Diagrama orbital Molecular

Un diagrama orbital molecular diatómico se utiliza para entender la Unión de una molécula diatómica. Los diagramas de MO se pueden utilizar para deducir las propiedades magnéticas de una molécula y cómo cambian con la ionización. También dan una idea del orden de enlaces de la molécula, cuántos enlaces se comparten entre los dos átomos.

las energías de los electrones se entienden aún más mediante la aplicación de la ecuación de Schrödinger a una molécula., La mecánica cuántica es capaz de describir las energías exactamente para sistemas de electrones individuales, pero se puede aproximar con precisión para sistemas de electrones múltiples utilizando la aproximación de Born-Oppenheimer, de modo que los núcleos se asumen estacionarios. El método LCAO-MO se utiliza conjuntamente para describir el estado de la molécula.

Las moléculas diatómicas consisten en un enlace entre solo dos átomos. Se pueden dividir en dos categorías: homonuclear y heteronuclear. Una molécula diatómica homonuclear es una compuesta de dos átomos del mismo elemento. Los ejemplos son H2, O2 y 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., Como cada átomo de hidrógeno tiene un solo orbital atómico 1s para su electrón, el enlace se forma por superposición de estos dos orbitales atómicos. En la figura los dos orbitales atómicos se representan a la izquierda y a la derecha. El eje vertical siempre representa las energías orbitales. Cada orbital atómico está ocupado individualmente con una flecha hacia arriba o hacia abajo que representa un electrón.

La aplicación de la teoría MO para el dihidrógeno resulta en tener ambos electrones en el enlace MO con la configuración electrónica 1σg2. El orden de enlace para el dihidrógeno es (2-0) / 2 = 1., El espectro fotoelectrónico del dihidrogeno muestra un solo conjunto de multipletes entre 16 y 18 eV (electrón voltios).

el diagrama de dihidrógeno MO ayuda a explicar cómo se rompe un enlace. Al aplicar energía al dihidrogeno, una transición electrónica molecular tiene lugar cuando un electrón en el MO de enlace se promueve al MO antibonding. El resultado es que ya no hay una ganancia neta de energía.

la superposición de los dos orbitales atómicos 1s conduce a la formación de los orbitales moleculares σ y σ*. Dos orbitales atómicos en fase crean una mayor densidad de electrones, que conduce al orbital σ., Si los dos orbitales 1s no están en fase, un nodo entre ellos causa un salto en energía, el Orbital σ*. Del diagrama se puede deducir el orden de los enlaces, cuántos enlaces se forman entre los dos átomos. Para esta molécula es igual a uno. El orden del enlace también puede dar una idea de cuán cerca o estirado se ha vuelto un enlace si una molécula está ionizada.

Dihelio y diberilioeditar

El Dihelio (He-He) es una molécula hipotética y la teoría MO ayuda a explicar por qué el dihelio no existe en la naturaleza., El diagrama MO para el dihelio es muy similar al del dihidrogeno, pero cada helio tiene dos electrones en su orbital atómico 1s en lugar de uno para el hidrógeno, por lo que ahora hay cuatro electrones para colocar en los orbitales moleculares recién formados.

La única manera de lograr esto es mediante la ocupación tanto de la unión y antibonding orbitales con dos electrones, lo que reduce el bono de fin de ((2-2)/2) a cero y se cancela la red de energía de estabilización., Sin embargo, al eliminar un electrón del dihelio, la especie estable de fase gaseosa he+
2 ion se forma con orden de enlace 1/2.

otra molécula que está excluida en base a este principio es el diberilio. El berilio tiene una configuración electrónica 1s22s2, por lo que de nuevo hay dos electrones en el nivel de Valencia. Sin embargo, los 2s pueden mezclarse con los orbitales 2p en diberilio, mientras que no hay orbitales p en el nivel de Valencia de hidrógeno o helio., Esta mezcla hace que el orbital 1σu antibonding sea ligeramente menos antibonding que el orbital 1σg bonding, con un efecto neto que toda la configuración tiene una naturaleza de unión leve. Por lo tanto, la molécula de diberilio existe (y se ha observado en la fase gaseosa). Sin embargo, todavía tiene una baja energía de disociación de solo 59 kJ·mol−1.

Dilitioeditar

la teoría de MO predice correctamente que dilitio es una molécula estable con orden de enlace 1 (Configuración 1σg21σu22σg2). Los 1s MOs están completamente llenos y no participan en la Unión.,

Dilithium es un gas de la fase molécula con un mucho menor de la fuerza de adherencia de dihidrógeno debido a que los electrones 2s son más distante del núcleo. En un análisis más detallado que considera el entorno de cada orbital debido a todos los otros electrones, ambos orbitales 1σ tienen energías más altas que el 1S AO y el 2σ ocupado también es más alto en energía que el 2S AO (ver tabla 1).,

DiboronEdit

el diagrama MO para diboron (B-B, configuración electrónica 1σg21σu22σg22σu21πu2) requiere la introducción de un modelo de solapamiento orbital atómico para orbitales P. Los tres orbitales p en forma de mancuerna tienen igual energía y están orientados mutuamente perpendicularmente (u ortogonalmente). Los orbitales p orientados en la dirección z (pz) pueden superponerse formando un orbital σ (simétrico) de enlace y un orbital molecular σ* antibonding., En contraste con los Sigma 1S MO, La σ 2p tiene cierta densidad de electrones no enlazantes a ambos lados de los núcleos y la σ* 2p tiene cierta densidad de electrones entre los núcleos.

los otros dos orbitales p, py y px, pueden superponerse de lado a lado. El orbital de enlace resultante tiene su densidad electrónica en la forma de dos lóbulos por encima y por debajo del plano de la molécula. El orbital no es simétrico alrededor del eje molecular y por lo tanto es un orbital pi. El orbital pi antibonding (también asimétrico) tiene cuatro lóbulos apuntando lejos de los núcleos., Ambos orbitales py y px forman un par de orbitales pi iguales en energía (degenerados) y pueden tener energías más altas o más bajas que la del orbital sigma.

en diboron, los electrones 1s y 2S no participan en el enlace, pero los electrones individuales en los orbitales 2p ocupan los MO 2npy y 2NPX, lo que resulta en el orden de enlace 1. Debido a que los electrones tienen igual energía (son degenerados) diboron es un diradical y como los espines son paralelos la molécula es paramagnética.,

En cierta diborynes el boro átomos son excitados y el lazo de la orden es 3.

DicarbonEdit

Al igual que el diborón, el dicarbono (configuración electrónica C-C:1σg21σu22σg22σu21πu4) es una molécula reactiva en fase gaseosa. La molécula se puede describir como teniendo dos enlaces pi pero sin un enlace sigma.,

DinitrogenEdit

Con nitrógeno, vemos a los dos orbitales moleculares de la mezcla y la energía de repulsión. Este es el razonamiento para el reordenamiento de un diagrama más familiar. Observe cómo la σ de la 2P se comporta más sin vinculación como debido a la mezcla, lo mismo con la 2S σ. Esto también causa un gran salto de energía en el orbital σ* 2p. El orden de enlace del nitrógeno diatómico es tres, y es una molécula diamagnética.,

el orden de enlace para dinitrógeno (1σg21σu22σg22σu21πu43σg2) es tres porque ahora también se agregan dos electrones en el 3σ MO. El diagrama de MO se correlaciona con el espectro experimental de fotoelectrones para nitrógeno. Los electrones 1σ pueden ser emparejados a un pico a 410 eV (Ancho), los electrones 2σg a 37 eV (Ancho), los electrones 2σu a 19 eV (doblete), los electrones 1nu4 a 17 eV (multipletes), y finalmente el 3σg2 a 15.5 eV (agudo).,

DioxygenEdit

el Oxígeno tiene una configuración similar a H2, pero ahora consideramos 2s y 2p. Al crear los orbitales moleculares a partir de los orbitales p, observe que los tres orbitales atómicos se dividen en tres orbitales moleculares, un σ singularmente degenerado y un orbital π doblemente degenerado. Otra propiedad que podemos observar al examinar diagramas orbitales moleculares es la propiedad magnética de diamagnético o paramagnético., Si todos los electrones están apareados, hay una ligera repulsión y se clasifica como diamagnéticos. Si los electrones no apareados están presentes, es atraído a un campo magnético, y por lo tanto paramagnético. El oxígeno es un ejemplo de una diatómica paramagnética. También observe que el orden de enlace del oxígeno diatómico es dos.

MO el tratamiento del dioxigen es diferente del de las moléculas diatómicas anteriores porque el pσ MO es ahora más bajo en energía que los orbitales 2π. Esto se atribuye a la interacción entre el MO 2s y el MO 2pz., La distribución de 8 electrones sobre 6 orbitales moleculares deja a los dos electrones finales como un par degenerado en los orbitales antibonding 2pn* resultando en un orden de enlace de 2. Al igual que en diboron, estos dos electrones no apareados tienen el mismo espín en el estado fundamental, que es un triplete paramagnético de oxígeno. El primer estado excitado tiene ambos electrones HOMO emparejados en un orbital con espines opuestos, y se conoce como oxígeno singlete.,

El bono de fin de descensos y el vínculo de la longitud aumenta en el orden O+
2 (112.2 pm), O
2 (121 pm), O−
2 (128 horas) y de O2
2 (149 pm).

Difluorine y dineonEdit

En difluorine dos electrones ocupan el 2pn* con un orden de enlace 1., En dineon Ne
2 (como con el dihelio) el número de electrones enlazantes es igual al número de electrones antibonding y esta molécula no existe.

Dimolybdenum y ditungstenEdit