Molekulární okružní

V kvantové chemii, molekulární orbitals jsou statistické státy elektrony mohou mít uvnitř molekul.

To je příště k nemožný zjistit co orbitals molekuly jsou přímo. Místo toho, jeden se přiblíží molekulárním orbitals jako lineární kombinace nějakého základu pro elektronový státní prostor, obvykle co každý orbitals atomu by byl jestliže to bylo zapnuté jeho vlastní. Některá kvalitativní pravidla:

Tam muset být tolik molekulárních orbitals jak tam byly orbitals základu.
Orbitals základu se mísí více (tj., přispívat více ke stejnému molekulárnímu orbitals) když oni jsou blíže v energii.
Molekulární symetrie mapují ustálené stavy k ustáleným stavům, tak nějaká sbírka zvrhlého molekulárního orbitals musí transformovat shodovat se k nějaké reprezentaci skupiny symetrie. Jako výsledek, orbitals základu, které transformují shodovat se k různým reprezentacím nemísí se.

Jako jednoduchý příklad zvážit to H₂, se dvěma atomy značený H ' a H”. Nejnižší-energetické atomové orbitals, 1s je a 1s”, nepřevádějí shodovat se k symetriím molekuly. Nicméně, následující lineární kombinace dělají:

1s' - 1s"	Antisymmetric kombinace: negoval odrazem, nezměněný jinými operacemi
1s' + 1s"	Symmetric kombinace: nezměněný všemi operacemi symetrie

Protože tito mají velmi odlišnou energii než všechny jiné atomové orbitals, my bychom očekávali tyto dvě kombinace být blízká přiblížení k nejnižší dva molekulární orbitals. Obecně, kombinace symmetric (volal propojení okružní) je nižší v energii než orbitals základu a kombinace antisymmetric (volal antibonding okružní) je vyšší. Protože H₂ molekula má dva elektrony, oni mohou oba jdou v propojení okružní, nutit systém ztišit v energii (a od této doby více stabilní) než dva volné atomy vodíku. Toto je nazýváno covalent svazkem.

Na druhé straně, považovat hypotézu za molekulu H₃, s atomy značený H, H ', H”. Pak my bychom čekali tři minimum-kombinace energie:

1s + 1s” - 1s je Symmetric 1s - 1s” Antisymmetric 1s + 1s je + 1s” Symmetric

Propojení a antibonding orbitals skončí s hrubě stejný energie, ale teď je třetina okružní mezi nimi, hrubě stejná energie jako jeden z základu orbitals. Protože valenční elektron může držet jen dva elektrony, třetí elektron musí jít do střední úrovně, tak je výhoda žádné energie pro molekulu k pobytu spolu kromě dolů vysokého tlaku. V těch podmínkách, my můžeme čekat, že vidí účinně nekonečné množství hydrogens sbalilo se spolu, tak molekulární orbitals vytvoří nepřetržité kapely.

Teď nechal nás se stěhovat do větších atomů. Považovat hypotézu za molekulu on₂, my najdeme to oba propojení a antibonding okružní být vyplněn, tak je výhoda žádné energie k páru. HeH by měl nepatrnou energetickou výhodu, ale ne jak hodně jak H₂ + 2 on, tak molekula existuje jen krátká chvíle. Obecně, my najdeme to atomy takový jak on to mít kompletně plnou energii shelly zřídka se spojí s jinými atomy. (ve skutečnosti tam není jediná stájová molekula obsahovat on, Ne nebo Ar.)

Stejný druh věci žádá o nižší-shelly energie ve větších molekulách: ačkoli oni se míchají s jinými orbitals, není tam žádná skutečná energetická výhoda získaná jako výsledek, tak oni mohou být zanedbaní od uvažování. Molekulární struktura spoléhá se na outermost (valence) elektrony atomů, který být obvykle srovnatelné energie. Když tam je rozdíl trhu mezi nimi, ačkoli, jeden shledá, že jedny orbitals atomu přispívají téměř úplně k propojení orbitals, a jiný je téměř úplně k antibonding orbitals. Tak, situace je účinně že některé elektrony byly převedené z jednoho atomu k jiný. Toto je voláno (většinou) iontová vazba.

Každý molekulární okružní vlastně pokryje celou molekulu; oni nejsou lokalizovaní ke zvláštním svazkům. Toto vlastně se stane zda atomy mají energetickou výhodu pro seskupení nebo ne a mdash; přísně mluvit, tam je mixování mezi orbitals světelných roků atomů pryč od sebe navzájem, a ačkoli výsledné orbitals nemají energii odlišnou od těch atomového orbitals, hustota elektronu je vždy vysoce blízko všechna jádra. Toto je odraz skutečnosti, že všechny elektrony jsou totožné, tak není tam žádný skutečný způsob, jak rozlišovat elektrony dvou oddělených atomů. To vyrovná toto, my často vezmeme lineární kombinace molekulárních orbitals tak ta hustota elektronu je lokalizována kolem atomů, a mezi nimi (křížil svazky), ale to by mělo být si pamatoval, že tito nejsou ustálené stavy, tak ačkoli oni jsou užiteční v ošetřující elektronové hustotě oni mají žádný skutečný význam v podmínkách energie.

Lineární kombinace atomový Orbitals přiblížení pro molekulární orbitals bylo představeno v 1929 Sir John Lennard-Jones. Jeho průkopnický papír se ukázal jak odvodit elektronickou strukturu fluoru a kyslíkové molekuly od kvantových principů. Tento kvantitativní přístup k molekulární okružní teorii reprezentuje úsvit moderní kvantové chemie.

Viz též: atomový okružní