Orbital molekularny: Różnice pomiędzy wersjami

[[GrafikaPlik:Dihydrogen-HOMO-phase-3D-balls.png|thumb|right|150px|Kształt orbitalu wiążącego 1sσ [[wodór molekularny|cząsteczki H₂]] ]]

[[GrafikaPlik:Dihydrogen-LUMO-phase-3D-balls.png|thumb|right|150px| Kształt orbitalu antywiążącego 1sσ* cząsteczki H₂]]

'''[[Orbital]] molekularny''' (inaczej: '''cząsteczkowy''', skrót: MO) jest funkcją, opisującą stan elektronu w [[cząsteczka|cząsteczce]], w ramach teorii orbitali molekularnych. Zwykle przedstawia się go jako kombinację orbitali atomowych -– "zwykłych" bądź [[hybrydyzacja (chemia)|zhybrydyzowanych]].

Jednakże każdą funkcję falową elektronów w cząsteczce można przedstawić jako [[wyznacznik Slatera]] orbitali totalnie zdelokalizowanych lub całkiem zlokalizowanych.

* [[wiązanie sigma|&sigma;σ]]<SUB>s-s</SUB> -– wszystkie MO utworzone z [[orbital s|orbitali ''s'']] to wiązania &sigma;σ

* &sigma;σ<SUB>s-p</SUB> -– wiązanie powstałe przez czołowe nakładanie się orbitali ''s'' i [[orbital p|''p'']]

* &sigma;σ<SUB>s-sp<SUP>3</SUP></SUB> -– wiązanie pomiędzy orbitalem ''s'', a hybrydą ''sp<SUP>3</SUP>'', jak np. w ''CH<SUB>4</SUB>'' -– [[metan]]ie

* [[wiązanie pi|&pi;π]]<SUB>p-p</SUB> -– wiązanie &pi;π może występować tylko z orbitalami innymi niż ''s'', czyli ''p'', ''d'' i ''f''.

* &pi;π<sub>p-p</SUB>* antywiążący orbital &pi;π

* [[wiązanie delta|&delta;δ]] -– orbital powstały przez boczne nakładanie się dwóch orbitali d, lub orbitalu d z orbitalem &pi;π*, posiada dokładnie dwie płaszczyzny węzłowe zawierające oś wiązania

W [[Wiązanie sigma|wiązaniu &sigma;σ]] występuje czołowe nakladanie się orbitali, a w [[wiązanie pi|wiązaniach &pi;π]] i [[wiązanie delta|&delta;δ]] -– boczne.

== Zobacz też: ==