Wat is de moleculaire orbitale theorie?
Moleculaire orbitale theorie, of MO-theorie, is een methode om de binding tussen atomen te verklaren in termen van elektronen die zich rond een molecuul verspreiden in plaats van rond de atomen, in tegenstelling tot valentiebindingstheorie of VB-theorie. Elektronen in atomen zijn gerangschikt in orbitalen in subschalen in schalen. Als algemene regel zijn het de elektronen in de orbitalen in de buitenste schil die betrokken zijn bij chemische binding, hoewel hier uitzonderingen op zijn. Een orbitaal kan maximaal twee elektronen bevatten, die tegengestelde spins moeten hebben. In de moleculaire orbitale theorie, wanneer twee atomen een chemische binding vormen, combineren de atomaire orbitalen van de bindende elektronen tot moleculaire orbitalen met vergelijkbare regels met betrekking tot het aantal en de spin van de elektronen.
Elektronen kunnen zich, net als alle subatomaire deeltjes, als golven gedragen. In plaats van op een bepaald moment een bepaald punt in de ruimte in te nemen, wordt een elektron verspreid over alle mogelijke locaties rond de atoomkern en kan zijn positie alleen worden uitgedrukt in termen van waarschijnlijkheid. Een door de fysicus Erwin Schrodinger ontwikkelde vergelijking kan worden gebruikt om de "golffunctie" van een atomaire orbitaal te bepalen, waardoor het waarschijnlijk wordt dat er op verschillende locaties in de kern een elektron wordt gevonden in termen van een verdeling van de elektronendichtheid. Moleculaire orbitale theorie verklaart atomaire binding door toevoeging van de golffuncties van de atomaire orbitalen die betrokken zijn bij binding om de golffuncties te geven voor moleculaire orbitalen die het gehele molecuul omsluiten.
Omdat de vergelijking van de golffunctie zowel positieve als negatieve waarden geeft, bekend als fasen, worden twee moleculaire orbitalen geproduceerd. In de eerste worden de atomaire orbitalen in fase toegevoegd - positief-naar-positief en negatief-naar-negatief. Het tweede type is er een waarin ze uit fase zijn - negatief naar positief en positief naar negatief.
De toevoeging in fase geeft een moleculair orbitaal met de elektronendichtheid geconcentreerd in de ruimte tussen de kernen, waardoor ze dichter bij elkaar komen en resulteren in een configuratie met een lagere energie dan de twee oorspronkelijke atomaire orbitalen gecombineerd. Dit staat bekend als een bindingsbaan. De toevoeging uit fase resulteert erin dat de elektronendichtheid wordt geconcentreerd weg van de ruimte tussen de kernen, ze verder uit elkaar trekt en een configuratie produceert met een hoger energieniveau dan de atomaire orbitalen. Dit staat bekend als een anti-bindingsbaan. Elektronen van de atomaire orbitalen die bij binding betrokken zijn, zullen de moleculaire orbitalen met lagere energie bij voorkeur vullen.
Om de aard van de binding tussen twee atomen te bepalen, wordt de "bindingsvolgorde" berekend als: (bindende elektronen - anti-bindende elektronen) / 2. Een obligatieorder van nul geeft aan dat er geen binding zal plaatsvinden. Ter vergelijking: een obligatieorde van 1 geeft een enkele binding aan, waarbij 2 en 3 respectievelijk dubbele en driedubbele obligaties aangeven.
Als een heel eenvoudig voorbeeld kan de binding van twee waterstofatomen worden beschreven in termen van moleculaire orbitale theorie. Elk atoom heeft slechts één elektron, normaal gesproken in de laagste energiebaan. De golffuncties van deze orbitalen worden toegevoegd, waardoor een binding en een anti-bindingbaan ontstaat. De twee elektronen vullen de orbitaal met lagere energiebinding, zonder elektronen in de orbitale anti-binding. De bindingsvolgorde is daarom (2 - 0) / 2 = 1, wat een enkele binding oplevert. Dit is in overeenstemming met de VB-theorie en met observatie.
De interactie van twee atomen van het volgende element in het periodiek systeem, helium, geeft een ander resultaat omdat er twee elektronen in een baan in elk heliumatoom zitten. Wanneer de golffuncties worden toegevoegd, worden een binding en een anti-binding orbitaal geproduceerd, zoals met waterstof. Deze keer zijn er echter vier elektronen bij betrokken. Twee elektronen zullen de bindingsbaan vullen en de andere twee zullen de hogere energie anti-bindingsbaan moeten vullen. De bindingsvolgorde is deze keer (2 - 2) / 2 = 0, dus er vindt geen binding plaats. Nogmaals, dit is in overeenstemming met de VB-theorie en met observatie: helium vormt geen moleculen.
Moleculaire orbitale theorie voorspelt ook op correcte wijze dubbele en drievoudige bindingen voor respectievelijk zuurstof- en stikstofmoleculen. In de meeste gevallen zijn MO-theorie en valentiebindingstheorie in overeenstemming; de eerste verklaart echter beter moleculen waar de bindingsvolgorde tussen een enkele en een dubbele binding ligt, en de magnetische eigenschappen van moleculen. Het belangrijkste nadeel van de moleculaire orbitale theorie is dat, behalve voor zeer eenvoudige gevallen zoals hierboven, de berekeningen veel gecompliceerder zijn.