Co to jest teoria orbitali molekularnych?

Teoria orbitali molekularnych lub teoria MO jest metodą wyjaśniania wiązania między atomami w kategoriach elektronów rozmieszczonych wokół cząsteczki, a nie zlokalizowanych wokół atomów, w przeciwieństwie do teorii wiązania walencyjnego lub teorii VB. Elektrony w atomach są ułożone na orbitalach w podpowłokach w skorupach. Zasadniczo w wiązaniu chemicznym biorą udział elektrony na orbitalach w najbardziej zewnętrznej powłoce, choć są wyjątki. Orbital może zawierać maksymalnie dwa elektrony, które muszą mieć przeciwne spiny. W teorii orbity molekularnej, gdy dwa atomy tworzą wiązanie chemiczne, orbitale atomowe łączących się elektronów łączą się, tworząc orbitale molekularne o podobnych zasadach dotyczących liczby i spinu elektronów.

Elektrony, podobnie jak wszystkie cząsteczki subatomowe, mogą zachowywać się jak fale. Zamiast zajmować określony punkt w przestrzeni w danym czasie, elektron jest rozłożony na wszystkie możliwe lokalizacje wokół jądra atomowego, a jego położenie można wyrazić jedynie w kategoriach prawdopodobieństwa. Równanie opracowane przez fizyka Erwina Schrodingera może być wykorzystane do określenia „funkcji falowej” orbity atomowej, dając prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w różnych lokalizacjach wokół jądra pod względem rozkładu gęstości elektronowej. Teoria orbit molekularnych wyjaśnia wiązanie atomowe poprzez dodanie funkcji falowych orbitali atomowych zaangażowanych w wiązanie, aby nadać funkcje falowe dla orbitali molekularnych obejmujących całą cząsteczkę.

Ponieważ równanie funkcji falowej podaje wartości dodatnie i ujemne, zwane fazami, powstają dwa orbitale molekularne. W pierwszym orbitale atomowe są dodawane fazowo - dodatnie do dodatnich i ujemne do ujemnych. Drugi typ to taki, w którym znajdują się poza fazą - ujemny na dodatni i dodatni na ujemny.

Dodanie w fazie daje orbitę molekularną o gęstości elektronowej skoncentrowanej w przestrzeni między jądrami, zbliżając je do siebie i uzyskując konfigurację o niższej energii niż połączone dwa oryginalne orbitale atomowe. Jest to znane jako orbital wiążący. Dodanie poza fazą powoduje, że gęstość elektronów zostaje skoncentrowana z dala od przestrzeni między jądrami, rozsuwając je dalej i tworząc konfigurację o wyższym poziomie energii niż orbitale atomowe. Jest to znane jako orbital zapobiegający wiązaniu. Elektrony z orbitali atomowych zaangażowanych w wiązanie będą preferowały wypełnienie orbitali molekularnych wiążących niższe energie.

Aby określić naturę wiązania między dwoma atomami, „porządek wiązania” oblicza się w następujący sposób: (elektrony wiążące - elektrony przeciwwiążące) / 2. Kolejność zerowa oznacza, że ​​nie nastąpi żadne wiązanie. Dla porównania, rząd wiązania 1 oznacza wiązanie pojedyncze, a 2 i 3 wskazują odpowiednio wiązania podwójne i potrójne.

Jako bardzo prosty przykład wiązanie dwóch atomów wodoru można opisać w kategoriach teorii orbity molekularnej. Każdy atom ma tylko jeden elektron, zwykle na orbicie o najniższej energii. Funkcje falowe tych orbitali zostały dodane, dając orbitę wiążącą i antyspajającą. Oba elektrony wypełnią orbital wiążący niższą energię, bez elektronów na orbicie anty-wiążącym. Kolejność wiązań wynosi zatem (2 - 0) / 2 = 1, co daje pojedyncze wiązanie. Jest to zgodne z teorią VB i obserwacją.

Oddziaływanie dwóch atomów następnego pierwiastka w układzie okresowym helu daje inny wynik, ponieważ w orbicie każdego atomu helu znajdują się dwa elektrony. Po dodaniu funkcji falowych powstaje wiązanie i orbital antyspajający, podobnie jak wodór. Tym razem jednak w grę wchodzą cztery elektrony. Dwa elektrony wypełnią orbitę wiążącą, a pozostałe dwa będą musiały wypełnić orbitę przeciwdziałającą wyższej energii. Kolejność obligacji tym razem wynosi (2 - 2) / 2 = 0, więc nie nastąpi żadne wiązanie. Ponownie zgadza się to z teorią VB i obserwacją: hel nie tworzy cząsteczek.

Teoria orbitalów molekularnych również poprawnie przewiduje podwójne i potrójne wiązania odpowiednio dla cząsteczek tlenu i azotu. W większości przypadków teoria MO i teoria wiązania walencyjnego są zgodne; jednak ta pierwsza lepiej wyjaśnia cząsteczki, w których kolejność wiązań leży między wiązaniem pojedynczym i podwójnym, oraz właściwości magnetyczne cząsteczek. Główną wadą molekularnej teorii orbity jest to, że z wyjątkiem bardzo prostych przypadków, takich jak te powyżej, obliczenia są znacznie bardziej skomplikowane.