Molekylorbital

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök
Bindande och antibindande molekylorbitaler konstruerade av symmetriska och antisymmetriska kombinationer av atomära 1s-orbitaler Bindande och antibindande molekylorbitaler konstruerade av symmetriska och antisymmetriska kombinationer av atomära 1s-orbitaler
Bindande och antibindande molekylorbitaler konstruerade av symmetriska och antisymmetriska kombinationer av atomära 1s-orbitaler
Vänster: Orbitalernas energinivåer för vätemolekylen H2; höger: vätemolekylens antibindande σ*-orbital, där lobernas färgskillnad anger vågfunktionens motsatta fas. Vänster: Orbitalernas energinivåer för vätemolekylen H2; höger: vätemolekylens antibindande σ*-orbital, där lobernas färgskillnad anger vågfunktionens motsatta fas.
Vänster: Orbitalernas energinivåer för vätemolekylen H2; höger: vätemolekylens antibindande σ*-orbital, där lobernas färgskillnad anger vågfunktionens motsatta fas.
Bildning av en π-orbital ur två atomära p-orbitaler (nodplan i blå)

En molekylorbital är en orbital som kan användas för att beskriva elektronmolnet i en molekyl. Molekylorbitaler konstrueras av atomorbitaler och används för att beskriva kemisk bindningar. Skillnaden i energinivå mellan molekylorbitalerna och de högsta individuella orbitalerna runt varje ingående atom (de som bildar bindningen) avgör bindningsstyrkan.

Bindande och antibindande orbitaler[redigera | redigera wikitext]

När en atom kommer i närheten av en annan atom, påverkas elektronernas energinivåer. Nya orbitaler uppstår genom kombinationer av atomorbitaler, men deras totala antal ändras inte. Det enklaste fallet är vätemolekylen, H2. Som första approximation betraktar man endast atomernas 1s-orbitaler, Ψa och Ψb. Varje väteatomorbital innehåller en elektron, och de kombineras till en bindande molekylorbital, med två elektroner, och en tom antibindande molekylorbital.

Antibindande molekylorbitaler, som man brukar ange med en asterisk, har ett nodplan vinkelrätt mot bindningens axel.

Sigma-, pi- och delta-orbitaler[redigera | redigera wikitext]

Molekylorbitaler kan indelas efter antalet nodplan: sigma-orbitaler saknar nodplan, pi-orbitaler har ett nodplan och delta-orbitaler har två nodplan parallellt med bindningen. Sigma-orbitaler ger det starkaste bidraget till den kemiska bindningen, eftersom de har en stor elektronkoncentration mellan de positivt laddade atomkärnorna.

HOMO och LUMO[redigera | redigera wikitext]

Den orbital med högst energi som har elektroner i sig brukar kallas HOMO (Highest Occupied Molecular Orbital). Den tomma orbital som har lägst energi brukar kallas LUMO (Lowest Unoccupied Molecular Orbital). Kemiska reaktioner mellan molekyler kan beskrivas som interaktioner mellan HOMO på en molekyl och LUMO på en annan molekyl.

 Se även[redigera | redigera wikitext]

Externa länkar[redigera | redigera wikitext]