Redaktsioon: 27. aprill 2013, kell 21:06 redigeeri B05242 (arutelu \| kaastöö) 89 muudatust →‎Lewise teooria ja VS-meetodi puudused ← Vanem muudatus		Redaktsioon: 27. aprill 2013, kell 21:53 redigeeri eemalda Kyng (arutelu \| kaastöö) Administraatorid 16 970 muudatust PResümee puudub Uuem muudatus →
2. rida: ==Ajalugu== Enne MO teooriat oli kasutusel [[Lewise teooria\|Lewise]] ja [[Valentsidemete teooria]]. Mõlemad teooriad on võimelised kirjeldama kindlates piirides väga hästi elektronide ja aatomituumade vahelist süsteemi, kuid esineb erandeid, mida antud teooriad ei suuda seletada. Seetõttu hakkasid teadlased [[Robert S. Mulliken]] ja [[Friedrich Hund]] arendama 1920. aastatel MO teooriat, mis põhines kvantmehaanikal.<ref>{{cite book \| last = Coulson \| first = Charles, A. \| title = Valence \| publisher = Oxford at the Clarendon Press \| year = 1952}}</ref> ==Lewise teooria ja VS-meetodi puudused== [[Lewise teooria\|Lewise]] ja [[Valentsidemete teooria\|valentsidemete teooria]] kohaselt peaks hapnikus olema kõik elektronid paardunud. Ometi on hapnik [[paramagnetism\|paramagneetiline]] [[gaas]], mis tähendab, et elektronid on osaliselt paardumata. [[Paramagnetism]] on vastuolus Lewise struktuuri ja valentsidemete meetodiga, mille kohaselt on antud elektronstruktuur võimatu. Teine tuntud erand on [[diboraan~~\|diboraani~~]]i (B<small>2</small>H<small>6</small>) elektronstruktuur. [[Diboraan]] sisaldab 12 valentselektroni, sellest [[boor\|booril]] on 3 elektroni ja [[vesinik\|vesinikel]] kokku 6 elektroni. Lewis`e struktuuri järgi peaks seal olema seitse sidet, mis tähendab 14 valentselektroni. Siiski on diboraanil kokku ainult 12 elektroni ja seetõttu on tegemist elektrondefitsiitse ühendiga. [[Lewise teooria]] kohaselt ei ole olemas ühendeid, millel on sidemel vähem kui kaks [[elektron\|elektroni]].<ref>{{citation \|last=Coulson \|first=C.A. \|author-link=Charles_Coulson \|title=Self-consistent field for molecular hydrogen \|journal=Mathematical Proceedings of the Cambridge Philosophical Society \|volume=34 \|issue=2 \|pages=204–212 \|year=1938 \|doi=10.1017/S0305004100020089\|bibcode = 1938PCPS...34..204C }}</ref> 20. rida: Aatomorbitaalid võivad liituda ka destruktiivselt. Sellisel juhul lähevad elektronide lainefunktsioonid üksteise suhtes faasist välja ja [[interferents]]i käigus lainete [[amplituud]] väheneb ning lained nõrgenevad. Destruktiivse liitumise puhul tekib lõdvendav molekulaarorbitaal ehk (inglise keeles''anti-bonding molecular orbital''). Lõdvendava orbitaali puhul üritavad elektronpilved võimalikult vähe kattuda, sest kattumine tõstab järsult molekulaarorbitaalide energiat. [[Aatomorbitaal]]ide kattumisel moodustuvat [[molekulaarorbitaal~~\|molekulaarorbitaali~~]]i energiat võib vaadelda ka [[molekul\|molekuli]] dissosatsioonikõvera järgi. Aatomorbitaalide lähenemisel (kui lained on samas faasis) langeb [[energia]] seni, kuni jõutakse kõige madalama energiaga olekusse, seda olekut nimetatakse potentsiaaliauguks. [[Potentsiaaliauk]] seletab, miks erinevad reaktsioonid vajavad [[aktivatsioonienergia\|aktivatsioonienergiat]]. Kui produktis tekkinud uue sideme potentsiaaliauk on veel madalamal tasemel, siis reaktsioon toimub, kuid selleks on vaja lõhkuda esmalt olemasolev side ehk minna potentsiaaliaugust välja ning selleks on vaja ületada aktivatsioonienergiat. Kui lained on üksteise suhtes faasist väljas ehk samasuunaliste spinnidega, siis kasvab energia aatomorbitaalide lähenemisel pidevalt kuni tuleb järsk tõus energiamuudus. Samasuguste tuumade aatomorbitaalide liitumisel on siduva või lõdvendava molekulaarorbitaali tekkimisel energiamuut sama. Erinevate tuumade korral on energiad siiski erinevad.<ref name="Frank"/> ==Binaarsed ühendid== 35. rida: ==Näited== ===Süsinik-halogeen side=== [[Süsinik\|Süsiniku]] ja [[halogeenid\|halogeeni]] aatomorbitaalide kattumisel tekib [[molekulorbitaal]], mille aatomorbitaalide algenergiad on erinevad. Kui võtta näiteks süsiniku ja [[kloor\|kloori]] vaheline side, siis liituvad süsiniku orbitaal energiaga -10,7 eV ja kloori orbitaal -13,7 eV. <ref>[http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html Introduction to Molecular Orbital Theory] -– Imperial College London</ref>. Selliste orbitaalide liitumisel ei ole tekkiva siduva või lõdvendava orbitaali energiamuut sama. Lõdvendava orbitaali tekkeks on vaja energiat kulutada rohkem kui siduva orbitaali tekkelt võidetakse. Kloori ja süsiniku molekulorbitaal ei ole [[sümmeetria\|sümmeetriline]], sest kloori [[elektronafiinsus\|elektronafiinsuse]] tõttu on seal suurem elektrontihedus. Seega kloori molekulaarorbitaali lainefunktsiooni koefitsient on suurem kui süsinikul. Kuna koefitsiendi väärtused peavad summaks andma ühe, siis muutuvad lõdvendava orbitaali tekkega koefitsiendi väärtused vastupidiseks. Sellisel juhul on elektrontihedus süsiniku ümber suurem ja süsiniku koefitsient suurem. ===Süsinik-metall side=== Süsinikuga saavad sidet moodustada ka elektropositiivsed elemendid, laiemalt kasutatavad selleks on [[liitium]] ja [[magneesium]]. Süsiniku ja liitiumi sidet moodustavate aatomorbitaalide energiad erinevad üksteisest umbes kaks korda. Sidet moodustavad liitiumi 2s ja süsiniku 2p-orbitaal. Aatomorbitaalide energiad vastavalt on -5,4 ja -10,7 eV. Kuna aatomorbitaalide energia erinevus on küllaltki suur, on tekkiv siduv molekulaarorbitaal tugevalt [[polarisatsioon\|polariseeritud]] süsiniku ja lõdvendav liitiumi suunas. Selliseid metallorgaanilisi sidemeid on otstarbekam vaadelda kui süsiniku [[anioon~~\|anioone~~]]e. Analoogsetel ühenditel on tugevaks iseloomujooneks [[alus\|aluselisus]] ja [[nukleofiil\|nukleofiilsus]] ning seega väga oluline roll [[orgaaniline süntees\|orgaanilises sünteesis]]. ===Süsinik-hapnik kaksikside===

Molekulaarorbitaalide teooria: erinevus redaktsioonide vahel