된 원자 궤도의 파동 함수를 추가함으로써 원자 결합을 설명합니다.

파동 함수 방정식은 위상으로 알려진 양수 값과 음수 값을 모두 제공하므로 두 분자 오비탈이 생성됩니다. 첫 번째로, 원자 궤도는 양에서 양으로 그리고 음에서 음으로 단계적으로 추가됩니다. 두 번째 유형은 부정에서 양성으로, 부정에서 양성으로 위상이 다른 유형입니다.

동 위상 첨가는 핵 사이의 공간에 전자 밀도가 집중된 분자 궤도를 제공하여 이들을 더 가깝게 만들어 결합 된 두 개의 원래 원자 궤도보다 낮은 에너지로 구성합니다. 이것을 본딩 오비탈이라고합니다. 비 위상 첨가는 전자 밀도가 핵 사이의 공간으로부터 멀어지게하여 더 멀리 떨어져 원자 궤도보다 더 높은 에너지 레벨을 갖는 구성을 생성하게한다. 이것을 결합 방지 궤도라고합니다. 결합에 관여하는 원자 궤도의 전자는 저에너지 결합 분자 궤도를 채우는 것을 선호 할 것이다.

두 원자 사이의 결합의 본질을 결정하기 위해, "결합 순서"는 다음과 같이 계산된다 : (결합 전자 – 결합 방지 전자) / 2. 본딩 순서가 0이면 본딩이 수행되지 않음을 나타냅니다. 비교하면, 1의 결합 순서는 단일 결합을 나타내고, 2 및 3은 각각 이중 및 삼중 결합을 나타낸다.

매우 간단한 예로서, 2 개의 수소 원자의 결합은 분자 궤도 이론으로 설명 될 수있다. 각 원자는 일반적으로 가장 낮은 에너지 궤도에서 하나의 전자를 가지고 있습니다. 이 오비탈의 파동 함수가 추가되어 본딩과 안티 본딩 오비탈을 제공합니다. 2 개의 전자는 결합 방지 궤도에 전자가없는 저에너지 본딩 궤도를 채울 것이다. 따라서 본딩 순서는 (2 – 0) / 2 = 1이며 단일 본딩을 제공합니다. 이것은 VB 이론 및 관찰과 일치합니다.

주기율표에서 다음 원소의 두 원자 인 헬륨의 상호 작용은 각 헬륨 원자의 궤도에 두 개의 전자가 있기 때문에 다른 결과를 제공합니다. 파동 함수가 추가되면 수소와 마찬가지로 결합 및 결합 방지 궤도가 생성됩니다. 그러나 이번에는 네 개의 전자가 관련되어 있습니다. 두 개의 전자가 본딩 궤도를 채우고 다른 두 개의 전자는 더 높은 에너지의 안티 본딩 궤도를 채워야합니다. 이번의 본딩 순서는 (2 – 2) / 2 = 0이므로 본딩은 발생하지 않습니다. 다시, 이것은 VB 이론과 관찰에 동의합니다 : 헬륨은 분자를 형성하지 않습니다.

분자 궤도 이론은 또한 산소 및 질소 분자 각각에 대한 이중 및 삼중 결합을 정확하게 예측합니다. 대부분의 경우 MO 이론과 원자가 결합 이론이 일치한다. 그러나, 전자는 결합 순서가 단일 결합과 이중 결합 사이에있는 분자 및 분자의 자기 특성을 더 잘 설명한다. 분자 궤도 이론의 주요 단점은 위와 같은 매우 간단한 경우를 제외하고 계산이 훨씬 복잡하다는 것입니다.