分子轨道理论
分子轨道
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你也许已经能想象单个原子里的电子住在模糊的电子云中，也就是原子轨道——1s、2p 等等。但当两个原子靠得足够近、要成键时，这些云会怎样？它们不是各占一边，而是融合成新的云，笼罩整个分子。分子轨道就是这样一团新的云：一片由两个或更多原子核共享、最可能找到分子电子的区域。
更准确地说，分子轨道是一个数学函数，描述一个电子在整个分子上、而非属于某一个原子的波动行为。和原子轨道一样，每个分子轨道有确定的能量，最多容纳两个自旋相反的电子。电子从最低能量的分子轨道开始往上填，方式与单个原子中填原子轨道完全相同。填的结果告诉你原子被结合得有多紧，以及这个分子会做什么。
这个概念是化学中最强大的通用成键模型的核心。较老的路易斯点式图把键画成卡在两原子之间一对静止的点，而分子轨道理论让电子铺开、离域、占据不同能量的能级。正是这份额外的诚实，让它能解释路易斯结构明显搞错的现象——最著名的，就是为什么普通的氧气是有磁性的。
在最简单的分子 H2 中，两个 1s 原子轨道组合成两个分子轨道：一个低能量、笼罩两个原子核（成键轨道），一个高能量、在两核之间有空隙（反键轨道）。两个电子落进较低的那个，这片共享、铺开的云就是 H-H 键。
两个原子轨道总是生成两个分子轨道——一个使分子稳定，一个使分子不稳定。
分子轨道是一个数学函数，不是物理上的管道；那团“云”只是电子最可能出现的地方，而且分子轨道的数目永远等于你起始用的原子轨道数目。
又称
另见