Molecular orbital kaavio

kaksiatomisen molecular orbital kaavio käytetään ymmärtää liimaus on kaksiatomisen molekyylin. MO-diagrammeilla voidaan päätellä molekyylin magneettisia ominaisuuksia ja sitä, miten ne muuttuvat ionisaation myötä. Ne antavat myös käsityksen molekyylin sidosjärjestyksestä, kuinka monta sidosta jaetaan näiden kahden atomin kesken.

elektronien energiat ymmärretään edelleen soveltamalla Schrödingerin yhtälöä molekyyliin., Kvanttimekaniikka osaa kuvata energioiden täsmälleen yhden elektroni-järjestelmissä, mutta voidaan arvioida tarkasti useita electron-järjestelmiä käyttäen Born-Oppenheimer Approksimaatio, niin että ytimet oletetaan paikallaan. Lcao-MO-menetelmää käytetään yhdessä kuvaamaan molekyylin tilaa tarkemmin.

Diatomiset molekyylit koostuvat vain kahden atomin välisestä sidoksesta. Ne voidaan jakaa kahteen luokkaan: homonukleaariin ja heteronukleaariin. Homonukleaarinen diatomimolekyyli koostuu kahdesta saman alkuaineen atomista. Esimerkkejä ovat H2, O2 ja 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., Koska jokainen vetyatomi on yksi 1s atomic orbital sen electron -, joukkolainojen muotoja, joita päällekkäin nämä kaksi atomic orbitaalit. Kuvassa kaksi atomiorbitaalia on kuvattu vasemmalla ja oikealla. Pystyakseli edustaa aina kiertoradan energioita. Jokainen atomiorbitaali on erikseen miehitetty ylös-tai alas-nuolella, joka edustaa elektronia.

Sovellus MO teoriaa dihydrogen tuloksia, joilla on molemmat elektronit liimaus MO electron kokoonpano 1σg2. Dihydrogeenin sidosjärjestys on (2-0) / 2 = 1., Dihydrogeenin fotoelektronispektrissä on yksi 16-18 eV: n (elektronivoltin) monivolttijoukko.

divetymo-Diagrammi auttaa selittämään, miten sidos katkeaa. Kun soveltamalla energiaa dihydrogen, molekyyli sähköinen siirtyminen tapahtuu, kun yksi elektroni liimaus MO on ylennetty antibonding MO. Tuloksena on, että energian nettovoittoa ei enää ole.

kahden 1s-atomiorbitaalin superpositio johtaa σ-Ja σ* – molekyyliorbitaalien muodostumiseen. Kaksi atomiorbitaalia muodostavat faasissa suuremman elektronitiheyden, joka johtaa σ-orbitaaliin., Jos kaksi 1s-orbitaalia eivät ole vaiheessa, niiden välinen solmu aiheuttaa energiahypyn, σ* – orbitaalin. Kaaviosta voi päätellä sidosjärjestyksen, kuinka monta sidosta muodostuu kahden atomin välille. Tälle molekyylille se on yhtä suuri. Sidosjärjestys voi myös antaa käsityksen siitä, kuinka läheiseksi tai venytetyksi sidos on muodostunut, jos molekyyli ionisoituu.

Dihelium ja diberylliumEdit

Dihelium (Hän) on hypoteettinen molekyylin ja MO teoria auttaa selittämään, miksi dihelium ei ole olemassa luonnossa., MO kaavio dihelium näyttää hyvin samanlainen kuin dihydrogen, mutta jokainen helium on kaksi elektronia sen 1s atomic orbital pikemminkin kuin yksi vety, joten siellä on nyt neljä elektronia paikkansa hiljattain muodostunut molekyyli orbitaalit.

ainoa tapa tehdä tämä on miehittää sekä liimaus ja antibonding orbitaalit, jossa on kaksi elektronia, joka vähentää bond järjestyksessä ((2-2)/2) on nolla ja peruuttaa net energia vakauttaminen., Poistamalla yhden elektronin diheliumista stabiili kaasufaasilaji He +
2 ioni muodostuu kuitenkin sidosjärjestyksessä 1/2.

toinen tähän periaatteeseen perustuva molekyyli on diberyllium. Berylliumilla on elektronikonfiguraatio 1s22s2, joten valenssitasolla on jälleen kaksi elektronia. 2s voi kuitenkin sekoittua 2P-orbitaalien kanssa diberylliumissa, kun taas vedyn tai heliumin valenssitasossa ei ole p-orbitaaleja., Tämä sekoitus tekee antibonding 1σu kiertoradan hieman vähemmän antibonding kuin liimaus 1σg orbital on liimaus, netto vaikutus, että koko kokoonpano on hieman liimaus luontoa. Näin ollen diberyllium-molekyyli on olemassa (ja on havaittu kaasufaasissa). Sen dissosiaatioenergia on kuitenkin edelleen alhainen, vain 59 kJ * mol-1.

Dilitiumedit

Mo-teoria ennustaa oikein, että dilitium on stabiili molekyyli, jonka sidosjärjestys on 1 (konfiguraatio 1σg21σu22σg2). 1s MOs ovat täysin täynnä ja eivät osallistu liimaus.,

Dilitium on kaasu-faasin molekyyli paljon pienempi lujuus kuin dihydrogen koska 2s elektronit ovat kauempana ytimestä. Tarkempi analyysi, joka pitää ympäristön kunkin kiertoradalla, koska kaikki muut elektronit, sekä 1σ orbitaalit ovat korkeammat energiat kuin 1s AO ja käytössä 2σ on myös suurempi energia kuin 2s AO (ks. taulukko 1).,

DiboronEdit

MO kaavio dibooria (B-B, elektroni kokoonpano 1σg21σu22σg22σu21πu2) edellyttää käyttöönottoa atomic orbital päällekkäin malli p-orbitaalit. Kolmen käsipainon muotoisen p-orbitaalin energia on yhtä suuri ja ne suuntautuvat toisiinsa kohtisuoraan (tai ortogonaalisesti). P-orbitaalit suuntautunut z-suuntaan (pz) voivat mennä päällekkäin end-päälle muodostaen liimaus (symmetrinen) σ kiertoradan ja antibonding σ* molecular orbital., Toisin kuin sigma 1s MO n, σ 2p on joitakin ei-liimaus electron tiheys kummallakin puolella ytimet ja σ* 2p on joitakin electron tiheys välillä ytimet.

kaksi muuta p-orbitaalia, py ja px, voivat päällekkäin. Tuloksena syntyvän sidosorbitaalin elektronitiheys on kahden lohkon muotoinen molekyylin tason ylä-ja alapuolella. Orbitaali ei ole symmetrinen molekyyliakselin ympärillä ja on siten pi-orbitaali. Anti-bonding pi orbital (myös epäsymmetrinen) on neljä lohkoa osoittaa pois ytimet., Molemmat py ja px-orbitaalit muodostavat parin pi orbitaalit yhtä suuri energia (degeneroitunut) ja voi olla suurempi tai pienempi energiat kuin sigma kiertoradan.

dibooria 1s ja 2s elektronit eivät osallistu liimaus, mutta yhden elektronia 2p-orbitaalit miehittää 2npy ja 2npx MO jolloin bond order 1. Koska elektroneilla on yhtä suuri energia (ne ovat degeneroituneita) diboroni on diradinen ja koska kierrokset ovat samansuuntaisia, molekyyli on paramagneettinen.,

joissakin diborynes boori atomit ovat innoissaan ja bond jotta on 3.

Dikarbonedit

kuten diboron, dikarboni (C-C elektronikonfiguraatio:1σg21σu22σg22σu21πu4) on reaktiivinen kaasufaasimolekyyli. Molekyylillä voidaan kuvata olevan kaksi pi-sidosta, mutta ilman sigma-sidosta.,

DinitrogenEdit

typpeä, näemme kaksi molekyyli orbitaalit sekoitus-ja energia-vastenmielisyys. Tämä on perustelu uudelleenjärjestämiselle tutummasta kaaviosta. Huomaa, miten 2P: n σ käyttäytyy sekoittumisen vuoksi sitoutumattomammin, samoin 2S σ: n kanssa. Tämä aiheuttaa myös suuren energiahypyn 2P σ * – orbitaalissa. Diatomisen typen sidosjärjestys on kolme, ja se on diamagneettinen molekyyli.,

bond jotta dinitrogen (1σg21σu22σg22σu21πu43σg2) on kolme, koska kaksi elektronia ovat nyt myös lisätty 3σ MO. MO-Diagrammi korreloi kokeellisen fotoelektronispektrin kanssa typen suhteen. Se 1σ elektronit voidaan sovittaa huippu 410 eV (laaja), että 2σg elektronit 37 eV (laaja), että 2σu elektronit klo 19 eV (jakku), että 1nu4 elektronit klo 17 eV (multiplets), ja lopuksi 3σg2 klo 15.5 eV (terävä).,

DioxygenEdit

Happi on samanlainen setup H2, mutta nyt ajatellaan, 2s ja 2p-orbitaalit. Kun luot molekyyli orbitaalit p-orbitaalit, huomaa kolme atomic orbitaalit jaettu kolmeen molekyyli orbitaalit, yksittäin rappeutua σ ja kaksinkertaisesti degeneroitunut d kiertoradan. Toisen omaisuutta voimme tarkkailla tutkimalla molecular orbital kaaviot on magneettinen ominaisuus diamagneettisia tai paramagneettinen., Jos kaikki elektronit ovat pariutuneet, on pieni repulsio ja se luokitellaan diamagneettiseksi. Jos karaamattomia elektroneja on läsnä, se vetää puoleensa magneettikenttää ja siten paramagneettista. Happi on esimerkki paramagneettisesta diatomista. Huomaa myös diatomisen hapen sidosjärjestys on kaksi.

MO hoito dioxygen on erilainen kuin edellinen diatomic molekyylejä, koska pσ MO on nyt pienempi energia kuin 2π orbitaalit. Tämä johtuu 2S MO: n ja 2PZ MO: n välisestä vuorovaikutuksesta., Jakaa 8 elektronit yli 6 molekyyli orbitaalit lehdet lopullinen kaksi elektronia kuin kärjistyä pari 2pn* antibonding orbitaalit jolloin bond järjestyksessä 2. Kuten dibooria, nämä kaksi parittomia elektroneja on sama spin maahan valtion, joka on paramagneettinen diradical kolmikon happea. Ensimmäinen innoissaan tilassa on sekä HOMO elektronit pariksi yksi kiertoradan vastapäätä pyörii, ja tunnetaan singlet happea.,

bond jotta pienenee ja bond pituus kasvaa järjestyksessä O+
2 (112.2 pm), O
2 (121 pm), O−
2 (128 pm) ja O2−
2 (149 pm).

Difluorine ja dineonEdit

difluorine kaksi ylimääräisiä elektroneja miehittää 2pn* kanssa bond järjestyksessä 1., Vuonna dineon Ne
2 (kuten dihelium) määrä liimaus elektronit sama määrä antibonding elektroneja ja tämä molekyyli ei ole olemassa.

Dimolybdenum ja ditungstenEdit