[유기화학] 1-11. 화학 결합의 설명: 분자 궤도함수 이론 (Describing chemical bonds: molecular orbital theory)

 

• 분자 궤도함수(MO) 이론 (Molecular orbital (MO) theory)
  • 공유 결합의 형성: 서로 다른 원자들에 있는 원자 궤도함수(파동 함수)들이 수학적으로 조합되어 분자 궤도함수(molecular orbital)를 형성함.
  • 오비탈이 개별적인 원자에 속하기 보다는 분자 전체에 속하기 때문에 분자 오비탈이라고 함.

H2 분자에서 전자 한 개씩 차지하고 있는 두 1s 원자 오비탈이 합쳐져서 두 개의 분자 오비탈을 형성함.

 

• 오비탈 조합이 일어나는 방법 두 가지
  1. 부가 조합(Additive combination): 에너지가 낮고 계란 모양을 한 분자 오비탈. 1s 원자 오비탈보다 에너지가 더 낮다 → 결합성 MO (bonding MO)
  2. 상쇄 조합(Subtractive combination): 두 핵 간에 하나의 마디(node)를 갖고 에너지가 높은 분자 오비탈. 1s 원자 오비탈보다 에너지가 더 높다 → 반결합성 MO (antibonding MO)

 

**반결합성 MO에는 마디(node)가 있어 두 핵 사이의 가운데 영역에 전자가 존재할 수 없다. 즉, 결합에 기여할 수 없다.

 

• ethylene의 경우 두 개의 p 원자 오비탈의 조합으로 결합성 및 반결합성 파이 분자 오비탈이 나타남.
  • 파이 결합성 MO: 낮은 에너지를 가짐. 두 핵 사이 마디 X. ← 동일한 대수 기호를 갖는 p 오비탈 로브들의 부가 조합에 의한 결과.
  • 파이 반결합성 MO: 높은 에너지를 가짐. 두 핵 사이에 하나의 마디를 가짐. ← 반대 대수 기호를 갖는 로브들의 상쇄 조합에 의한 결과.
• 결합성 MO만이 전자가 채워져 있고, 에너지가 더 높은 반결합성 MO는 비워져 있다.