Molecular orbital theory, eller MO-teori, är en metod för att förklara bindning mellan atomer i termer av att elektroner sprids ut runt en molekyl snarare än lokaliserade runt atomerna, i motsats till valensbindningsteori, eller VB-teori. Elektroner i atomer är ordnade i orbitaler inom underskal inom skal. Som en allmän regel är det elektronerna i orbitalerna inom det yttersta skalet som är involverade i kemisk bindning, även om det finns undantag från detta. En orbital kan innehålla maximalt två elektroner, som måste ha motsatta snurr. I molekylär orbitalteori, när två atomer bildar en kemisk bindning, kombineras atomorbitalerna för bindningselektronerna för att producera molekylära orbitaler med liknande regler för antalet och spinn av elektronerna.
Elektroner, som alla subatomära partiklar, kan bete sig som vågor. Istället för att uppta en bestämd punkt i rymden vid en given tidpunkt är en elektron utspridda över alla sina möjliga platser runt atomkärnan och dess position kan endast uttryckas i termer av sannolikhet. En ekvation utvecklad av fysikern Erwin Schrodinger kan användas för att bestämma ”vågfunktionen” för en atomomloppsbana, vilket ger sannolikheten att hitta en elektron på olika platser runt kärnan i termer av en elektrondensitetsfördelning. Molecular orbital theory förklarar atombindning genom att lägga till vågfunktionerna för de atomära orbitaler som är involverade i bindning för att ge vågfunktionerna för molekylära orbitaler som omsluter hela molekylen.
Eftersom vågfunktionsekvationen ger både positiva och negativa värden, så kallade faser, produceras två molekylära orbitaler. I den första läggs atomorbitalerna till i fas – positiv-till-positiv och negativ-till-negativ. Den andra typen är en där de är ur fas – negativ till positiv och positiv till negativ.
I fasadditionen ger en molekylär orbital med elektrontätheten koncentrerad i utrymmet mellan kärnorna, vilket för dem närmare varandra och resulterar i en konfiguration med lägre energi än de två ursprungliga atomorbitalerna tillsammans. Detta är känt som en bindande orbital. Utfasadditionen resulterar i att elektrontätheten koncentreras bort från utrymmet mellan kärnorna, drar dem längre isär och ger en konfiguration med en högre energinivå än atomorbitalerna. Detta är känt som en anti-bindande orbital. Elektroner från de atomära orbitaler som är involverade i bindning kommer att föredra att fylla de lägre energibindande molekylorbitalerna.
För att bestämma typen av bindning mellan två atomer, beräknas ”bindningsordningen” som: (bindningselektroner – antibindningselektroner)/2. En bindningsordning på noll indikerar att ingen bindning kommer att äga rum. I jämförelse indikerar en bindningsordning på 1 en enkelbindning, där 2 och 3 indikerar dubbel- respektive trippelbindningar.
Som ett mycket enkelt exempel kan bindningen av två väteatomer beskrivas i termer av molekylorbitalteori. Varje atom har bara en elektron, normalt i den lägsta energiomloppsbanan. Vågfunktionerna för dessa orbitaler läggs till, vilket ger en bindande och en antibindningsorbital. De två elektronerna kommer att fylla den lägre energibindande orbitalen, utan elektroner i den antibindande orbitalen. Obligationsordningen är därför (2 – 0)/2 = 1, vilket ger en enkelbindning. Detta är i överensstämmelse med VB-teori och med observation.
Interaktionen mellan två atomer av nästa element i det periodiska systemet, helium, ger ett annat resultat eftersom det finns två elektroner i en orbital i varje heliumatom. När vågfunktionerna läggs till bildas en bindande och en antibindningsorbital, som med väte. Den här gången är det dock fyra elektroner inblandade. Två elektroner kommer att fylla bindningsorbitalen och de andra två måste fylla antibindningsorbitalen med högre energi. Förbindningsordningen denna gång är (2 – 2)/2 = 0, så ingen bindning kommer att ske. Återigen stämmer detta med VB-teorin och med observation: helium bildar inte molekyler.
Molecular orbital theory förutsäger också korrekt dubbel- och trippelbindningar för syre- respektive kvävemolekyler. I de flesta fall överensstämmer MO-teori och valensbindningsteori; den förra förklarar dock bättre molekyler där bindningsordningen ligger mellan en enkel- och en dubbelbindning, och molekylernas magnetiska egenskaper. Den största nackdelen med molekylär orbitalteori är att beräkningarna är mycket mer komplicerade, förutom mycket enkla fall som de ovan.