Vad är den molekylära orbitalteorin?
Molekylär orbitalteori, eller MO-teori, är en metod för att förklara bindning mellan atomer i termer av att elektroner sprids ut runt en molekyl snarare än lokaliserade runt atomerna, i motsats till valensbindningsteori, eller VB-teori. Elektroner i atomer är arrangerade i orbitaler inom underskal i skal. Som en allmän regel är det elektronerna i orbitalerna i det yttersta skalet som är involverade i kemisk bindning, även om det finns undantag från detta. En orbital kan innehålla högst två elektroner, som måste ha motsatta snurr. I molekylär orbitalteori, när två atomer bildar en kemisk bindning, kombineras de atomära orbitalerna i bindningselektronerna för att producera molekylära orbitaler med liknande regler för antalet och rotationen av elektronerna.
Elektroner, som alla subatomära partiklar, kan bete sig som vågor. I stället för att uppta en bestämd punkt i rymden vid en given tidpunkt sprids en elektron över alla dess möjliga platser runt atomkärnan och dess position kan endast uttryckas i termer av sannolikhet. En ekvation utvecklad av fysikern Erwin Schrodinger kan användas för att bestämma "vågfunktionen" hos en atomomlopp, vilket ger sannolikheten att hitta en elektron på olika platser runt kärnan i termer av en elektrondensitetsfördelning. Molekylär orbitalteori förklarar atombindning genom att lägga till vågfunktionerna hos de atomiska orbitalerna som är involverade i bindning för att ge vågfunktionerna för molekylära orbitaler som omsluter hela molekylen.
Eftersom vågfunktionsekvationen ger både positiva och negativa värden, kända som faser, produceras två molekylära orbitaler. I det första läggs de atomiska orbitalerna till i fas - positivt till positivt och negativt till negativt. Den andra typen är en där de är ur fas - negativ till positiv och positiv till negativ.
Tillägget i fas ger en molekylär orbital med elektrontätheten koncentrerad i utrymmet mellan kärnorna, vilket förenar dem närmare varandra och resulterar i en konfiguration med en lägre energi än de två ursprungliga atombombarna. Detta är känt som en bonding orbital. Tillägget utanför fas resulterar i att elektrontätheten koncentreras bort från utrymmet mellan kärnorna, drar dem längre isär och ger en konfiguration med en högre energinivå än de atomiska orbitalerna. Detta är känt som en anti-bonding orbital. Elektroner från de atomära orbitalerna som är involverade i bindning föredrar att fylla molekylära orbitaler med låg energibindning.
För att bestämma bindningen mellan två atomer beräknas "bindningsordningen" som: (bindande elektroner - anti-bindande elektroner) / 2. En bindningsordning på noll indikerar att ingen bindning kommer att äga rum. Som jämförelse indikerar en bindningsordning på 1 en enkelbindning, varvid 2 och 3 indikerar dubbel- och trippelbindningar.
Som ett mycket enkelt exempel kan bindningen av två väteatomer beskrivas i termer av molekylär orbitalteori. Varje atom har bara en elektron, normalt i den lägsta orbitalen. Vågfunktionerna för dessa orbitaler läggs till, vilket ger en bindning och en anti-bindande omloppsbana. De två elektronerna kommer att fylla den lägre energibindande orbitalen, utan elektroner i den anti-bindande orbitalen. Obligationsordningen är därför (2 - 0) / 2 = 1, vilket ger en enda bindning. Detta är i överensstämmelse med VB-teorin och med observation.
Interaktionen mellan två atomer i nästa element i det periodiska systemet, helium, ger ett annat resultat eftersom det finns två elektroner i en omloppsbana i varje heliumatom. När vågfunktionerna läggs till, produceras en bindning och ett anti-bindande orbital, som med väte. Den här gången är det dock fyra elektroner involverade. Två elektroner kommer att fylla bindningens omloppsbana och de andra två kommer att behöva fylla den högre energi-förbindningsbana. Obligationsordningen denna gång är (2 - 2) / 2 = 0, så ingen bindning kommer att äga rum. Återigen stämmer detta med VB-teorin och med observation: helium bildar inte molekyler.
Molekylär orbitalteori förutspår också korrekt dubbel- och trippelbindningar för syre- och kvävemolekyler. I de flesta fall är MO-teori och valensbindningsteori överens; den förstnämnda förklarar emellertid bättre molekyler där bindningsordningen ligger mellan en enda och en dubbelbindning och molekylernas magnetiska egenskaper. Den största nackdelen med molekylär orbitalteori är att beräkningarna är mycket mer komplicerade, med undantag för mycket enkla fall som ovan.