Hva Er Molecular Orbital Theory?

December 14  by Eliza

Molekylorbital teori eller MO teori, er en metode for å forklare binding mellom atomene i form av elektroner blir spredt ut rundt et molekyl fremfor lokalisert rundt atomer, i motsetning til valensbinding teori, eller VB teori. Elektroner i atomer er anordnet i orbitaler innenfor subshells innenfor skallet. Som en generell regel, er det elektroner i orbitaler innenfor den ytterste skall som er involvert i kjemisk binding, selv om det finnes unntak fra dette. En orbital kan inneholde maksimalt to elektroner, som må ha motsatt spinn. I molekylorbital teori, når to atomer danner en kjemisk binding, de atomorbitalene av elektroner liming kombineres for å produsere molekylorbitalene med tilsvarende regler om antall og spinning av elektroner.

Elektroner, som alle subatomære partikler, kan oppføre seg som bølger. I stedet for å okkupere en bestemt punkt i rommet på et gitt tidspunkt, er en elektron spredt ut over alle mulige steder rundt om atomkjernen og dens posisjon kan bare bli uttrykt på basis av sannsynlighet. En ligning som er utviklet av fysiker Erwin Schrodinger kan brukes til å bestemme "bølgefunksjon" av en Orbital, noe som gir sannsynligheten for å finne en elektron på forskjellige steder rundt kjernen i form av en elektrontetthetsfordeling. Molekylorbital teori forklarer atom bonding ved å legge bølgefunksjoner av de atomorbitalene involvert i bonding å gi bølgefunksjonene for molekylorbitalene omslutter hele molekylet de.

Siden funksjonen bølgeligningen gir både positive og negative verdier, såkalte faser, er to molekylorbitalene produsert. I den første, blir de atomorbitalene tilsatt i fase - positiv-til-positiv og negativ-til-negativ. Den andre typen er en hvor de er ute av fase - negativ til positiv og positiv-til-negativ.

Den i fase tillegg gir en molekylorbital med elektrontettheten konsentrert i mellomrommet mellom kjernene, og bringer dem nærmere sammen, og som resulterer i en konfigurasjon med en lavere energi enn de to opprinnelige atomorbitalene kombinert. Dette er kjent som en bonding orbital. Den ut av fase tilsetning resulterer i elektrontettheten som blir konsentrert bort fra mellomrommet mellom kjernene, trekke dem fra hverandre, og videre fremstilling av en konfigurasjon med et høyere energinivå enn de atomorbitalene. Dette er kjent som et anti-binding orbital. Elektroner fra atomorbitalene involvert i bonding vil foretrekke å fylle lavere energi liming molekylorbitalene.

Å bestemme innholdet av bindingen mellom to atomer, er "bond orden" beregnet som: (bonding elektroner - anti-binding elektroner) / 2. En binding for på null indikerer at ingen binding finner sted. Til sammenligning, en obligasjon orden 1 indikerer en enkeltbinding, med 2 og 3 indikerer dobbelt- og trippelbindinger, henholdsvis.

Som et svært enkelt eksempel, kan binding av to hydrogenatomer kan beskrives i form av molekylorbital teori. Hvert atom har bare ett elektron, normalt i laveste energi orbital. Bølge funksjoner av disse orbitaler tilsettes, noe som gir en binding, og en anti-binding orbital. De to elektroner vil fylle den lavere energi bonding orbital, uten elektroner i anti-bonding orbital. Obligasjonen orden er derfor (2 - 0) / 2 = 1, noe som gir en enkeltbinding. Dette er i samsvar med VB teori og med observasjon.

Interaksjonen mellom to atomer av det neste element i den periodiske tabell, helium, gir et annet resultat som det er to elektroner i en orbital i hvert heliumatom. Når bølgefunksjoner de tilsettes, er en binding og en anti-binding orbital fremstilt, som med hydrogen. Denne gang er det imidlertid fire elektroner som er involvert. To elektroner vil fylle liming orbital og de to andre blir nødt til å fylle høyere energi anti-liming orbital. Obligasjonen orden denne gangen er (2 - 2) / 2 = 0, så ingen binding vil finne sted. Igjen, er enig dette med VB teori og med observasjon: helium ikke danner molekyler.

Molekylorbital teori også spår riktig doble og triple obligasjoner for oksygen og nitrogen molekyler, henholdsvis. I de fleste tilfeller, MO teori og valensbindingsteori er enige; Men den tidligere bedre forklarer molekyler der bindingen orden ligger mellom én og en dobbeltbinding, og de magnetiske egenskapene til molekyler. Den største ulempen med molekylorbital teori er at, med unntak av meget enkle tilfeller, slik som de ovenfor, er beregningene mye mer komplisert.

  • Det periodiske system.
  • Elektroner i atomer er anordnet i orbitaler innenfor subshells innenfor skallet.