Molekulární orbitální diagram

je To dvouatomová molekula, molekulární orbitální diagram se používá k pochopení lepení dvouatomová molekula. Mo diagramy mohou být použity k odvození magnetických vlastností molekuly a jak se mění s ionizací. Poskytují také přehled o pořadí vazby molekuly, kolik vazeb je sdíleno mezi těmito dvěma atomy.

energie elektronů jsou dále chápány použitím Schrödingerovy rovnice na molekulu., Kvantová mechanika je schopna popsat energie přesně pro jednotlivé elektronové systémy, ale může být aproximována právě pro více elektronových systémů pomocí aproximace Born-Oppenheimer, takže jádra jsou předpokládána stacionární. Metoda LCAO-MO se používá ve spojení k dalšímu popisu stavu molekuly.

Diatomické molekuly se skládají z vazby mezi pouze dvěma atomy. Mohou být rozděleny do dvou kategorií: homonukleární a heteronukleární. Homonukleární diatomická molekula je jedna složená ze dvou atomů stejného prvku. Příklady jsou H2, O2 a N2., A heteronuclear diatomic molecule is composed of two atoms of two different elements. Examples include CO, HCl, and NO.

DihydrogenEdit

The smallest molecule, hydrogen gas exists as dihydrogen (H-H) with a single covalent bond between two hydrogen atoms., Protože každý atom vodíku má pro svůj elektron jeden atomový orbital 1s, vazba se tvoří překrytím těchto dvou atomových orbitálů. Na obrázku jsou dva atomové orbitaly zobrazeny vlevo a vpravo. Svislá osa vždy představuje orbitální energie. Každý atomový orbital je jednotlivě obsazen šipkou nahoru nebo dolů představující elektron.

Aplikace MO teorie pro dihydrogenfosforečnan výsledky v tom, že oba elektrony v lepení MO s elektronovou konfiguraci 1σg2. Pořadí vazby pro dihydrogen je (2-0) / 2 = 1., Fotoelektronové spektrum dihydrogenu ukazuje jednu sadu multipletů mezi 16 a 18 eV (elektronové volty).

dihydrogen mo diagram pomáhá vysvětlit, jak se vazba zlomí. Při aplikaci energie do vodíku, molekulární elektronické přechodu dochází, když jeden elektron v lepení MO je povýšen do antibonding MO. Výsledkem je, že již neexistuje čistý zisk energie.

superpozice dvou atomových orbitalů 1s vede k tvorbě σ a σ* molekulárních orbitálů. Dva atomové orbitaly ve fázi vytvářejí větší elektronovou hustotu, která vede k σ orbitalu., Pokud dva orbitaly 1s nejsou ve fázi, uzel mezi nimi způsobí skok v energii, σ * orbital. Z diagramu můžete odvodit pořadí vazby, kolik vazeb se tvoří mezi těmito dvěma atomy. Pro tuto molekulu se rovná jedné. Pořadí vazeb může také poskytnout přehled o tom, jak blízko nebo natažená vazba se stala, pokud je molekula ionizována.

Dihelium a diberylliumEdit

Dihelium (on-On) je hypotetické molekuly a MO teorie pomáhá vysvětlit, proč dihelium neexistuje v přírodě., MO diagram pro dihelium vypadá velmi podobné dihydrogenfosforečnan, ale každý helium má dva elektrony v jeho 1s atomový orbital, spíše než jeden pro vodík, takže nyní existují čtyři elektrony místo v nově vzniklé molekulové orbitaly.

jediný způsob, jak toho dosáhnout, je tím, že zabírá oba lepení a antibonding orbitalech dva elektrony, které snižuje bond order ((2-2)/2) na nulu a zruší čisté energie stabilizaci., Nicméně, tím, že odstraní jeden elektron z dihelium, stabilní plyn-fáze druhů, Že+
2 ion tvoří vazebný řád 1/2.

další molekula, která je vyloučena na základě tohoto principu, je diberyllium. Beryllium má elektronovou konfiguraci 1s22s2, takže ve valenční úrovni jsou opět dva elektrony. 2s se však mohou mísit s 2p orbitaly v diberylliu, zatímco ve valenční hladině vodíku nebo helia nejsou žádné P orbitaly., Toto míchání je antibonding 1σu orbitální něco méně antibonding než lepení 1σg orbital je lepení, s čistým výsledkem, že celá konfigurace má mírný lepení přírody. Proto existuje molekula diberyllia (a byla pozorována v plynové fázi). Přesto má stále nízkou disociační energii pouze 59 kJ * mol-1.

DilithiumEdit

MO teorie správně předpovídá, že dilithium je stabilní molekula s bondem, aby 1 (konfigurace 1σg21σu22σg2). 1s MOs jsou zcela vyplněny a nepodílejí se na lepení.,

Dilithium je plyn-fáze molekuly s mnohem nižší pevnost než dihydrogenfosforečnan protože 2s elektrony jsou dále odstraněny z jádra. V podrobnější analýze, která se domnívá, že prostředí každého orbitalu vzhledem k všechny ostatní elektrony, jak 1σ orbitaly mají vyšší energie než 1s AO a obsadil 2σ je také vyšší energii než 2s AO (viz tabulka 1).,

DiboronEdit

MO diagram pro diboron (B-B, elektronová konfigurace 1σg21σu22σg22σu21πu2) vyžaduje zavedení atomových orbital přesah model pro p orbitaly. Tři činky ve tvaru P-orbitaly mají stejnou energii a jsou orientovány vzájemně kolmo (nebo ortogonálně). P-orbitaly orientované ve směru z (pz) se mohou překrývat konec-na tváření a lepení (symetrické) σ orbital a antibonding σ* molekulární orbital., Na rozdíl od sigma 1s MO má σ 2P na obou stranách jader nějakou nevázanou elektronovou hustotu a σ* 2p má mezi jádry určitou elektronovou hustotu.

další dva P-orbitaly, py a px, se mohou překrývat side-on. Výsledný spojovací orbital má svou elektronovou hustotu ve tvaru dvou laloků nad a pod rovinou molekuly. Orbital není symetrický kolem molekulární osy, a proto je orbitální pi. Antibonding pi orbital (také asymetrický) má čtyři laloky směřující od jader., Jak PY, tak px orbitaly tvoří pár pi orbitalů rovných energii (degenerovaných) a mohou mít vyšší nebo nižší energie než energie orbitalu sigma.

V diboron 1s a 2s elektrony se nepodílejí na lepení, ale jednotlivé elektrony v 2p orbitaly zaujímají 2npy a 2npx MO, což vede dluhopisů pořadí 1. Protože elektrony mají stejnou energii (jsou degenerované) diboron je diradikální a protože otočení jsou paralelní, molekula je paramagnetická.,

V některých diborynes boru atomy jsou nadšeni a dluhopisů cílem je 3.

DicarbonEdit

Jako diboron, dicarbon (C-C elektronová konfigurace:1σg21σu22σg22σu21πu4) je reaktivní plyn-fáze molekuly. Molekula může být popsána jako dvě pi vazby, ale bez sigma vazby.,

DinitrogenEdit

S dusíkem, vidíme dva molekulové orbitaly míchání a energie odpuzování. To je důvod pro přeskupení ze známějšího diagramu. Všimněte si, jak σ z 2p chová více non-lepení jako v důsledku míchání, stejné s 2S σ. To také způsobuje velký skok v energii v orbitalu 2p σ*. Pořadí vazby diatomického dusíku je tři a je to diamagnetická molekula.,

pouto, aby oxidu (1σg21σu22σg22σu21πu43σg2) je tři, protože dva elektrony se nyní také přidal v 3σ MO. MO diagram koreluje s experimentálním fotoelektronovým spektrem pro dusík. Na 1σ elektronů může být uzavřeno na vrcholu na 410 eV (široký), 2σg elektrony na 37 eV (široký), 2σu elektrony v 19 eV (kabátec), 1nu4 elektrony v 17 eV (multiplets), a konečně 3σg2 na 15,5 eV (ostrý).,

DioxygenEdit

Kyslík má podobná nastavení na H2, ale nyní považujeme za 2s a 2p orbitaly. Při vytváření molekulárních orbitalů z P orbitalů si všimněte tří atomových orbitalů rozdělených na tři molekulární orbitaly, jednotlivě degenerované σ a dvojnásobně degenerované π orbital. Další vlastností, kterou můžeme pozorovat zkoumáním molekulárních orbitálních diagramů, je magnetická vlastnost diamagnetického nebo paramagnetického., Pokud jsou všechny elektrony spárovány, dochází k mírnému odpuzování a je klasifikován jako diamagnetický. Pokud jsou přítomny nepárové elektrony, přitahuje je magnetické pole, a proto paramagnetické. Kyslík je příkladem paramagnetické diatomiky. Všimněte si také, že pořadí vazby diatomického kyslíku je dva.

MO léčba dioxygen je odlišné od předchozí diatomic molekul, protože pσ MO je nyní nižší energii než 2π orbitaly. To je přičítáno interakci mezi 2S MO a 2PZ MO., Distribuce 8 elektronů přes 6 molekulových orbitalů listy poslední dva elektrony jako zvrhlý pár v 2pn* antibonding orbitaly což má za následek dluhopisů pořadí 2. Stejně jako v diboronu mají tyto dva nepárové elektrony stejné spin v zemním stavu, což je paramagnetický diradický tripletový kyslík. První excitovaný stav má oba HOMO elektrony spárované v jednom orbitalu s opačnými otočeními a je známý jako singletový kyslík.,

pouto, aby klesá a délka pouto zvyšuje v řádu O+
2 (112.2 pm), O
2 (121 pm), O−
2 (128 hodin) a O2−
2 (149 pm).

Difluorine a dineonEdit

V difluorine další dva elektrony obsadí 2pn* s vazbou pořadí 1., V dineonu Ne
2 (jako u dihelia) se počet spojovacích elektronů rovná počtu antibondingových elektronů a tato molekula neexistuje.

Dimolybdenum a ditungstenEdit