Un diagramma orbitale molecolare biatomico viene utilizzato per comprendere il legame di una molecola biatomica. I diagrammi MO possono essere usati per dedurre le proprietà magnetiche di una molecola e come cambiano con la ionizzazione. Danno anche un’idea dell’ordine dei legami della molecola, quanti legami sono condivisi tra i due atomi.
Le energie degli elettroni sono ulteriormente comprese applicando l’equazione di Schrödinger a una molecola., La meccanica quantistica è in grado di descrivere le energie esattamente per i sistemi a singolo elettrone, ma può essere approssimata con precisione per i sistemi a più elettroni usando l’approssimazione di Born-Oppenheimer, in modo tale che i nuclei siano assunti stazionari. Il metodo LCAO-MO viene utilizzato in combinazione per descrivere ulteriormente lo stato della molecola.
Le molecole biatomiche consistono in un legame tra solo due atomi. Possono essere suddivisi in due categorie: omonucleare ed eteronucleare. Una molecola biatomica omonucleare è composta da due atomi dello stesso elemento. Esempi sono H2, O2 e N2., A heteronuclear diatomic molecule is composed of two atoms of two different elements. Examples include CO, HCl, and NO.
DihydrogenEdit
H2 Molecular Orbital Diagram
MO diagram of dihydrogen
Bond breaking in MO diagram
The smallest molecule, hydrogen gas exists as dihydrogen (H-H) with a single covalent bond between two hydrogen atoms., Poiché ogni atomo di idrogeno ha un singolo orbitale atomico 1s per il suo elettrone, il legame si forma per sovrapposizione di questi due orbitali atomici. Nella figura i due orbitali atomici sono raffigurati a sinistra e a destra. L’asse verticale rappresenta sempre le energie orbitali. Ogni orbitale atomico è occupato singolarmente da una freccia su o giù che rappresenta un elettrone.
L’applicazione della teoria MO per il diidrogeno porta ad avere entrambi gli elettroni nel legame MO con la configurazione elettronica 1σg2. L’ordine di legame per il diidrogeno è (2-0) / 2 = 1., Lo spettro fotoelettronico del diidrogeno mostra un singolo set di multipletti tra 16 e 18 eV (elettronvolt).
Il diagramma diidrogeno MO aiuta a spiegare come si rompe un legame. Quando si applica energia al diidrogeno, una transizione elettronica molecolare avviene quando un elettrone nel legame MO viene promosso al MO antibonding. Il risultato è che non c’è più un guadagno netto in energia.
La sovrapposizione dei due orbitali atomici 1s porta alla formazione degli orbitali molecolari σ e σ*. Due orbitali atomici in fase creano una densità elettronica più grande, che porta all’orbitale σ., Se i due orbitali 1s non sono in fase, un nodo tra loro provoca un salto di energia, l’orbitale σ*. Dal diagramma è possibile dedurre l’ordine del legame, quanti legami si formano tra i due atomi. Per questa molecola è uguale a uno. L’ordine del legame può anche dare un’idea di quanto sia vicino o allungato un legame se una molecola è ionizzata.
Dielio e diberillio
Il dielio (He-He) è una molecola ipotetica e la teoria MO aiuta a spiegare perché il dielio non esiste in natura., Il diagramma MO per il dielio sembra molto simile a quello del diidrogeno, ma ogni elio ha due elettroni nel suo orbitale atomico 1s piuttosto che uno per l’idrogeno, quindi ora ci sono quattro elettroni da posizionare negli orbitali molecolari appena formati.
MO diagramma di dielio
L’unico modo per ottenere questo risultato è quello di occupare sia gli orbitali di legame e antibonding con due elettroni, che riduce l’ordine di legame ((2-2) / 2) a zero e annulla la stabilizzazione dell’energia netta., Tuttavia, rimuovendo un elettrone dal dielio, la specie stabile in fase gassosa He+
2 ion si forma con ordine di legame 1/2.
Un’altra molecola che è preclusa in base a questo principio è il diberillio. Il berillio ha una configurazione elettronica 1s22s2, quindi ci sono ancora due elettroni nel livello di valenza. Tuttavia, i 2s possono mescolarsi con gli orbitali 2p nel diberillio, mentre non ci sono orbitali p nel livello di valenza dell’idrogeno o dell’elio., Questa miscelazione rende l’antibonding orbitale 1σu leggermente meno antibonding rispetto al bonding orbitale 1σg, con un effetto netto che l’intera configurazione ha una leggera natura di legame. Quindi la molecola di diberillio esiste (ed è stata osservata nella fase gassosa). Tuttavia ha ancora una bassa energia di dissociazione di soli 59 kJ * mol-1.
DilithiumEdit
La teoria MO predice correttamente che il dilitio è una molecola stabile con ordine di legame 1 (configurazione 1σg21σu22σg2). I MOS 1s sono completamente riempiti e non partecipano all’incollaggio.,
MO diagramma di dilitio
Il dilitio è una molecola in fase gassosa con una forza di legame molto inferiore rispetto al diidrogeno perché gli elettroni 2s vengono ulteriormente rimossi dal nucleo. In un’analisi più dettagliata che considera l’ambiente di ciascun orbitale a causa di tutti gli altri elettroni, entrambi gli orbitali 1σ hanno energie superiori a 1s AO e il 2σ occupato è anche più alto in energia rispetto al 2s AO (vedi tabella 1).,
DiboronEdit
Il diagramma MO per diboron (B-B, configurazione elettronica 1σg21σu22σg22σu21πu2) richiede l’introduzione di un modello di sovrapposizione orbitale atomica per gli orbitali P. I tre p-orbitali a forma di manubrio hanno energia uguale e sono orientati reciprocamente perpendicolarmente (o ortogonalmente). Gli orbitali p orientati nella direzione z (pz) possono sovrapporsi formando un orbitale σ (simmetrico) di legame e un orbitale molecolare σ* antibonding., In contrasto con il sigma 1s MO, il σ 2p ha una densità elettronica non legante su entrambi i lati dei nuclei e il σ* 2p ha una densità elettronica tra i nuclei.
Gli altri due orbitali p, py e px, possono sovrapporsi lateralmente. L’orbitale di legame risultante ha la sua densità elettronica nella forma di due lobi sopra e sotto il piano della molecola. L’orbitale non è simmetrico attorno all’asse molecolare ed è quindi un orbitale pi. Il pi orbitale antibonding (anche asimmetrico) ha quattro lobi che puntano lontano dai nuclei., Sia gli orbitali py che px formano una coppia di orbitali pi uguali in energia (degenerati) e possono avere energie superiori o inferiori a quelle dell’orbitale sigma.
In diboron gli elettroni 1s e 2s non partecipano al legame, ma i singoli elettroni negli orbitali 2p occupano il 2npy e il 2npx MO con conseguente ordine di legame 1. Poiché gli elettroni hanno energia uguale (sono degenerati) diboron è un diradico e poiché gli spin sono paralleli la molecola è paramagnetica.,
MO diagram of diboron
In alcuni diborynes gli atomi di boro sono eccitati e l’ordine di legame è 3.
DicarbonEdit
Come diboron, dicarbon (configurazione elettronica C-C:1σg21σu22σg22σu21πu4) è una molecola in fase gassosa reattiva. La molecola può essere descritta come avente due legami pi ma senza un legame sigma.,
DinitrogenEdit
N2 Diagramma orbitale molecolare
Con l’azoto, vediamo i due orbitali molecolari che si mescolano e la repulsione energetica. Questo è il ragionamento per il riarrangiamento da un diagramma più familiare. Si noti come il σ dal 2p si comporta in modo più non legante come a causa della miscelazione, lo stesso con il 2s σ. Ciò causa anche un grande salto di energia nell’orbitale 2p σ*. L’ordine di legame dell’azoto biatomico è tre ed è una molecola diamagnetica.,
L’ordine di legame per dinitrogen (1σg21σu22σg22σu21πu43σg2) è tre perché due elettroni sono ora aggiunti anche nel 3σ MO. Il diagramma MO è correlato con lo spettro fotoelettronico sperimentale per l’azoto. Gli elettroni 1σ possono essere abbinati a un picco a 410 eV (broad), gli elettroni 2σg a 37 eV (broad), gli elettroni 2σu a 19 eV (doublet), gli elettroni 1nu4 a 17 eV (multiplets) e infine il 3σg2 a 15.5 eV (sharp).,
diossigenomodifica
O2 Diagramma orbitale molecolare
L’ossigeno ha una configurazione simile a H2, ma ora consideriamo gli orbitali 2s e 2p. Quando si creano gli orbitali molecolari dagli orbitali p, si noti che i tre orbitali atomici si dividono in tre orbitali molecolari, un σ singolarmente degenere e un orbitale π doppiamente degenere. Un’altra proprietà che possiamo osservare esaminando i diagrammi orbitali molecolari è la proprietà magnetica di diamagnetico o paramagnetico., Se tutti gli elettroni sono accoppiati, c’è una leggera repulsione ed è classificato come diamagnetico. Se sono presenti elettroni spaiati, è attratto da un campo magnetico, e quindi paramagnetico. L’ossigeno è un esempio di biatomica paramagnetica. Si noti inoltre che l’ordine di legame dell’ossigeno biatomico è due.
MO il trattamento del diossigeno è diverso da quello delle precedenti molecole biatomiche perché il pσ MO è ora più basso in energia rispetto agli orbitali 2π. Questo è attribuito all’interazione tra il 2s MO e il 2pz MO., La distribuzione di 8 elettroni su 6 orbitali molecolari lascia gli ultimi due elettroni come una coppia degenerata negli orbitali antibonding 2pn * con un conseguente ordine di legame di 2. Come nel diboron, questi due elettroni spaiati hanno lo stesso spin nello stato fondamentale, che è un ossigeno tripletto diradico paramagnetico. Il primo stato eccitato ha entrambi gli elettroni HOMO accoppiati in un orbitale con spin opposti, ed è noto come ossigeno singoletto.,
MO diagramma di diossigeno tripletta di stato di terra
Il legame di ordine diminuisce e la lunghezza di legame aumenta nell’ordine O+
2 (112.2 pm), O
2 (121 pm), O−
2 (128 ore) e di O2
2 (149 pm).
Difluorina e dineonEdit
MO diagramma di difluorina
In difluorina due elettroni aggiuntivi occupano il 2pn* con un ordine di legame di 1., In dineon Ne
2 (come con dielio) il numero di elettroni di legame è uguale al numero di elettroni antibonding e questa molecola non esiste.
Dimolybdenum e ditungstenEdit
MO diagramma di dimolybdenum