Hva er den molekylære orbitalteorien?

Molekylær orbital teori, eller MO -teori, er en metode for å forklare binding mellom atomer når det gjelder elektroner som blir spredt rundt et molekyl i stedet for lokalisert rundt atomene, i motsetning til valensbindingsteori, eller VB -teori. Elektroner i atomer er anordnet i orbitaler innenfor 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 inneholde maksimalt to elektroner, som må ha motsatte spinn. I molekylær orbital teori, når to atomer danner en kjemisk binding, kombineres atombanene 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 verdensrommet på et gitt tidspunkt, er et elektron spredt over alle mulige steder rundt atomkjernen og densPosisjon kan bare uttrykkes når det gjelder sannsynlighet. En ligning utviklet av fysikeren Erwin Schrodinger kan brukes til å bestemme "bølgefunksjonen" til en atombane, 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 atombanene som er 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 den første tilsettes atombanene i fase-positive-til-positive og negative-til-negative. Den andre typen er en der de er utenfor fase-negativ-til-positive og positive-til-negative.

i fasetilsetningen gir et molekylærOrbital med elektrontettheten konsentrert i rommet mellom kjernene, noe som fører dem nærmere hverandre og resulterer i en konfigurasjon med en lavere energi enn de to originale atombanene kombinert. Dette er kjent som en bindingsbane. Utenfor fasetilsetning 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 atombanene. Dette er kjent som en anti-bindende orbital. Elektroner fra atombanene som er involvert i binding vil foretrekke å fylle de nedre energibindingsmolekylære orbitaler.

For å bestemme arten av bindingen mellom to atomer, beregnes "bindingsrekkefølgen" som: (bindingselektroner-anti-bindende elektroner)/2. En obligasjonsordre på null indikerer at ingen binding vil finne sted. Til sammenligning indikerer en obligasjonsrekkefølge på 1 en enkelt binding, med henholdsvis 2 og 3 som indikerer doble og trippelbindinger.

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

Interaksjonen mellom to atomer i det neste elementet i den periodiske tabellen, helium, gir et annet resultat da det er to elektroner i et orbital 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 binding av orbital, og de to andre må fylle den høyere energien anti-bindende orbital. Bindingsordren denne gangen er (2 - 2)/2 = 0, så ingen binding wJeg finner 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 enig; Førstnevnte forklarer imidlertid bedre molekyler der bindingsordren ligger mellom en enkelt og en dobbeltbinding, og de magnetiske egenskapene til molekyler. Den største ulempen med molekylær orbital teori er at, bortsett fra veldig enkle tilfeller som de ovenfor, er beregningene mye mer kompliserte.