Molekulares Orbitaldiagramm

Ein zweiatomiges molekulares Orbitaldiagramm wird verwendet, um die Bindung eines zweiatomigen Moleküls zu verstehen. MO-Diagramme können verwendet werden, um magnetische Eigenschaften eines Moleküls abzuleiten und wie sie sich mit der Ionisation ändern. Sie geben auch Einblick in die Bindungsreihenfolge des Moleküls, wie viele Bindungen zwischen den beiden Atomen geteilt werden.

Die Energien der Elektronen werden weiter verstanden, indem die Schrödinger-Gleichung auf ein Molekül angewendet wird., Die Quantenmechanik ist in der Lage, die Energien für einzelne Elektronensysteme genau zu beschreiben, kann aber für mehrere Elektronensysteme unter Verwendung der Born-Oppenheimer-Approximation genau approximiert werden, so dass die Kerne stationär angenommen werden. Die LCAO-MO-Methode wird in Verbindung verwendet, um den Zustand des Moleküls weiter zu beschreiben.

Zweiatomige Moleküle bestehen aus einer Bindung zwischen nur zwei Atomen. Sie können in zwei Kategorien unterteilt werden: homonukleär und heteronukleär. Ein homonukleares zweiatomiges Molekül besteht aus zwei Atomen desselben Elements. Beispiele sind H2, O2 und 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 jedes Wasserstoffatom ein einzelnes 1s-Atomorbital für sein Elektron hat, bildet sich die Bindung durch Überlappung dieser beiden Atomorbitale. In der Abbildung sind die beiden Atomorbitale links und rechts dargestellt. Die vertikale Achse repräsentiert immer die Orbitalenergien. Jedes Atomorbital ist einzeln mit einem Auf-oder Abwärtspfeil besetzt, der ein Elektron darstellt.

Die Anwendung der MO-Theorie auf Dihydrogen führt dazu, dass beide Elektronen in der Bindung MO mit der Elektronenkonfiguration 1σg2. Die Bindungsordnung für dihydrogen ist (2-0)/2 = 1., Das Photoelektronenspektrum von Dihydrogen zeigt einen einzigen Satz von Multiplexen zwischen 16 und 18 eV (Elektronenvolt).

Das Dihydrogen-MO-Diagramm erklärt, wie eine Bindung bricht. Wenn Energie auf Dihydrogen aufgebracht wird, findet ein molekularer elektronischer Übergang statt, wenn ein Elektron in der Bindung MO zu der Bindung MO befördert wird. Das Ergebnis ist, dass es keinen Nettogewinn an Energie mehr gibt.

Die Überlagerung der beiden 1s-Atomorbitale führt zur Bildung der σ-und σ* – Molekülorbitale. Zwei Atomorbitale in Phase erzeugen eine größere Elektronendichte, die zum σ-Orbital führt., Wenn sich die beiden 1s-Orbitale nicht in Phase befinden, verursacht ein Knoten zwischen ihnen einen Energiesprung, das σ* – Orbital. Aus dem Diagramm können Sie die Bindungsreihenfolge ableiten, wie viele Bindungen zwischen den beiden Atomen gebildet werden. Für dieses Molekül ist es gleich eins. Die Bindungsreihenfolge kann auch einen Einblick geben, wie nahe oder gedehnt eine Bindung geworden ist, wenn ein Molekül ionisiert wird.

Dihelium und diberylliumEdit

Dihelium (He-He) ist ein hypothetisches Molekül und seine Theorie hilft zu erklären, warum Dihelium in der Natur nicht existiert., Das MO-Diagramm für Dihelium sieht dem von Dihydrogen sehr ähnlich, aber jedes Helium hat zwei Elektronen in seinem 1s-Atomorbital und nicht eines für Wasserstoff, so dass jetzt vier Elektronen in den neu gebildeten molekularen Orbitalen platziert werden müssen.

Die einzige Möglichkeit, dies zu erreichen, besteht darin, sowohl die Verbindungs-als auch die Übereinstimmungsorbitale mit zwei Elektronen zu besetzen, wodurch die Bindungsreihenfolge ((2-2)/2) auf Null reduziert und die Nettoenergiestabilisierung aufgehoben wird., Durch Entfernen eines Elektrons aus Dihelium wird jedoch die stabile Gasphasenart He+
2 mit der Bindungsreihenfolge 1/2 gebildet.

Ein weiteres Molekül, das aufgrund dieses Prinzips ausgeschlossen ist, ist Diberyllium. Beryllium hat eine Elektronenkonfiguration 1s22s2, so gibt es wieder zwei Elektronen in der Valenzstufe. Die 2s können sich jedoch mit den 2p-Orbitalen in Diberyllium vermischen, während es im Valenzniveau von Wasserstoff oder Helium keine p-Orbitale gibt., Dieses Mischen macht das Antibonding 1σu Orbital etwas weniger Antibonding als das Bonding 1σg Orbital ist bonding, mit einem Nettoeffekt, dass die gesamte Konfiguration eine leichte Bonding Natur hat. Daher existiert das Diberylliummolekül (und wurde in der Gasphase beobachtet). Es hat dennoch immer noch eine geringe Dissoziationsenergie von nur 59 kJ·mol-1.

Dilithium >

Die Theorie sagt richtig voraus, dass Dilithium ein stabiles Molekül mit der Bindungsreihenfolge 1 ist (Konfiguration 1σg21σu22σg2). Die 1s MOs sind vollständig gefüllt und nehmen nicht an der Verklebung teil.,

Dilithium ist ein Gasphasenmolekül mit einer viel geringeren Bindungsstärke als Dihydrogen, da die 2s-Elektronen weiter aus dem Kern entfernt werden. In einer detaillierteren Analyse, die die Umgebung jedes Orbitals aufgrund aller anderen Elektronen berücksichtigt, haben sowohl die 1σ-Orbitale höhere Energien als die 1s AO und die 2s 2σ ist auch energiereicher als die 2s AO (siehe Tabelle 1).,

DiboronEdit

Das MO-Diagramm für Diboron (B-B, Elektronenkonfiguration 1σg21σu22σg22σu21πu2) erfordert die Einführung eines atomaren Orbitalüberlappungsmodells für p-Orbitale. Die drei kurzhantelförmigen p-Orbitale haben die gleiche Energie und sind zueinander senkrecht (oder orthogonal) ausgerichtet. Die in z-Richtung (pz) ausgerichteten p-Orbitale können sich end-on überlappen und ein bindendes (symmetrisches) σ-Orbital und ein entsprechendes σ* molekulares Orbital bilden., Im Gegensatz zu den sigma 1s MO ‚ s hat das σ 2p eine gewisse nicht bindende Elektronendichte auf beiden Seiten der Kerne und das σ* 2p eine gewisse Elektronendichte zwischen den Kernen.

Die beiden anderen p-Orbitale, py und px, können sich seitlich überlappen. Das resultierende Bindungs-Orbital hat seine Elektronendichte in Form von zwei Lappen oberhalb und unterhalb der Ebene des Moleküls. Das Orbital ist nicht symmetrisch um die Molekularachse und daher ein pi-Orbital. Das Antibonding pi Orbital (auch asymmetrisch) hat vier Lappen, die von den Kernen weg zeigen., Sowohl py-als auch px-Orbitale bilden ein Energiepaar von pi-Orbitalen (degeneriert), das höhere oder niedrigere Energien als die des Sigma-Orbitals aufweisen kann.

Im Diboron nehmen die 1s-und 2s-Elektronen nicht an der Bindung teil, aber die einzelnen Elektronen in den 2p-Orbitalen besetzen die 2npy und die 2npx MO, was zu einer Bindung der Ordnung 1 führt. Da die Elektronen die gleiche Energie haben (sie sind degeneriert), ist Diboron ein Diradical und da die Spins parallel sind, ist das Molekül paramagnetisch.,

In bestimmten diborynes die Bor-Atome werden angeregt und der Bindungsordnung 3.

DicarbonEdit

Wie Diboron ist Dicarbon (C-C-Elektronenkonfiguration:1σg21σu22σg22σu21πu4) ein reaktives Gasphasenmolekül. Das Molekül kann als mit zwei pi-Bindungen, aber ohne Sigma-Bindung beschrieben werden.,

DinitrogenEdit

Mit Stickstoff vermischen sich die beiden molekularen Orbitale und die Energieabstoßung. Dies ist der Grund für die Umlagerung aus einem bekannteren Diagramm. Beachten Sie, wie sich das σ vom 2p aufgrund des Mischens ähnlich verhält wie das 2s σ. Dies verursacht auch einen großen Energiesprung im 2p σ* Orbital. Die Bindungsreihenfolge von zweiatomigem Stickstoff ist drei und es ist ein diamagnetisches Molekül.,

Die Bindungsreihenfolge für Dinitrogen (1σg21σu22σg22σu21πu43σg2) ist drei, da jetzt auch zwei Elektronen im 3σ MO hinzugefügt werden. Das MO-Diagramm korreliert mit dem experimentellen Photoelektronenspektrum für Stickstoff. Die 1σ-Elektronen können auf einen Peak bei 410 eV (breit), die 2σg-Elektronen bei 37 eV (breit), die 2σu-Elektronen bei 19 eV (Doublet), die 1nu4-Elektronen bei 17 eV (Multiplets) und schließlich die 3σg2 bei 15,5 eV (scharf) abgestimmt werden.,

DioxygenEdit

Sauerstoff hat ein ähnliches setup auf H2, aber jetzt werden wir überlegen, 2s-und 2p-orbitalen. Beachten Sie beim Erstellen der molekularen Orbitale aus den p-Orbitalen, dass sich die drei Atomorbitale in drei molekulare Orbitale teilen, ein einzeln degeneriertes σ und ein doppelt degeneriertes π-Orbital. Eine weitere Eigenschaft, die wir bei der Untersuchung molekularer Orbitaldiagramme beobachten können, ist die magnetische Eigenschaft von diamagnetisch oder paramagnetisch., Wenn alle Elektronen gepaart sind, gibt es eine leichte Abstoßung und sie wird als diamagnetisch klassifiziert. Wenn ungepaarte Elektronen vorhanden sind, wird sie von einem Magnetfeld angezogen und daher paramagnetisch. Sauerstoff ist ein Beispiel für eine paramagnetische zweiatomige. Beachten Sie auch, dass die Bindungsreihenfolge von zweiatomigem Sauerstoff zwei ist.

MO Die Behandlung von Dioxygen unterscheidet sich von der der vorherigen zweiatomigen Moleküle, da das pσ MO jetzt energieärmer ist als die 2π-Orbitale. Dies wird der Interaktion zwischen dem 2s MO und dem 2pz MO zugeschrieben., Die Verteilung von 8 Elektronen über 6 molekulare Orbitale verlässt die letzten beiden Elektronen als degeneriertes Paar in den 2pn * – kondensierenden Orbitalen, was zu einer Bindungsreihenfolge von 2 führt. Wie im Diboron haben diese beiden ungepaarten Elektronen den gleichen Spin im Grundzustand, bei dem es sich um ein paramagnetisches diradikalisches Triplett Sauerstoff handelt. Der erste angeregte Zustand hat beide HOMO-Elektronen in einem Orbital mit entgegengesetzten Spins gepaart, und wird als Singulett Sauerstoff bekannt.,

Die Bindungsreihenfolge nimmt ab und die Bindungslänge erhöht sich in der Reihenfolge O+
2 (112.2 pm), O
2 (121 pm), O−
2 (128 pm) und O2−
2 (149 pm).

Difluor und dineonEdit

In Difluor besetzen zwei zusätzliche Elektronen die 2pn* mit einer Bindungsreihenfolge von 1., In d-Ne
2 (wie bei Dihelium) ist die Anzahl der Bindungselektronen gleich der Anzahl der Bindungselektronen und dieses Molekül existiert nicht.

Dimolybdän und ditungstenEdit