Molekylorbitalteorien

Molekylorbitalteorien (MO-teorien) er en metode i kjemi for å beskrive den molekylære strukturen ved hjelp av kvantemekanikk. Den ble utviklet tidlig på 1900-tallet og revolusjonerte forståelsen av kjemisk binding ved å introdusere konseptet om molekylære orbitaler. Teorien forklarer blant annet paramagnetisme i dioksygen (O₂), noe som valensbindingsteorien ikke kan forklare.

I molekylorbitalteorien er ikke elektronene tilordnet spesifikke bindinger mellom atomer, men anses i stedet for å være delokalisert over hele molekylet.^[1] Kvantemekanikk beskriver de romlige og energimessige egenskapene til elektroner som molekylorbitaler som omfatter flere atomer i et molekyl og inneholder valenselektroner mellom atomene.

MO-teorien er en av de to fundamentale teoriene i kvantekjemi, sammen med valensbindingsteorien.

Lineær kombinasjon av atomorbitaler (LCAO)

I LCAO-metoden (lineær kombinasjon av atomorbitaler) beskrives molekylorbitaler som en lineær sum av atomorbitaler. Dette uttrykkes matematisk som:

$\psi _{j}=\sum _{i=1}^{n}c_{ij}\chi _{i}.$

Her er $\psi _{j}$ en molekylorbital, $\chi _{i}$ er atomorbitalene som inngår i kombinasjonen, og $c_{ij}$ er koeffisientene som bestemmer hvor mye hver atomorbital bidrar til den resulterende molekylorbitalen. Disse koeffisientene kan bestemmes numerisk ved å bruke Schrödinger-ligningen og variansprinsippet.

For at atomorbitaler skal kunne kombineres til molekylorbitaler, må tre hovedkrav oppfylles:

Symmetri – Kombinasjonen må ha riktig symmetri i forhold til molekylets symmetri.
Overlapping – Atomorbitalene må overlappe i rommet for å kunne danne molekylorbitaler.
Energinivå – Atomorbitalene må ha lignende energi for å bidra signifikant til molekylorbitalen.^[2]

Bindende og antibindende orbitaler

Når to atomorbitaler kombineres, kan de enten interferere konstruktivt eller destruktivt, noe som fører til henholdsvis bindende orbitaler og antibindende orbitaler:

Bindende orbitaler (σ og π) – Elektrontettheten øker mellom atomkjernene, noe som stabiliserer molekylet.
Antibindende orbitaler (σ* og π*) – Elektrontettheten reduseres mellom kjernene, noe som destabiliserer bindingen.

Dette illustrerer hvordan resonans og harmoniprinsipper er sentrale i molekylorbitalteorien: Konstruktiv interferens fører til stabilitet og binding, mens destruktiv interferens fører til frastøting og svekkede bindinger.

MO-teori og spektroskopi

Molekylorbitalteori er grunnlaget for tolkning av UV–VIS-spektroskopi og elektronspektroskopi. Endringer i et molekyls elektroniske struktur kan observeres ved absorpsjon av lys på bestemte bølgelengder, hvor elektroner eksiteres fra lavere til høyere molekylorbitaler.

Denne teorien forklarer også hvorfor visse molekyler har farge. For eksempel har betakaroten og klorofyll konjugerte π-systemer hvor elektronene er delokalisert over store deler av molekylet, noe som senker eksitasjonsenergien og fører til absorpsjon i det synlige spekteret.

Historie

Molekylorbitalteorien ble utviklet som en utvidelse av valensbindingsteorien i årene etter 1927. Viktige bidragsytere inkluderer Friedrich Hund, Robert Mulliken, John C. Slater og John Lennard-Jones.^[3] Opprinnelig ble teorien kalt Hund-Mulliken-teorien.^[4]

En av de første store suksessene for MO-teorien var forutsigelsen av triplett-grunntilstanden til dioksygen (O₂), som forklarte molekylets paramagnetisme, et fenomen valensbindingsteorien ikke kunne forklare.

Eksempler på anvendelser

Molekylorbitalteori er avgjørende for:

Forklaring av aromaticitet (f.eks. i benzen)
Forståelse av magnetiske egenskaper (f.eks. paramagnetisme i O₂)
Beskrivelse av elektriske egenskaper (f.eks. høy ledningsevne i grafitt)
Modellering av fotokjemi og eksitasjoner i molekyler
Beregning av molekylstrukturer i kvantekjemi og beregningskjemi

MO-teorien er også grunnlaget for mer avanserte teorier som tetthetsfunksjonalteori (DFT) og Hartree–Fock-metoden.

Se også

Referanser

^ Daintith, J. (2004). Oxford Dictionary of Chemistry. New York: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-860918-6.
^ Miessler, Gary L.; Fischer, Paul J.; Tarr, Donald A. (8. april 2013). Inorganic Chemistry (på norsk). Pearson Education. ISBN 978-0-321-91779-9.
^ Coulson, Charles A. (1952). Valence. Oxford at the Clarendon Press.
^ «Spectroscopy, Molecular Orbitals, and Chemical Bonding» (PDF) (pressemelding). Amsterdam: Elsevier Publishing Company. 1972.

Eksterne lenker

Molecular Orbital Theory – The Journal of Chemical Physics
Innføring i molekylorbitalteori – University of Oxford

[1] Daintith, J. (2004). Oxford Dictionary of Chemistry. New York: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-860918-6.

[2] Miessler, Gary L.; Fischer, Paul J.; Tarr, Donald A. (8. april 2013). Inorganic Chemistry (på norsk). Pearson Education. ISBN 978-0-321-91779-9.

[3] Coulson, Charles A. (1952). Valence. Oxford at the Clarendon Press.

[4] «Spectroscopy, Molecular Orbitals, and Chemical Bonding» (PDF) (pressemelding). Amsterdam: Elsevier Publishing Company. 1972.

[1]

[2]

[3]

[4]