Teoria orbity molekularnej I

Przegląd teorii orbitalu molekularnego

Teoria orbitali molekularnych opisuje rozkład elektronów w cząsteczkach w taki sam sposób, w jaki rozkład elektronów w atomach opisuje się za pomocą orbitali atomowych. Mechanika kwantowa opisuje zachowanie elektronu w cząsteczce za pomocą funkcji falowej Ψ, analogicznej do zachowania w atomie. Podobnie jak elektrony wokół izolowanych atomów, elektrony wokół atomów w cząsteczkach są ograniczone do dyskretnych (skwantowanych) energii. Obszar przestrzeni, w którym prawdopodobnie znajdzie się elektron walencyjny w cząsteczce, nazywany jest orbitalem molekularnym (Ψ2). Podobnie jak orbital atomowy, orbital molekularny jest pełny, gdy zawiera dwa elektrony o przeciwnym spinie.

Liniowa kombinacja orbitali atomowych

Matematyczny proces łączenia orbitali atomowych w celu wygenerowania orbitali molekularnych nazywany jest liniową kombinacją orbitali atomowych (LCAO). Mechanika kwantowa opisuje orbitale molekularne jako kombinacje funkcji fal orbitalnych atomów. Łączenie fal może prowadzić do konstruktywnej lub destruktywnej interferencji. Na orbitali fale mogą łączyć się z falami w fazie wytwarzającymi obszary o większym prawdopodobieństwie gęstości elektronów i falami poza fazą tworzącymi węzły lub obszary bez gęstości elektronów.

Orbitale molekularne wiążące i antywiążące

Istnieją dwa typy orbitali molekularnych, które mogą powstać w wyniku nakładania się dwóch orbitali atomowych na sąsiednie atomy. Kombinacja w fazie wytwarza orbital molekularny σs o niższej energii (czytany jako „sigma-s”), w którym większość gęstości elektronów znajduje się bezpośrednio pomiędzy jądrami. Dodawanie (lub odejmowanie) poza fazą funkcji falowych daje orbital molekularny σs* o wyższej energii (czytany jako „gwiazda sigma-s”), w którym znajduje się węzeł pomiędzy jądrami. Gwiazdka oznacza, że orbital jest orbitalem antywiążącym. Elektrony na orbicie σs są przyciągane przez oba jądra jednocześnie i są bardziej stabilne (o niższej energii) niż w izolowanych atomach. Dodanie elektronów do tych orbitali tworzy siłę, która utrzymuje oba jądra razem, dlatego orbitale te nazywane są orbitalami wiążącymi. Elektrony na orbitali σs* znajdują się w znacznej odległości od obszaru pomiędzy dwoma jądrami. Siła przyciągania między jądrami a tymi elektronami rozdziela oba jądra. Z tego powodu orbitale te nazywane są orbitalami antywiążącymi. Elektrony wypełniają orbital wiążący o niższej energii przed orbitalem antybakteryjnym o wyższej energii.

Na orbitalu p funkcja falowa powoduje powstanie dwóch płatów o przeciwnych fazach. Kiedy płaty orbitalne tej samej fazy nakładają się na siebie, konstruktywna interferencja fal zwiększa gęstość elektronów. Kiedy obszary o przeciwnych fazach nakładają się na siebie, niszczycielska interferencja fal zmniejsza gęstość elektronów i tworzy węzły. Kiedy orbitale p nakładają się na siebie, tworzą orbitale σ i σ*. Nakładanie się obok siebie dwóch orbitali p powoduje powstanie orbitalu molekularnego wiążącego pi (π) i orbitalu molekularnego wiążącego π*. Elektrony na orbicie π oddziałują z obydwoma jądrami i pomagają utrzymać oba atomy razem, tworząc orbital wiążący. W przypadku kombinacji poza fazą tworzone są dwie płaszczyzny węzłowe, jedna wzdłuż osi międzyjądrowej i prostopadła pomiędzy jądrami.