1.11 : Teoria MO i wiązania kowalencyjne

Molecular orbital theory describes the distribution of electrons throughout a molecule rather than localizing them to specific bonds between atoms.

Constructive interference between in-phase atomic orbitals corresponds to greater electron density between the positively charged nuclei, making the molecule more stable. This bonding molecular orbital is lower in energy than either of the original atomic orbitals.

Destructive interference between out-of-phase atomic orbitals corresponds to lower electron density in a nodal plane between the nuclei, making the molecule less stable. This antibonding molecular orbital is higher in energy than the atomic orbitals and is marked with a star or asterisk.

Molecular orbitals are classified by the way the atomic orbitals overlap. Head-on combination of atomic orbitals along the internuclear axis, such as the overlap between two s orbitals or two end-to-end p orbitals, results in sigma molecular orbitals. The sigma orbital electron density is centered around the internuclear axis.

Sideways overlap, such as the side-on overlap of two p orbitals, results in pi molecular orbitals. Here, the electron density is concentrated on opposite sides of the internuclear axis.

The orientation of the three different p orbitals means that typically, one pair overlaps end-to-end and the other two pairs overlap sideways. The pi bonding orbitals are typically equal in energy, or degenerate, as are the pi antibonding orbitals.

Molecular orbital theory predicts the stability of covalent bonds from the bond order of the molecule, which is the number of electrons in bonding orbitals minus the number of electrons in antibonding orbitals divided by two.

A bond order of greater than zero indicates that one or more covalent bonds can exist, whereas a bond order of zero means that bonds should not exist.

Molecular orbital theory is also useful for polyatomic molecules like benzene. The Lewis model of benzene cannot accurately represent its delocalized electrons, whereas molecular orbital theory assigns those electrons to three pi bonding molecular orbitals covering the entire carbon ring.

Teoria orbitali molekularnych opisuje rozkład elektronów w cząsteczkach w sposób podobny do rozkładu elektronów w orbitali atomowych. Obszar przestrzeni, w którym prawdopodobnie znajdzie się elektron walencyjny w cząsteczce, nazywa się orbitalem molekularnym. Matematycznie liniowa kombinacja orbitali atomowych (LCAO) generuje orbitale molekularne. Kombinacje funkcji fal orbitalnych w fazie atomowej dają w wyniku obszary o wysokim prawdopodobieństwie gęstości elektronów, podczas gdy fale poza fazą tworzą węzły lub obszary bez gęstości elektronów.

Połączenie w fazie dwóch orbitali atomowych s na sąsiednich atomach daje orbital molekularny wiążący σs o niższej energii, w którym większość gęstości elektronów znajduje się bezpośrednio pomiędzy jądrami. Addycja pozafazowa wytwarza orbital molekularny wiążący antybakteryjny σs* o wyższej energii, w którym pomiędzy jądrami znajduje się węzeł.

Podobnie funkcja falowa orbitali p powoduje powstanie dwóch płatów o przeciwnych fazach. Kiedy orbitale p nakładają się na siebie, tworzą orbitale σ i σ*. Nakładanie się obok siebie dwóch orbitali p generuje orbitale molekularne z wiązaniem π i antywiązaniem π*.

Wypełniony diagram orbitali molekularnych pokazuje liczbę elektronów w orbitali molekularnych wiążących i antywiążących. Elektron uczestniczy w interakcji wiążącej tylko wtedy, gdy zajmuje orbital wiążący. Udział netto elektronów w sile wiązania cząsteczki określa się na podstawie rzędu wiązań, który oblicza się w następujący sposób:

Kolejność wiązań jest wskazówką dotyczącą siły wiązania kowalencyjnego; wiązanie między dwoma danymi atomami staje się silniejsze wraz ze wzrostem kolejności wiązań. Jeśli rozkład elektronów na orbitali molekularnych daje rząd wiązań zerowy, stabilne wiązanie nie tworzy się.

Teoria orbitali molekularnych jest również przydatna w przypadku cząsteczek wieloatomowych. Model Lewisa dla benzenu (C₆H₆), który ma płaską strukturę heksagonalną z atomami węgla o hybrydyzacji sp², nie może dokładnie reprezentować jego zdelokalizowanych elektronów. Jednakże teoria orbitali molekularnych przypisuje te elektrony do trzech orbitali molekularnych z wiązaniem π obejmujących cały pierścień węglowy. Powoduje to w pełni zajęty (6 elektronów) zestaw wiążących orbitali molekularnych, które nadają pierścieniowi benzenowemu dodatkową stabilność termodynamiczną i chemiczną.

Tagi

MO Theory Covalent Bonding Molecular Orbital Valence Electron LCAO Atomic Orbitals Electron Density Bonding Molecular Orbital Antibonding Molecular Orbital P Orbitals Overlap Bonding Orbital Antibonding Orbital Molecular Orbital Diagram Bond Strength Bond Order

1.11 : Teoria MO i wiązania kowalencyjne

Tagi

PLAYLIST