Moleculair orbitaal diagram

een diatomair moleculair orbitaal diagram wordt gebruikt om de binding van een diatomair molecuul te begrijpen. De diagrammen van MO kunnen worden gebruikt om magnetische eigenschappen van een molecuul af te leiden en hoe zij met ionisatie veranderen. Ze geven ook inzicht in de bindingsorde van het molecuul, hoeveel bindingen er gedeeld worden tussen de twee atomen.

de energieën van de elektronen worden verder begrepen door de Schrödingervergelijking toe te passen op een molecuul., De kwantummechanica is in staat om de energieën precies te beschrijven voor systemen met één elektron, maar kan nauwkeurig worden benaderd voor systemen met meerdere elektronen door gebruik te maken van de Born-Oppenheimer benadering, zodat de kernen worden verondersteld stilstaand te zijn. De lcao-MO methode wordt gebruikt samen met de staat van de molecule verder te beschrijven.

diatomaire moleculen bestaan uit een binding tussen slechts twee atomen. Ze kunnen worden onderverdeeld in twee categorieën: homonucleair en heteronucleair. Een homonucleair diatomair molecuul is één samengesteld uit twee atomen van hetzelfde element. Voorbeelden zijn H2, O2 en 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., Aangezien elk waterstofatoom een enkele 1s atomaire orbitaal voor zijn elektron heeft, vormt de binding door overlapping van deze twee atomaire orbitalen. In de figuur zijn de twee atomaire orbitalen links en rechts afgebeeld. De verticale as stelt altijd de orbitale energieën voor. Elke atomaire orbitaal is bezet met een pijl omhoog of omlaag die een elektron voorstelt.

toepassing van de mo-theorie voor dihydrogeen resulteert in het hebben van beide elektronen in de binding MO met elektronenconfiguratie 1σg2. De bindingsorde voor dihydrogeen is (2-0) / 2 = 1., Het foto-elektron spectrum van dihydrogeen toont een enkele set van multilets tussen 16 en 18 eV (elektronvolt).

het DIHYDROGEENDIAGRAM laat zien hoe een binding breekt. Bij het toepassen van energie op dihydrogeen vindt een moleculaire elektronische overgang plaats wanneer één elektron in de bindingsmo wordt bevorderd tot de antibonderende MO. Het resultaat is dat er geen nettowinst meer is in energie.

de superpositie van de twee 1s atomaire orbitalen leidt tot de vorming van de σ En σ* moleculaire orbitalen. Twee atomaire orbitalen in fase creëren een grotere elektronendichtheid, die leidt tot de σ orbitaal., Als de twee 1s orbitalen niet in fase zijn, veroorzaakt een knoop ertussen een sprong in energie, De σ * orbitaal. Uit het diagram kun je de bindingsvolgorde afleiden, hoeveel bindingen er gevormd worden tussen de twee atomen. Voor dit molecuul is het gelijk aan één. De bondorde kan ook inzicht geven aan hoe dichtbij of uitgerekt een band is geworden als een molecuul wordt geïoniseerd.

Dihelium en diberylliumEdit

Dihelium (He-He) is een hypothetisch molecuul en de MO-theorie helpt te verklaren waarom dihelium in de natuur niet bestaat., Het MO-diagram voor dihelium lijkt erg op dat van dihydrogeen, maar elk helium heeft twee elektronen in zijn 1s atomaire orbitaal in plaats van één voor waterstof, dus zijn er nu vier elektronen te plaatsen in de nieuw gevormde moleculaire orbitalen.

de enige manier om dit te bereiken is door zowel de bindings-als antibonderende orbitalen met twee elektronen te bezetten, waardoor de bindingsvolgorde ((2-2)/2) tot nul wordt gereduceerd en de netto energiestabilisatie wordt opgeheven., Door echter één elektron uit dihelium te verwijderen, wordt de stabiele gasfasesoort He+
2 ion gevormd met bindingsorde 1/2.

een ander molecuul dat op basis van dit principe uitgesloten is, is diberyllium. Beryllium heeft een elektronenconfiguratie 1s22s2, dus zijn er weer twee elektronen in het valentieniveau. Echter, de 2s kan mengen met de 2P orbitalen in diberyllium, terwijl er geen p orbitalen in de valentie niveau van waterstof of helium., Dit mengen maakt de antibonding 1σu orbital iets minder antibonding dan de bonding 1σg orbital is bonding, met een netto effect dat de hele configuratie heeft een lichte binding aard. Vandaar dat het diberylliummolecuul bestaat (en is waargenomen in de gasfase). Het heeft echter nog steeds een lage dissociatie-energie van slechts 59 kJ * mol−1.

DilithiumEdit

MO-theorie voorspelt correct dat dilithium een stabiel molecuul is met bindingsorde 1 (configuratie 1σg21σu22σg2). De 1s MOs zijn volledig gevuld en nemen niet deel aan hechting.,

Dilithium is een gasfasemolecuul met een veel lagere bindingssterkte dan dihydrogeen omdat de 2S-elektronen verder verwijderd zijn van de kern. In een meer gedetailleerde analyse die rekening houdt met de omgeving van elke orbitaal vanwege alle andere elektronen, hebben beide 1σ orbitalen hogere energieën dan de 1s AO en is de bezette 2σ ook hoger in energie dan de 2s AO (zie Tabel 1).,

DiboronEdit

het MO-diagram voor diboor (B-B, elektronenconfiguratie 1σg21σu22σg22σu21πu2) vereist de introductie van een atomair orbitaal overlappingsmodel voor p orbitalen. De drie haltervormige p-orbitalen hebben gelijke energie en zijn loodrecht op elkaar gericht (of orthogonaal). De p-orbitalen georiënteerd in de z-richting (pz) kunnen overlappen end-on vorming van een binding (symmetrisch) σ orbitaal en een antibonding σ* moleculaire orbitaal., In tegenstelling tot de sigma 1S MO ‘ s, heeft de σ 2p enige niet-bindende elektronendichtheid aan weerszijden van de kernen en de σ* 2p heeft enige elektronendichtheid tussen de kernen.

de andere twee p-orbitalen, py en px, kunnen side-on overlappen. Het resulterende bindingsorbitaal heeft zijn elektronendichtheid in de vorm van twee lobben boven en onder het vlak van het molecuul. De orbitaal is niet symmetrisch rond de moleculaire as en is daarom een pi orbitaal. De antibonding pi orbital (ook asymmetrisch) heeft vier kwabben die van de kernen wijzen., Zowel py als px orbitalen vormen een paar pi orbitalen gelijk in energie (gedegenereerd) en kunnen hogere of lagere energieën hebben dan die van de Sigma orbitaal.

in diboor nemen de 1s-en 2s-elektronen niet deel aan de binding, maar de afzonderlijke elektronen in de 2P-orbitalen bezetten de 2NPY en de 2NPX-MO ‘ s, wat resulteert in bindorde 1. Omdat de elektronen gelijke energie hebben (ze zijn gedegenereerd) is diboor een diradicaal en omdat de spins parallel zijn is het molecuul paramagnetisch.,

in bepaalde diborynen zijn de booratomen geëxciteerd en is de bindingsvolgorde 3.

DicarbonEdit

net als diboor is dicarbon (C-C elektronenconfiguratie:1σg21σu22σg22σu21πu4) een reactief gasfasemolecuul. Het molecuul kan worden beschreven als het hebben van twee pi bindingen, maar zonder een sigma binding.,

Dinitrogeen

met stikstof zien we de twee moleculaire orbitalen mengen en de energie afstoting. Dit is de reden voor de herschikking van een meer vertrouwd diagram. Merk op hoe de σ van de 2p zich meer non-bonding gedraagt zoals door het mengen, hetzelfde met de 2S σ. Dit veroorzaakt ook een grote sprong in energie in de 2P σ* orbitaal. De bindingsorde van diatomaire stikstof is drie, en het is een diamagnetisch molecuul.,

De bindingsorde voor dinitrogen (1σg21σu22σg22σu21πu43σg2) is drie omdat er nu ook twee elektronen in de 3σ MO zijn toegevoegd. Het MO-diagram correleert met het experimentele foto-elektronenspectrum voor stikstof. De 1σ elektronen kunnen worden gekoppeld aan een piek bij 410 eV (breed), de 2σg elektronen bij 37 eV (breed), de 2σu elektronen bij 19 eV (doublet), de 1nu4 elektronen bij 17 eV (multiplets), en tenslotte de 3σg2 bij 15,5 eV (scherp).,

DioxygenEdit

zuurstof heeft een vergelijkbare setup als H2, maar nu beschouwen we 2s en 2p orbitalen. Let bij het maken van de moleculaire orbitalen uit de p-orbitalen op dat de drie atomaire orbitalen verdeeld zijn in drie moleculaire orbitalen, een afzonderlijk gedegenereerde σ en een dubbel gedegenereerde π orbitaal. Een andere eigenschap die we kunnen waarnemen door moleculaire orbitale diagrammen te onderzoeken is de magnetische eigenschap van diamagnetisch of paramagnetisch., Als alle elektronen zijn gekoppeld, is er een lichte afstoting en het wordt geclassificeerd als diamagnetisch. Als er ongepaarde elektronen aanwezig zijn, wordt deze aangetrokken door een magnetisch veld, en dus paramagnetisch. Zuurstof is een voorbeeld van een paramagnetische diatomaire. Merk ook op dat de bindingsvolgorde van diatomaire zuurstof twee is.

MO behandeling van dioxygen verschilt van die van de vorige diatomaire moleculen omdat de Pσ MO nu lager in energie is dan de 2π orbitalen. Dit wordt toegeschreven aan de interactie tussen de 2S MO en de 2pz MO., Het verdelen van 8 elektronen over 6 moleculaire orbitalen laat de laatste twee elektronen achter als een gedegenereerd paar in de 2PN * antibonding orbitalen, wat resulteert in een bindingsvolgorde van 2. Net als in diboor hebben deze twee ongepaarde elektronen dezelfde spin in de grondtoestand, wat een paramagnetische diradische triplet zuurstof is. De eerste opgewekte toestand heeft beide HOMO-elektronen in één orbitaal met tegengestelde spins, en staat bekend als singlet zuurstof.,

De obligatievolgorde neemt af en de obligatielengte neemt toe in de volgorde O+
2 (112,2 pm), O
2 (121 pm), O−
2 (128 pm) en O2−
2 (149 pm).

Difluorine en dineonEdit

In difluorine bezetten twee extra elektronen de 2pn* met een bindingsvolgorde van 1., In dineon Ne
2 (zoals bij dihelium) is het aantal bindingselektronen gelijk aan het aantal antibondende elektronen en dit molecuul bestaat niet.

Dimolybdeen en ditungstenEdit