Teorie molekulových orbitalů (MO)
PSOC Proseminář z Obecné chemie – ZS 2024
Eva Zahradníková & Patrik Pospíšil
Základem teorie MO je představa, že každá molekula je tvořena souborem atomových jader, v němž jsou umístěny na určitých
orbitalech elektrony patřící celé molekule – elektron na MO patří i k jádrům jiných atomů.
Teorie Molekulových orbitalů (MO)
Základní pravidla: Při obsazování MO platí stejná pravidla jako pro AO
1) Pauliho princip výlučnosti: žádné dva elektrony v atomu nemohou existovat ve stejném kvantovém stavu
2) Hundovo pravidlo: pro danou elektronovou konfiguraci má nejnižší energii člen s nejvyšší multiplicitou, tedy i
s maximální velikostí celkového spinu
3) Výstavbový princip: orbitaly s nižší energií se zaplňují dříve než orbitaly s vyšší energií
2
3
Molekulové orbitaly vznikají překryvem a interakcí atomových orbitalů (AO). Při vzniku dvouatomové
molekuly se překrývá a interaguje dvojice atomových orbitalů, přičemž pak i vždy vzniká dvojice
molekulových orbitalů.
Jeden z nich má energii nižší než oba původní atomové orbitaly, ten se nazývá vazebný molekulový orbital
a obvykle se značí symbolem b (bonding; angl. bond = vazba) umístěným vpravo nahoře vedle symbolu
orbitalu. Druhý má energii vyšší než oba původní atomové orbitaly, nazývá se antivazebný molekulový
orbital a označuje se obvykle hvězdičkou umístěnou vpravo nahoře vedle symbolu orbitalu. V diagramech
znázorňujeme obvykle orbitaly s nižší energií níže a orbitaly s vyšší energií výše:
Teorie Molekulových orbitalů (MO)
4
Tvary MO pro interagující s-orbitaly:
5
Tvary MO pro interagující p-orbitaly:
σ - vazba:
π - vazba:
6
Tvary MO a postup při řešení:
1.Zapíšeme elektronovou konfiguraci obou atomů v základním nevázaném stavu.
2.Zakreslíme rámečkové diagramy AO obou atomů. Pro jeden atom vlevo, pro druhý
vpravo. Do záhlaví napíšeme, která sada rámečků je pro který atom. Nejdříve
obsazované AO (tj. AO s nejnižší energií) kreslíme dolů, další v pořadí obsazování nad ně.
Aplikují se při tom zásady výstavbového principu, což znamená, že se orbitaly obsazují
podle rostoucí energie.
3.Do mezery mezi AO obou atomů zakreslíme rámečkový diagram MO a čarami
propojíme MO s těmi AO, z nichž vznikly. Typický příklad diagramu MO pro
dvouatomovou molekulu, jejíž atomy mají v základním stavu obsazené pouze s- a p-
orbitaly.
4.Do diagramu MO umístíme tolik elektronů, kolik je jich dohromady v obou AO
vázaných atomů. Pokud znázorňujeme diagram MO pro molekulový ion, pak počet
elektronů v MO upravíme podle celkového náboje (nábojového čísla) iontu.
5.Pro obsazování MO platí stejná pravidla jako při obsazování AO. Jsou to:
výstavbový princip, Hundovo pravidlo a Pauliho princip.
Jinými slovy: MO se obsazují v diagramu zdola nahoru (tj. v pořadí rostoucí energie),
každý rámeček dvěma elektrony. Degenerované MO (tj. MO se stejnou energií, umístěné
v diagramu MO stejně vysoko) se obsazují podle Hundova pravidla: elektrony se rozdělují
mezi degenerované orbitaly tak, aby multiplicita byla co nejvyšší (tj. před sdružováním
elektronů do párů s opačným spinem se degenerované orbitaly obsadí po jednom
nepárovém elektronu se stejným spinem). Podle Pauliho principu mohou být v každém
rámečku nanejvýš dva elektrony a musí se lišit spinem.
7
Příklady na procvičení
1) molekula H2
2) molekula He2
H 1
VAZEBNÝ ŘÁD:
(počet é ve vazebných MO – počet elektronů v protivazebných MO) / 2 =
(2 – 0) / 2 = 1
σ
σ*
σ
σ*
He 1
VŘ: (2-2) / 2 = 0 → nemůže existovat
8
Příklady na procvičení
3) molekula Li2
4) molekula Be2
8
σ
σ*
Be 2
VŘ: (2-2) / 2 = 0 → nemůže existovat
σ*Li 2
σ
VŘ: (2-0) / 2 = 1
9
Příklady na procvičení
5) molekula C2 6) molekula Al2
σ
σ*
C 2
VŘ: (6-2) / 2 = 2
σ
σ*
2
π
π*
σ*
VŘ: (4-2) / 2 = 1
σ
σ*
σ
π
π*
Al 3 3
10
Vliv s-p mísení na energii MO:
11
Příklady na procvičení
7) molekula S2 8) molekula Cl2S 3 3
σ
σ*
VŘ: (8 - 4) / 2 = 2
σ
π
π*
Cl 3 3
VŘ: (8 - 6) / 2 = 1
σ
σ*
π*
σ
π
VŘ: (8 - 4) / 2 = 2O 2 O
Singletový vs. tripletní kyslík
9) molekula O2
σ
σ*
π*
TRIPLETNÍ
σ
σ*
π*
σ
σ*
π*
SINGLETOVÝ
σ
π
σ
π
σ
π
13
Heteroatomické molekuly
7) molekula HF 8) molekula CO