Diagramme orbital moléculaire

un diagramme orbital moléculaire diatomique est utilisé pour comprendre la liaison d’une molécule diatomique. Les diagrammes MO peuvent être utilisés pour déduire les propriétés magnétiques d’une molécule et leur évolution avec l’ionisation. Ils donnent également un aperçu de l’ordre de liaison de la molécule, combien de liaisons sont partagées entre les deux atomes.

Les énergies des électrons sont encore comprises en appliquant l’équation de Schrödinger à une molécule., La mécanique quantique est capable de décrire les énergies exactement pour les systèmes à un seul électron, mais peut être approchée avec précision pour les systèmes à électrons multiples en utilisant L’Approximation de Born-Oppenheimer, de sorte que les noyaux sont supposés stationnaires. La méthode LCAO-MO est utilisée conjointement pour décrire plus en détail l’état de la molécule.

molécules Diatomiques sont constitués d’une liaison entre deux atomes. Ils peuvent être divisés en deux catégories: homonucléaires et hétéronucléaires. Une molécule diatomique homonucléaire est une molécule composée de deux atomes du même élément. Les exemples sont H2, O2 et 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., Comme chaque atome d’hydrogène a une seule orbitale atomique 1s pour son électron, la liaison se forme par chevauchement de ces deux orbitales atomiques. Sur la figure, les deux orbitales atomiques sont représentées à gauche et à droite. L’axe vertical représente toujours les énergies orbitales. Chaque orbitale atomique est occupée individuellement par une flèche HAUT OU BAS représentant un électron.

L’Application de la théorie MO pour le dihydrogène permet d’avoir les deux électrons dans la liaison MO avec la configuration électronique 1σg2. L’ordre de liaison pour le dihydrogène est (2-0) / 2 = 1., Le spectre photoélectronique du dihydrogène montre un seul ensemble de multiplets compris entre 16 et 18 eV (électron volts).

le diagramme MO du dihydrogène aide à expliquer comment une liaison se rompt. Lors de l’application d’énergie au dihydrogène, une transition électronique moléculaire a lieu lorsqu’un électron dans le Mo de liaison est promu au MO antibondant. Le résultat est qu’il n’y a plus de gain net en énergie.

la superposition des deux orbitales atomiques 1s conduit à la formation des orbitales moléculaires σ Et σ*. Deux orbitales atomiques en phase créent une plus grande densité électronique, ce qui conduit à l’orbitale σ., Si les deux orbitales 1s ne sont pas en phase, un nœud entre elles provoque un saut d’énergie, l’orbitale σ*. Du diagramme, vous pouvez déduire l’ordre des liaisons, combien de liaisons sont formées entre les deux atomes. Pour cette molécule, il est égal à un. L’ordre de liaison peut également donner un aperçu de la proximité ou de l’étirement d’une liaison si une molécule est ionisée.

Dihélium et diberylliummodifier

Le Dihélium (He-He) est une molécule hypothétique et la théorie MO aide à expliquer pourquoi le dihélium n’existe pas dans la nature., Le diagramme MO pour le dihélium ressemble beaucoup à celui du dihydrogène, mais chaque hélium a deux électrons dans son orbitale atomique 1s plutôt qu’un pour l’hydrogène, il y a donc maintenant quatre électrons à placer dans les orbitales moléculaires nouvellement formées.

la seule façon d’y parvenir est d’occuper à la fois les orbitales de liaison et d’antibondage avec deux électrons, ce qui réduit l’ordre de liaison ((2-2) / 2) à zéro et annule la stabilisation, Cependant, en enlevant un électron du dihélium, l’espèce stable en phase gazeuse he+
2 ion est formé avec l’ordre de liaison 1/2.

Une autre molécule qui est exclue sur la base de ce principe est le diberyllium. Le béryllium a une configuration électronique 1s22s2, donc il y a encore deux électrons dans le niveau de valence. Cependant, le 2s peut se mélanger avec les orbitales 2p dans le dibéryllium, alors qu’il n’y a pas d’orbitales p dans le niveau de valence de l’hydrogène ou de l’hélium., Ce mélange rend l’antibondage orbital 1σu légèrement moins antibondage que la liaison orbitale 1σg est la liaison, avec un effet net que toute la configuration a une légère nature de liaison. Par conséquent, la molécule de diberyllium existe (et a été observée en phase gazeuse). Il a néanmoins toujours une faible énergie de dissociation de seulement 59 kJ * mol-1.

DilithiumEdit

la théorie MO prédit correctement que le dilithium est une molécule stable avec une liaison d’ordre 1 (configuration 1σg21σu22σg2). Les MOs 1s sont complètement remplis et ne participent pas au collage.,

Le Dilithium est une molécule en phase gazeuse avec une force de liaison beaucoup plus faible que le dihydrogène car les électrons 2s sont plus éloignés du noyau. Dans une analyse plus détaillée qui considère l’environnement de chaque orbitale en raison de tous les autres électrons, les orbitales 1σ ont des énergies plus élevées que le 1S AO et le 2σ occupé est également plus élevé en énergie que le 2S AO (voir tableau 1).,

DiboronEdit

le diagramme MO pour le diboron (B-B, configuration électronique 1σg21σu22σg22σu21πu2) nécessite l’introduction d’un modèle de chevauchement orbital atomique pour les orbitales p. Les trois orbitales p en forme d’haltère ont une énergie égale et sont orientées mutuellement perpendiculairement (ou orthogonalement). Les orbitales p orientées dans la direction z (pz) peuvent se chevaucher en formant une orbitale σ de liaison (symétrique) et une orbitale moléculaire σ* antibondante., Contrairement aux MO sigma 1S, Le σ 2p a une certaine densité électronique non liante de chaque côté des noyaux et le σ* 2p a une certaine densité électronique entre les noyaux.

Les deux autres orbitales p, py et px, peuvent se chevaucher latéralement. L’orbitale de liaison résultante a sa densité électronique sous la forme de deux lobes au-dessus et au-dessous du plan de la molécule. L’orbitale n’est pas symétrique autour de l’axe moléculaire et est donc une pi orbital. L’orbitale pi antibondante (également asymétrique) a quatre lobes pointant loin des noyaux., Les orbitales py et px forment une paire d’orbitales pi égales en énergie (dégénérées) et peuvent avoir des énergies supérieures ou inférieures à celles de l’orbitale sigma.

dans le diboron, les électrons 1s et 2s ne participent pas à la liaison, mais les électrons simples dans les orbitales 2p occupent les 2NPY et les 2NPX MO, ce qui donne l’ordre de liaison 1. Parce que les électrons ont une énergie égale (ils sont dégénérés), le diboron est un diradical et puisque les spins sont parallèles, la molécule est paramagnétique.,

Dans certains diborynes le bore atomes sont excités et le bon de commande est de 3.

DicarbonEdit

comme le diboron, le dicarbon (configuration électronique C-C:1σg21σu22σg22σu21πu4) est une molécule réactive en phase gazeuse. La molécule peut être décrite comme ayant deux liaisons pi mais sans liaison sigma.,

DinitrogenEdit

Avec de l’azote, nous voyons les deux orbitales moléculaires de mélange et de l’énergie de répulsion. C’est le raisonnement pour le réarrangement à partir d’un diagramme plus familier. Remarquez comment le σ Du 2P se comporte plus sans liaison comme en raison du mélange, même chose avec le 2S σ. Cela provoque également un grand saut d’énergie dans l’orbitale 2P σ*. L’ordre de liaison de l’azote diatomique est trois, et c’est une molécule diamagnétique.,

l’ordre de liaison pour le dinitrogène (1σg21σu22σg22σu21πu43σg2) est de trois car deux électrons sont maintenant également ajoutés dans le 3σ MO. Le diagramme MO est en corrélation avec le spectre expérimental des photoélectrons pour l’azote. Les électrons 1σ peuvent être appariés à un pic à 410 eV (large), les électrons 2σg à 37 eV (large), les électrons 2σu à 19 eV (doublet), les électrons 1nu4 à 17 eV (multiplets), et enfin le 3σg2 à 15.5 eV (sharp).,

DioxygenEdit

l’Oxygène a une configuration similaire à H2, mais maintenant, nous considérons 2s et 2p orbitales. Lors de la création des orbitales moléculaires à partir des orbitales p, notez les trois orbitales atomiques divisées en trois orbitales moléculaires, une orbitale σ singulièrement dégénérée et une orbitale π doublement dégénérée. Une autre propriété que nous pouvons observer en examinant les diagrammes orbitaux moléculaires est la propriété magnétique de diamagnétique ou paramagnétique., Si tous les électrons sont appariés, il y a une légère répulsion et elle est classée comme diamagnétique. Si des électrons non appariés sont présents, il est attiré par un champ magnétique, et donc paramagnétique. L’oxygène est un exemple de diatomique paramagnétique. Notez également que l’ordre de liaison de l’oxygène diatomique est de deux.

le traitement MO du dioxygène est différent de celui des molécules diatomiques précédentes car le pσ MO est maintenant plus faible en énergie que les orbitales 2π. Ceci est attribué à l’interaction entre le MO 2s et le MO 2pz., La distribution de 8 électrons sur 6 orbitales moléculaires laisse les deux derniers électrons comme une paire dégénérée dans les orbitales antibondantes 2pn*, ce qui donne un ordre de liaison de 2. Comme dans le diboron, ces deux électrons non appariés ont le même spin à l’état fondamental, qui est un triplet diradical paramagnétique d’oxygène. Le premier état excité a les deux électrons HOMO appariés dans une orbitale avec des spins opposés, et est connu sous le nom d’oxygène singulet.,

Le lien de commande diminue et le lien de la longueur augmente dans l’ordre O+
2 (à 112,2 h), O
2 (121 h), O−
2 (128 h) et O2−
2 (149 pm).

Difluorine et dineonEdit

Dans difluorine deux électrons occupent la 2pn* avec un bond de l’ordre de 1., Dans dineon Ne
2 (comme avec le dihélium), le nombre d’électrons de liaison est égal au nombre d’électrons antibondants et cette molécule n’existe pas.

Dimolybdenum et ditungstenEdit