Hva er Molecular Orbital Theory?

Molekylær orbital teori, eller MO teori, er en metode for å forklare binding mellom atomer i form av elektroner som er spredt rundt et molekyl i stedet for lokalisert rundt atomene, i motsetning til valensbindingsteori, eller VB teori. Elektroner i atomer er ordnet i orbitaler i underskall i skjell. Som en generell regel er det elektronene i orbitalene i det ytterste skallet som er involvert i kjemisk binding, selv om det er unntak fra dette. En orbital kan maksimalt inneholde to elektroner, som må ha motsatte spinn. I molekylær orbital teori, når to atomer danner en kjemisk binding, kombineres de atomiske orbitalene til bindingselektronene for å produsere molekylære orbitaler med lignende regler angående antall og spinn på elektronene.

Elektroner, som alle subatomiske partikler, kan oppføre seg som bølger. I stedet for å okkupere et bestemt punkt i rommet på et gitt tidspunkt, er et elektron spredt ut over alle dets mulige lokasjoner rundt atomkjernen, og dens posisjon kan bare uttrykkes i form av sannsynlighet. En ligning utviklet av fysikeren Erwin Schrodinger kan brukes til å bestemme "bølgefunksjonen" av en atomomløp, noe som gir sannsynligheten for å finne et elektron på forskjellige steder rundt kjernen i form av en elektrontetthetsfordeling. Molekylær orbital teori forklarer atombinding ved å legge til bølgefunksjonene til atomomgangene involvert i binding for å gi bølgefunksjonene for molekylære orbitaler som omslutter hele molekylet.

Siden bølgefunksjonsligningen gir både positive og negative verdier, kjent som faser, produseres to molekylære orbitaler. I det første blir atomomgangene lagt til i fase - positiv til positiv og negativ til negativ. Den andre typen er en der de er ute av fase - negativ til positiv og positiv til negativ.

Tilsetningen i fase gir en molekylær bane med elektron-tettheten konsentrert i rommet mellom kjernene, og bringer dem nærmere hverandre og resulterer i en konfigurasjon med en lavere energi enn de to opprinnelige atomomgangene kombinert. Dette er kjent som en bindende orbital. Utfasetilsetningen resulterer i at elektrontettheten blir konsentrert bort fra rommet mellom kjernene, trekker dem lenger fra hverandre og produserer en konfigurasjon med et høyere energinivå enn de atomiske orbitalene. Dette er kjent som en anti-binding orbital. Elektroner fra atombunnene involvert i binding vil foretrekke å fylle molekylære orbitaler med lavere energibinding.

For å bestemme arten av bindingen mellom to atomer, blir "bindingsrekkefølgen" beregnet som: (bindingselektroner - anti-bindingselektroner) / 2. En obligasjonsrekkefølge på null indikerer at ingen liming vil finne sted. Til sammenligning indikerer en bindingsrekkefølge på 1 en enkeltbinding, hvor henholdsvis 2 og 3 indikerer dobbelt- og trippelbindinger.

Som et veldig enkelt eksempel kan bindingen av to hydrogenatomer beskrives i form av molekylær orbital teori. Hvert atom har bare ett elektron, normalt i den laveste energibanen. Bølgefunksjonene til disse orbitalene blir lagt til, noe som gir en binding og en anti-bindende bane. De to elektronene vil fylle den lavere energibundne orbitalen, uten elektroner i den anti-bindende orbitalen. Obligasjonsordren er derfor (2 - 0) / 2 = 1, og gir en enkeltbinding. Dette er i samsvar med VB-teori og med observasjon.

Samspillet mellom to atomer i det neste elementet i den periodiske tabellen, helium, gir et annet resultat ettersom det er to elektroner i et bane i hvert heliumatom. Når bølgefunksjonene legges til, produseres en binding og en anti-bindende orbital, som med hydrogen. Denne gangen er det imidlertid fire elektroner involvert. To elektroner vil fylle den bindende orbitalen, og de to andre må fylle den høyere energien anti-bindende orbitalen. Obligasjonsordren denne gangen er (2 - 2) / 2 = 0, så ingen liming vil finne sted. Igjen stemmer dette overens med VB-teori og med observasjon: helium danner ikke molekyler.

Molekylær orbital teori forutsier også riktig dobbelt- og trippelbindinger for henholdsvis oksygen og nitrogenmolekyler. I de fleste tilfeller er MO-teori og valensbindingsteori enige; førstnevnte forklarer imidlertid bedre molekyler der bindingsrekkefølgen ligger mellom en enkelt- og dobbeltbinding, og de magnetiske egenskapene til molekyler. Hovedulempen ved molekylær orbital teori er at, med unntak av veldig enkle tilfeller som de ovenfor, er beregningene mye mer kompliserte.