10.8: Teoria orbitali molekularnych I

Przegląd teorii orbitali molekularnych

Teoria orbitali molekularnych opisuje rozkład elektronów w cząsteczkach w taki sam sposób, w jaki rozkład elektronów w atomach jest opisywany 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 znajduje 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 nazywa się liniową kombinacją orbitali atomowych (LCAO). Mechanika kwantowa opisuje orbitale molekularne jako kombinacje funkcji fal orbitalnych atomów. Łączenie fal może prowadzić do konstruktywnych lub destrukcyjnych zakłóceń. Na orbitalach fale mogą łączyć się z falami w fazie, wytwarzając obszary o wyższym prawdopodobieństwie gęstości elektronów i fale poza fazą, węzły wytwarzające lub obszary bez gęstości elektronów.

Wiązanie i przeciwdziałanie wiązaniu orbitali molekularnych

Istnieją dwa rodzaje orbitali molekularnych, które mogą powstawać z nakładania się dwóch orbitali atomowych s na sąsiednich atomach. Kombinacja w fazie wytwarza orbital molekularny o niższej energii σ (odczytywany jako “sigma-s”), w którym większość gęstości elektronów znajduje się bezpośrednio między jądrami. Dodawanie poza fazą (lub odejmowanie funkcji falowych) wytwarza wyższą energię σ orbitalu molekularnego_s* (odczytywanego jako “sigma-s-star”), w którym znajduje się węzeł między jądrami. Gwiazdka oznacza, że orbital jest orbitalem antywiążącym. Elektrony na orbicie σs są przyciągane przez oba jądra w tym samym czasie i są bardziej stabilne (o niższej energii) niż byłyby w izolowanych atomach. Dodanie elektronów do tych orbitali tworzy siłę, która utrzymuje dwa jądra razem, więc orbitale te nazywane są orbitalami wiążącymi. Elektrony na orbitalach σ_s* znajdują się daleko od obszaru pomiędzy dwoma jądrami. Siła przyciągania między jądrami a tymi elektronami rozsuwa oba jądra. W związku z tym orbitale te nazywane są orbitalami antywiążącymi. Elektrony wypełniają orbital wiążący o niższej energii przed orbitalem antywiążącym o wyższej energii. 

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

Ten tekst został zaadaptowany z Openstax, Chemistry 2e, Section 8.4: Molecular Orbital Theory.