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下面是断桥残月整理的分子轨道理论也许对于高中生来说有些偏难但是起码有个了解,也许也能有些裨益
2007年02月13日 05点02分
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我们把原子通过共用电子对结合的化学键成为共价键（covalent bond）。路易斯（G.N.Lewis）曾经提出原子共用电子对成键的概念，也就是俗称的“八隅律”（高中阶段也只是停留于此） 然而，我们知道很多现实情况都无法用八隅率解释，包括：PCl5，SCl6分子。更重要的是，八隅率从来没有本质上说明共价键的成因：为什么带负电荷的两个分子不会排斥反而是互相配对？ 随 着近代的量子力学（quantum mechanics）的建立，近代形成了两种现代共价键理论，即是：现代价键理（valence bond theory）简称VB（又叫作电子配对法）以及分子轨道理论（molecular orbital theory）简称MO。价键理论强调了电子对键和成键电子的离域，有了明确的键的概念。也成功的给出了一些键的性质以及分子结构的直观图像。但是在解释 H2＋氢分子离子的单电子键的存在以及养分子等有顺磁性或者大∏键的某些分子结构时感到困难。而分子轨道理论可以完美的进行解释，这里我就主要阐述MO法 的相关理论。 洪特（Hund）和密里肯（R.S Mulliken）等人提出了新的化学键理论，即是分子轨道理论。这是人们利用量子力学处理氢分子离子而发展起来的。 （一）氢分子离子的成键理论 氢分子离子（H2＋）是由两个核以及一个电子组成的最简单分子，虽然不稳定，但是确实存在。 如 何从理论上说明氢分子离子的形成呢？分子轨道理论把氢分子离子作为一个整体处理，认为电子是在两个氢核a和b组成的势场当中运动。电子运动的轨道既不局限 在氢核a的周围，也不会局限于氢核b的周围，而是遍及氢核a和b。这种遍及分子所有核的周围的电子轨道，成为“分子轨道”。 如何形成这样 的分子轨道呢？我们必须通过波函数来描述原子当中的运动状态，而波函数势薛定谔方程的解。因为得到精确的薛定谔方程的解势很困难的因此我们才去了近似方 法，假设分子轨道是各个原子轨道的组成。仍然以氢分子离子为例：当这个单电子出现了一个氢原子核a附近时候，分子轨道Ψ很近似于一个院子轨道Ψa。同样， 这个电子出现在另外一个氢原子b附近时候，分子轨道Ψ也很像原子轨道Ψb。不过这个只是两种极端情况，合理的应该是两种极端情况的组合即是Ψa与Ψb的组 合。分子轨道理论假定了分子轨道是所属原子轨道的线性组合（linear combination of atomic orbital，简称LCAO），即是相加相减而得得。例如氢分子离子当中就有： ΨI＝Ψa＋Ψb ΨII＝Ψa－Ψb 其 中Ψa和Ψb分别是氢原子a以及氢原子b得1s原子轨道。它们的相加相减分别可以得到ΨI以及ΨII。相加可以看出处在相同相位的两个电子波组合时候波峰 叠加，这样可以使得波增强。如果两个波函数相减，等于加上一个负的波函数，因此相减可以看成是有相反相位的两个电子波组合时的波峰叠加，这样似的波消弱或 者抵消。故在ΨI当中，波函数数值和电子出现的几率密度在两个核当中明显增大，相应的能量比氢原子1s轨道能量低，进入这个轨道的电子将促进这个两个原子 的结合因此成为“成键轨道”（bonding orbital），用δ1s表示。ΨII当中的波函数值在两核中间为零，电子在两核出现的几率很小，甚至为0，其电子能量高于氢原子的1s轨道，进入这个 轨道的电子将促使这个两个原子分离，所以称为反键轨道（antibonding orbital）用δ1s*表示。（图1）ΨI以及ΨII原子轨道能量之差基本相同，符号相反。用轨道能级图表示（图2）如果两个原子轨道的能量不一样 高，则它们所组成的分子轨道中，能量低的成键轨道比原来能量低的原子轨道的能量还低；能量高的反键轨道比原来能量高的原子轨道能量还高。 从氢分子离子的形成可以得出分子轨道理论是着眼于整个分子，把分子作为一个 整体来考虑。分子当中的电子是在多个原子核以及电子的综合势场中运动。因此没有明确的“键”的概念。现在将分子轨道理论扼要的介绍如下： 1。分子当中的电子在遍及整个分子范围内运动，每一个电子的运动状态都可以用一个分子波函数（或者称为分子轨道）Ψ来描述。|Ψ|^2表示了电子在空间各处出现的几率密度。
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2) 线性组合三原则 a) 对称性一致原则 对核间连线呈相同的对称性的轨道可组合，除上述讲的 s-s, p-p 之外，还有: 若 s 和 px 沿 y 轴接近，对称不一致，不能组成分子轨道
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b) 能量相近原则 H 1s -1312 kJ/mol Na 3s - 496 kJ/mol Cl 3p -1251 kJ/mol O 2p -1314 kJ/mol (以上数据按 I1 值估算） 左面 3 个轨道能量相近，彼此间均可组合, 形成分子, Na 3s 比左面 3 个轨道能量高许多, 不能组合.(不形成共价键, 只为离子键) c) 最大重叠原理 在对称性一致、能量相近的基础上，原子轨道重叠越大，越易形成分子轨道, 或说共价键越强. 3) 分子轨道能级图 分子轨道的能量与组成它的原子轨道能量相关，能量由低到高组成分子轨道能级图 4) 分子轨道中的电子排布 分子中的所有电子属于整个的分子，在分子轨道中依能量由低到高的次序排布，同样遵循能量最低原理，保里原理和洪特规则。 3. 同核双原子分子 1) 分子轨道能级图 A图适用于 O2, F2 分子, B图适用于N2, B2, C2 等分子. 对于 N, B, C原子, 2s 和 2p 轨道间能量差小, 相互间排斥作用大, 形成分子轨道后, σ2s 和 σ2Px之间的排斥也大, 结果, 出现 B图中 σ2Px 的能级反比 π2Py , π2Pz 的能级高的现象.
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2) 电子在分子轨道中的排布 电子只填充在成键轨道中, 能量比在原子轨道中低. 这个能量差, 就是分子轨道理论中化学键的本质. 可用键级表示分子中键的个数: 键级 = (成键电子数 - 反键电子数)/2 H2分子中, 键级 = (2 - 0)/2 = 1, 单键
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由于填充满了一对成键轨道和反键轨道，故分子的能量与原子单独存在时能量相等. 故 He2 不存在，键级为零，He之间无化学键。 He2＋的存在用价键理论不好解释，无两个单电子的成对问题。但用分子轨道理论则认为有半键. 这是分子轨道理论较现代价键理论的成功之处。
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实验表明, 单质 O2 是顺磁性的. 用分子轨道理论解释，见 O2 的分子轨道图和分子轨道式:
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用路易斯理论，不能解释氧气分子有单电子. 用现代价键理论也解释不通, px-px成σ键, py-py 成π键, 单电子全部成对, 形成共价键, 无单电子. 分子轨道理论在解释O2 的磁性上非常成功。N2 是抗磁性的. 按路易斯理论, 氧气分子电子构型为:
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3) 分子磁学性质 电子自旋产生磁场，分子中有不成对电子时，各单电子平行自旋，磁场加强。这时物质呈顺磁性。表现在外磁场中显磁性，在磁天平中增重。 若分子中无成单电子时，电子自旋磁场抵消，物质显抗磁性(逆磁性或反磁性), 表现在于外磁场作用下出现诱导磁矩，与外磁场相排斥, 故使磁天平减重.
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非键轨道: 无对应的(能量相近, 对称性匹配)的原子轨道, 直接形成的分子轨道. 注意: 非键轨道是分子轨道, 不再属于提供的原子. H 的1s与 F的 1s, 2s 能量差大, 不能形成有效分子轨道. 所以F 的1s, 2s 仍保持原子轨道的能量, 对 HF 的形成不起作用, 称非键轨道, 分别为1σ和 2σ. 当 H 和 F 沿 x 轴接近时， H的 1s 和F 的 2px 对称性相同，能量相近 ( F 的 I1比 H 的 I1 大, 故能量高), 组成一对分子轨道 3σ和 4σ(反键), 而 2py 和 2pz 由于对称性不符合, 也形成非键轨道, 即 1π和 2π.
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