Molekylær orbitaldiagram

et diatomisk molekylær orbitaldiagram bruges til at forstå bindingen af et diatomisk molekyle. MO diagrammer kan bruges til at udlede magnetiske egenskaber af et molekyle, og hvordan de ændrer sig med ionisering. De giver også indsigt i molekylets bindingsrækkefølge, hvor mange bindinger der deles mellem de to atomer.

elektronernes energier forstås yderligere ved at anvende Schr .dinger-ligningen på et molekyle., Kvantemekanik er i stand til at beskrive energierne nøjagtigt for enkeltelektronsystemer, men kan tilnærmes præcist for flere elektronsystemer ved hjælp af Born-Oppenheimer-tilnærmelsen, således at kernerne antages stationære. Lcao-MO-metoden bruges sammen til yderligere at beskrive molekylets tilstand.

diatomiske molekyler består af en binding mellem kun to atomer. De kan opdeles i to kategorier: homonukleære og heteronukleære. Et homonukleært diatomisk molekyle er et sammensat af to atomer af det samme element. Eksempler er H2, O2 og 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., Da hvert hydrogenatom har en enkelt 1s atomare orbitale for sin elektron, dannes bindingen ved overlapning af disse to atomare orbitaler. I figuren er de to atomare orbitaler afbildet til venstre og til højre. Den lodrette akse repræsenterer altid orbitalenergierne. Hver atomare orbital er enkeltvis besat med en pil op eller ned, der repræsenterer en elektron.

anvendelse af MO teori for dihydrogen resulterer i at have begge elektroner i limning MO med elektron konfiguration 12g2. Obligationsordren for dihydrogen er (2-0) / 2 = 1., Fotoelektronspektret af dihydrogen viser et enkelt sæt multipletter mellem 16 og 18 eV (elektronvolt).dihydrogen Mo-diagrammet hjælper med at forklare, hvordan en binding bryder. Ved anvendelse af energi til dihydrogen finder en molekylær elektronisk overgang sted, når en elektron i bindingen MO fremmes til antibonding MO. Resultatet er, at der ikke længere er en nettogevinst i energi.

overlejringen af de to 1s atomare orbitaler fører til dannelsen af molecular og molecular* molekylære orbitaler. To atomorbitaler i fase skaber en større elektrondensitet, som fører til Orb-kredsløbet., Hvis de to 1s orbitaler ikke er i fase, forårsager en knude mellem dem et spring i energi, Orb * orbitalet. Fra diagrammet kan du udlede bindingsordren, hvor mange bindinger der dannes mellem de to atomer. For dette molekyle er det lig med en. Bond order kan også give indsigt i, hvor tæt eller strakt en binding er blevet, hvis et molekyle ioniseres.

Dihelium og diberylliumEdit

Dihelium (He-He) er et hypotetisk molekyle, og MO-teori hjælper med at forklare, hvorfor dihelium ikke findes i naturen., MO-diagrammet for dihelium ligner meget dihydrogen, men hver helium har to elektroner i sin 1s atomare orbitale snarere end en for hydrogen, så der er nu fire elektroner, der skal placeres i de nydannede molekylære orbitaler.

Den eneste måde at opnå dette på er ved at besætte både limning og antibonding orbitals med to elektroner, som reducerer bond rækkefølge ((2-2)/2) til nul, og annullerer netto energi stabilisering., Ved at fjerne en elektron fra dihelium dannes de stabile gasfasearter He +
2 ion med bindingsordre 1/2.

et andet molekyle, der er udelukket baseret på dette princip, er diberyllium. Beryllium har en elektronkonfiguration 1s22s2, så der er igen to elektroner i valensniveauet. Imidlertid kan 2s blandes med 2p-orbitalerne i diberyllium, mens der ikke er nogen p-orbitaler i valensniveauet af hydrogen eller helium., Denne blanding gør antibonding 1UU orbital lidt mindre antibonding end limning 1GG orbital er limning, med en nettoeffekt, at hele konfigurationen har en lille bonding karakter. Derfor findes diberylliummolekylet (og er blevet observeret i gasfasen). Det har dog stadig en lav dissociationsenergi på kun 59 kJ * mol−1.

DilithiumEdit

MO-teorien korrekt forudsiger, at dilithium er et stabilt molekyle med bond order 1 (konfiguration 1σg21σu22σg2). 1s MOs er helt fyldt og deltager ikke i limning.,

Dilithium er en gas-fase-molekyle, med en meget lavere vedhæftningsstyrke end dihydrogen, fordi 2s elektroner er yderligere fjernet fra kernen. I en mere detaljeret analyse, der mener, at miljøet i hver orbital på grund af alle andre elektroner, både 1σ orbitals har højere energi end 1s AO og de besatte 2σ er også højere energi end 2s AO (se tabel 1).,

DiboronEdit

Den MO-diagram for diboron (B-B, elektron konfiguration 1σg21σu22σg22σu21πu2) kræver indførelse af en atomar orbital overlapper model for p orbitals. De tre håndvægtformede p-orbitaler har lige energi og er orienteret gensidigt vinkelret (eller ortogonalt). P-orbitaler orienteret i direction-Retning (P.) kan overlappe end-on danner en binding (symmetrisk) Orb orbitale og en antibonding molecular* molekylær orbitale., I modsætning til sigma 1s MO ‘ s, σ 2p har nogle ikke-bonding elektrontæthed på hver side af kerner og σ * 2p har nogle elektrontæthed mellem kerner.de to andre p-orbitaler, py og P and, kan overlappe side-on. Den resulterende bindingsbane har sin elektrondensitet i form af to lobes over og under molekylets plan. Orbital er ikke symmetrisk omkring den molekylære akse og er derfor en pi-orbital. Den antibonding pi orbital (også asymmetrisk) har fire lobes peger væk fra kernerne., Både Py-og p. – orbitaler danner et par pi-orbitaler, der er ens i energi (degenereret) og kan have højere eller lavere energier end sigma-orbitalet.

i diboron deltager 1s-og 2s-elektronerne ikke i binding, men de enkelte elektroner i 2p-orbitalerne optager 2npy og 2NP.MO ‘ erne, hvilket resulterer i bindingsordre 1. Fordi elektronerne har lige energi (de er degenererede) diboron er en diradikal og da spins er parallelle molekylet er paramagnetisk.,

I visse diborynes barium atomer er glade og obligationer for 3.

DicarbonEdit

Som diboron, dicarbon (C-C elektron konfiguration:1σg21σu22σg22σu21πu4) er en reaktiv gas-fase molekyle. Molekylet kan beskrives som at have to pi-bindinger, men uden en sigma-binding.,

DinitrogenEdit

Med kvælstof, ser vi de to molekylær orbitals blanding og den energi, frastødning. Dette er begrundelsen for omlægningen fra et mere kendt diagram. Bemærk, hvordan σ fra 2p opfører sig mere ikke-binding som på grund af blanding, samme med 2s.. Dette medfører også et stort spring i energi i 2P Orb * orbital. Bindingsordenen af diatomisk nitrogen er tre, og det er et diamagnetisk molekyle.,

Den obligation, for kvælstof (1σg21σu22σg22σu21πu43σg2) er tre, fordi to elektroner er nu også tilføjet i 3σ MO. MO-diagrammet korrelerer med det eksperimentelle fotoelektronspektrum for nitrogen. Den 1σ elektroner kan blive matchet til et højdepunkt på 410 eV (bred), den 2σg elektroner på 37 eV (bred), den 2σu elektroner på 19 eV (dublet), den 1nu4 elektroner til 17 eV (multiplets), og endelig 3σg2 på 15.5 eV (skarp).,

DioxygenEdit

Oxygen har en lignende setup til H2, men nu skal vi overveje 2s og 2p orbitals. Når du opretter molekylære orbitaler fra p orbitaler, bemærk de tre atomare orbitaler opdelt i tre molekylære orbitaler, en enkelt degenereret and og en dobbelt degenereret Orb orbitale. En anden egenskab, vi kan observere ved at undersøge molekylære orbitaldiagrammer, er den magnetiske egenskab af diamagnetisk eller paramagnetisk., Hvis alle elektronerne er parret, er der en lille afstødning, og den er klassificeret som diamagnetisk. Hvis uparrede elektroner er til stede, tiltrækkes det af et magnetfelt og derfor paramagnetisk. O .ygen er et eksempel på en paramagnetisk diatomisk. Bemærk også, at bindingsordren for diatomisk ilt er to.

MO behandling af Dio .ygen er forskellig fra den tidligere diatomiske molekyler, fordi P MO MO er nu lavere i energi end 2.orbitaler. Dette skyldes samspillet mellem 2s MO og 2p.MO., Distribution af 8 elektroner over 6 molekylære orbitaler efterlader de sidste to elektroner som et degenereret par i 2pn* antibonding orbitaler, hvilket resulterer i en bindingsrækkefølge på 2. Som i diboron har disse to uparrede elektroner den samme spin i jordtilstanden, som er et paramagnetisk diradisk triplet-ilt. Den første ophidsede tilstand har begge HOMO elektroner parret i en orbital med modsatte spins, og er kendt som singlet o .ygen.,

bond for falder, og bond længden øges i den rækkefølge, O+
2 (112.2 pm), O
2 (121 pm), O−
2 (128 pm) og O2−
2 (149 pm).

Difluorine og dineonEdit

I difluorine to ekstra elektroner besætte 2pn* med en bond-1., I dineon Ne
2 (som med dihelium) er antallet af bindingselektroner lig med antallet af antibonderende elektroner, og dette molekyle findes ikke.

Dimolybdenum og ditungstenEdit