什么是分子轨道理论(the Molecular Orbital Theory)？

分子轨道理论，或称MO理论，是一种解释原子间键合的方法，它是根据电子在分子周围的分布而不是原子周围的定域来解释的，与价键理论或VB理论不同。原子中的电子排列在壳层内的亚壳层中的轨道上。一般来说，参与化学键合的是最外层壳层内轨道上的电子，尽管也有例外。一个轨道最多可包含两个电子，这两个电子的自旋必须相反。在分子轨道理论中，当两个原子形成化学键时，键合电子的原子轨道结合成在电子的数目和自旋方面产生具有相似规则的分子轨道。元素周期表电子和所有的亚原子粒子一样，都可以表现为波，而不是在给定的时间占据空间的某个特定点，一个电子分布在原子核周围所有可能的位置上，它的位置只能用概率来表示。物理学家厄文·薛定谔（Erwin Schrodinger）提出的方程可以用来确定原子轨道的"波函数"，从而给出在周围不同位置找到电子的可能性用电子密度分布表示的原子核。分子轨道理论解释原子成键的方法是，将参与成键的原子轨道的波函数相加，得到包围整个分子的分子轨道的波函数原子中的电子排列在壳层内的子壳层内的轨道上。由于波函数方程给出了正负值，即所谓的相位，因此产生了两个分子轨道在第一种情况下，原子轨道是同相的，正的到正的，负的到负的；第二种是异相的，负的到正的，正的到负的。同相加成产生了一个分子电子密度集中在原子核之间的轨道上，把它们拉近，形成一个比两个原始原子轨道加起来能量更低的构型。这就是所谓的成键轨道。异相加成导致电子密度从原子核之间的空间集中，把它们拉得更远，并产生一个具有比原子轨道更高的能级。这被称为反键轨道。来自原子轨道的电子参与成键将更倾向于填充低能量的键合分子轨道。以确定键的性质在两个原子之间，"键序"的计算公式是：（成键电子-反键电子）/2。键级为零表示不会发生键合。相比之下，键序为1表示单键，2和3分别表示双键和三键举一个很简单的例子，两个氢原子的成键可以用分子轨道理论来描述。每个原子只有一个电子，通常在最低能量轨道上。这些轨道的波函数相加，就形成了一个成键轨道和一个反键轨道。这两个电子将填充低能成键轨道，在反键轨道上没有电子。因此键序为（2–0）/2=1，给出一个单键。这与VB理论和观察结果一致。周期表中下一个元素的两个原子的相互作用，氦，给出了不同的结果，因为在每个氦原子的一个轨道上有两个电子。当波函数被加上时，就会产生一个成键轨道和一个反键轨道，就像氢一样。但是这次，有四个电子参与其中。两个电子将填充成键轨道，另两个则必须填充高能反键轨道。这次的键序为（2–2）/2=0，因此不会发生键合。这同样符合VB理论和观察结果：氦不会形成分子分子轨道理论也正确地预测了氧和氮分子的双键和三键。在大多数情况下，MO理论和价键理论是一致的；但是，前者更好地解释了分子的键序在单键和双键之间，以及分子的磁性，分子轨道理论的主要缺点是，除了上面这些非常简单的情况外，计算要复杂得多。