Molekulinės orbitos teorija arba MO teorija yra metodas, paaiškinantis ryšį tarp atomų elektronų pasiskirstymu aplink molekulę, o ne aplink atomus, priešingai nei valentinio ryšio teorija arba VB teorija. Atomuose esantys elektronai yra išsidėstę orbitalėse, esančiuose apvalkaluose. Paprastai cheminiame jungime dalyvauja elektronai, esantys atokiausio apvalkalo orbitose, nors yra ir išimčių. Orbitoje gali būti daugiausiai du elektronai, kurių sukiniai turi būti priešingi. Molekulinės orbitos teorijoje, kai du atomai sudaro cheminį ryšį, jungiančių elektronų atominės orbitalės susijungia, kad susidarytų molekulinės orbitalės su panašiomis elektronų skaičiaus ir sukimosi taisyklėmis.
Elektronai, kaip ir visos subatominės dalelės, gali elgtis kaip bangos. Užuot užėmęs tam tikrą erdvės tašką tam tikru metu, elektronas yra pasklidęs visose galimose vietose aplink atomo branduolį ir jo padėtis gali būti išreikšta tik tikimybe. Fiziko Erwino Schrodingerio sukurta lygtis gali būti naudojama atominės orbitos „bangos funkcijai“ nustatyti, suteikiant tikimybę rasti elektroną skirtingose vietose aplink branduolį pagal elektronų tankio pasiskirstymą. Molekulinės orbitos teorija paaiškina atominį ryšį, pridedant jungime dalyvaujančių atominių orbitalių bangines funkcijas, kad gautų molekulinių orbitų, gaubiančių visą molekulę, bangų funkcijas.
Kadangi bangos funkcijos lygtis pateikia ir teigiamas, ir neigiamas reikšmes, žinomas kaip fazės, susidaro dvi molekulinės orbitos. Pirmajame etape atominės orbitalės pridedamos fazėje – teigiama į teigiamą ir neigiama į neigiamą. Antrasis tipas yra toks, kai jie yra iškritę iš fazės – neigiamas teigiamas ir teigiamas neigiamas.
Fazės papildymas sukuria molekulinę orbitalę, kurios elektronų tankis koncentruojasi erdvėje tarp branduolių, suartindamos juos ir dėl to susidaro mažesnės energijos konfigūracija nei dviejų pradinių atominių orbitalių kartu sudėjus. Tai žinoma kaip jungiamoji orbita. Dėl nefazių pridėjimo elektronų tankis koncentruojamas toliau nuo erdvės tarp branduolių, atitraukiant juos toliau vienas nuo kito ir sukuriant konfigūraciją, kurios energijos lygis yra didesnis nei atominės orbitos. Tai žinoma kaip anti-sujungimo orbita. Elektronai iš atominių orbitalių, dalyvaujančių surišant, mieliau užpildys mažesnės energijos surišimo molekulines orbitales.
Norint nustatyti ryšio tarp dviejų atomų pobūdį, „ryšio tvarka“ apskaičiuojama taip: (surišimo elektronai – antisujungimo elektronai)/2. Nulinis obligacijų eiliškumas rodo, kad susiejimas nebus vykdomas. Palyginimui, 1 jungties tvarka rodo vieną ryšį, o 2 ir 3 atitinkamai reiškia dvigubą ir trigubą jungtį.
Kaip labai paprastą pavyzdį, dviejų vandenilio atomų ryšį galima apibūdinti molekulinės orbitos teorija. Kiekvienas atomas turi tik vieną elektroną, paprastai mažiausios energijos orbitoje. Pridedamos šių orbitalių banginės funkcijos, suteikiančios jungiamąją ir anti-sujungimo orbitalę. Du elektronai užpildys žemesnės energijos jungiamąją orbitą, o antisujungimo orbitoje elektronų nebus. Taigi obligacijų eilė yra (2 – 0)/2 = 1, o tai sudaro vieną obligaciją. Tai atitinka VB teoriją ir stebėjimą.
Kito periodinės lentelės elemento helio dviejų atomų sąveika duoda skirtingą rezultatą, nes kiekvieno helio atomo orbitoje yra du elektronai. Pridėjus bangų funkcijas, susidaro jungiamoji ir antisujungimo orbitalė, kaip ir vandenilio atveju. Tačiau šį kartą dalyvauja keturi elektronai. Du elektronai užpildys jungiamąją orbitą, o kiti du turės užpildyti didesnės energijos antisujungimo orbitą. Įsipareigojimų tvarka šį kartą yra (2 – 2)/2 = 0, todėl susiejimas nebus vykdomas. Vėlgi, tai sutinka su VB teorija ir stebėjimu: helis nesudaro molekulių.
Molekulinės orbitos teorija taip pat teisingai prognozuoja dvigubus ir trigubus ryšius tarp deguonies ir azoto molekulių. Daugeliu atvejų MO teorija ir valentinio ryšio teorija sutampa; tačiau pirmasis geriau paaiškina molekules, kuriose ryšių tvarka yra tarp viengubos ir dvigubos jungties, ir molekulių magnetines savybes. Pagrindinis molekulinės orbitos teorijos trūkumas yra tas, kad skaičiavimai yra daug sudėtingesni, išskyrus labai paprastus atvejus, tokius kaip aukščiau.