Moleculaire orbitaal
Het moleculaire orbitaal is het orbitaal dat gevormd wordt door vervorming en overlapping van de oorspronkelijke atoomorbitalen.
[bewerk] Inleiding
Bij een atoom dat zich alleen bevindt in de ruimte en geen aantrekkingskracht ondervindt van om het even welk ander atoom, elektrisch of magnetisch veld, bevinden de elektronen zich voor 90% in de atoomorbitalen. Van zodra er zich echter een dergelijke aantrekkingskracht voordoet vervormen de orbitalen van het atoom. Bij een molecule gaat deze vervorming nog een stuk verder, met name dat alle individuele atoomorbitalen "versmelten" tot één geheel. Dit gebeurt als volgt:
[bewerk] Vorming van het moleculaire orbitaal
- Het atoom zal zijn orbitalen onderling laten "versmelten", een proces dat hybridisatie heet, om zo de meest gunstige binding te kunnen maken. Het aantal gehybridiseerde orbitalen is hetzelfde als het aantal niet-gehybridiseerde voordien.
- Vervolgens zal er zich een sigma-binding vormen tussen twee gehybridiseerde orbitalen, elk van een verschillend atoom.
- Als er een dubbele of drievoudige binding gevormd moet worden, dan worden er niet-gehybridiseerde orbitalen van de twee atomen naar elkaar toegetrokken en vormen zo een pi-binding. Deze stonden wel evenwijdig in een vlak, dus dit proces kost wel wat meer energie dan de sigma-binding.
[bewerk] De vorm van een moleculair orbitaal
De vorm van de orbitalen kan men in theorie wiskundig bepalen, maar de plaats van de elektronen niet, net zoals bij het atoomorbitaal. De vorm van het moleculaire orbitaal verandert dus voortdurend. Zo kunnen bijvoorbeeld dubbele bindingen ergens midden in het atoom even verbroken worden en verschuiven naar een ander atoom en terug. Ook moet er vermeld worden dat er, van zodra er meer dan één elektron in het moleculaire orbitaal zit, afstoting ontstaat tussen de elektronen onderling. Hierdoor is de H2+-ion eigenlijk het enige moleculaire orbitaal waarvan men perfect de vorm van kan berekenen.
