dwuatomowy diagram orbitali molekularnych służy do zrozumienia wiązania cząsteczki dwuatomowej. Diagramy MO mogą być używane do wydedukować właściwości magnetyczne cząsteczki i jak zmieniają się wraz z jonizacją. Dają również wgląd w kolejność wiązań cząsteczki, ile wiązań jest dzielonych między dwoma atomami.
Energie elektronów są dalej rozumiane przez zastosowanie równania Schrödingera do cząsteczki., Mechanika kwantowa jest w stanie dokładnie opisać Energie dla pojedynczych układów elektronowych, ale może być przybliżona dokładnie dla wielu układów elektronowych za pomocą przybliżenia Borna-Oppenheimera, tak że jądra są zakładane stacjonarnie. Metoda LCAO-MO jest używana w połączeniu do dalszego opisu stanu cząsteczki.
cząsteczki dwuatomowe składają się z wiązania tylko dwóch atomów. Można je podzielić na dwie kategorie: homonuklearną i heteronuklearną. Dwuatomowa cząsteczka homonuklearna składa się z dwóch atomów tego samego pierwiastka. Przykładami są H2, O2 i 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., Ponieważ każdy atom wodoru ma jeden orbital atomowy 1s dla swojego elektronu, Wiązanie tworzy się przez nakładanie się tych dwóch orbitali atomowych. Na rysunku dwa orbitale atomowe są przedstawione po lewej i po prawej stronie. Oś pionowa zawsze reprezentuje Energie orbitalne. Każdy orbital atomowy jest pojedynczo zajęty strzałką w górę lub w dół reprezentującą elektron.
zastosowanie teorii MO dla diwodoru skutkuje posiadaniem obu elektronów w wiązaniu MO z konfiguracją elektronową 1σg2. Kolejność wiązania dla diwodoru wynosi (2-0) / 2 = 1., Widmo fotoelektronowe dihydrogenu pokazuje pojedynczy zestaw multipletów między 16 A 18 eV (elektronowolty).
diagram MO pomaga wyjaśnić, w jaki sposób pęka Wiązanie. Przy nanoszeniu energii na dihydrogen, molekularna przemiana elektroniczna zachodzi, gdy jeden elektron w wiązaniu MO jest promowany do antybondingowego MO. W rezultacie nie ma już zysku netto w energii.
superpozycja dwóch orbitali atomowych 1s prowadzi do powstania orbitali molekularnych σ i σ*. Dwa orbitale atomowe w fazie tworzą większą gęstość elektronów, co prowadzi do orbitali σ., Jeśli dwa orbitale 1s nie są w fazie, węzeł między nimi powoduje skok energii, Orbital σ*. Z diagramu można wywnioskować kolejność wiązań, ile wiązań powstaje między dwoma atomami. Dla tej cząsteczki jest równa 1. Kolejność wiązania może również dać wgląd w to, jak blisko lub rozciągnięte Wiązanie stało się, jeśli cząsteczka jest zjonizowana.
Dihelium i diberyllium
Dihelium (He-He) jest hipotetyczną cząsteczką, a teoria MO pomaga wyjaśnić, dlaczego dihelium nie istnieje w naturze., Diagram MO dla dihelium wygląda bardzo podobnie do dihydrogenu, ale każdy Hel ma dwa elektrony w swoim orbitalu atomowym 1s, a nie jeden dla wodoru, więc są teraz cztery elektrony do umieszczenia w nowo utworzonych orbitalach molekularnych.
mo diagram dihelium
jedynym sposobem osiągnięcia tego jest zajęcie obu orbitali wiązania i antybondingu dwoma elektronami, co zmniejsza kolejność wiązania ((2-2) / 2) do zera i anuluje stabilizację energii netto., Jednak poprzez usunięcie jednego elektronu z dihelium powstaje stabilny jon fazy gazowej He +
2 o wiązaniu rzędu 1/2.
inną cząsteczką wykluczoną na podstawie tej zasady jest diberyl. Beryl ma konfigurację elektronową 1s22s2, więc znowu są dwa elektrony na poziomie walencyjnym. Jednak 2s może mieszać się z orbitalami 2P w diberylu, podczas gdy nie ma orbitali p w poziomie walencyjnym wodoru lub helu., To mieszanie sprawia, że Orbital antybondingowy 1σu jest nieco mniej antybondingowy niż Orbital 1σg wiązania, z efektem netto, że cała konfiguracja ma lekki charakter wiązania. W związku z tym istnieje cząsteczka diberylu (i została zaobserwowana w fazie gazowej). Mimo to nadal ma niską energię dysocjacji wynoszącą zaledwie 59 kJ * mol-1·
DilithiumEdit
mo teoria poprawnie przewiduje, że dilithium jest stabilną cząsteczką o wiązaniu rzędu 1 (Konfiguracja 1σg21σu22σg2). 1s MOs są całkowicie wypełnione i nie uczestniczą w wiązaniu.,
Dilit jest cząsteczką fazy gazowej o znacznie niższej sile wiązania niż dihydrogen, ponieważ elektrony 2s są dalej usuwane z jądra. W bardziej szczegółowej analizie, która uwzględnia otoczenie każdego orbitala ze względu na wszystkie inne elektrony, oba orbitale 1σ mają wyższe Energie niż 1s AO, a zajęte 2σ jest również wyższe w energii niż 2S AO (patrz Tabela 1).,
DiboronEdit
diagram MO dla diboronu (B-B, konfiguracja elektronowa 1σg21σu22σg22σu21πu2) wymaga wprowadzenia modelu pokrywania orbitali atomowych dla orbitali P. Trzy orbitale p W kształcie hantli mają jednakową energię i są zorientowane wzajemnie prostopadle (lub ortogonalnie). Orbitale P zorientowane w kierunku z (pz) mogą pokrywać się end-on tworząc wiązanie (symetryczne) Orbital σ i antybonding σ* orbital molekularny., W przeciwieństwie do MO sigma 1S, σ 2P ma pewną gęstość elektronową bez wiązania po obu stronach jąder, a σ * 2P ma pewną gęstość elektronową między jądrami.
pozostałe dwa orbitale p, py i px, mogą nakładać się na siebie. Powstały orbital wiązania ma swoją gęstość elektronową w kształcie dwóch płatów powyżej i poniżej płaszczyzny cząsteczki. Orbital nie jest symetryczny wokół osi molekularnej i dlatego jest orbitalem pi. Orbital antybonding pi (również asymetryczny) ma cztery płaty skierowane od jąder., Zarówno orbitale py, jak i px tworzą parę orbitali pi równych w energii (zdegenerowanych) i mogą mieć wyższe lub niższe Energie niż orbitale sigma.
w diboronie elektrony 1s i 2s nie biorą udziału w wiązaniu, ale pojedyncze elektrony w orbitalach 2P zajmują 2NPY, a 2NPX MO, co daje Wiązanie rzędu 1. Ponieważ elektrony mają jednakową energię (są zdegenerowane) diboron jest diradialny, a ponieważ spiny są równoległe, cząsteczka jest paramagnetyczna.,
w niektórych diborynach Atomy boru są wzbudzone, a kolejność wiązania wynosi 3.
DicarbonEdit
podobnie jak diboron, dicarbon (konfiguracja elektronowa C-C:1σg21σu22σg22σu21πu4) jest reakcyjną cząsteczką fazy gazowej. Cząsteczka może być opisana jako posiadające dwa wiązania pi, ale bez wiązania sigma.,
DinitrogenEdit
w przypadku azotu widzimy dwa orbitale molekularne mieszające się i odpychanie energii. To jest rozumowanie dla przegrupowania z bardziej znanego diagramu. Zauważ, jak σ z 2P zachowuje się bardziej nierozwiązywalnie jak z powodu mieszania, tak samo z 2S σ. Powoduje to również duży skok energii w orbitalu 2P σ*. Kolejność wiązania azotu dwuatomowego wynosi trzy i jest to cząsteczka diamagnetyczna.,
kolejność wiązań dla dinitrogenu (1σg21σu22σg22σu21πu43σg2) jest trzy, ponieważ dwa elektrony są teraz dodawane również w 3σ MO. Schemat MO koreluje z eksperymentalnym widmem fotoelektronowym dla azotu. Elektrony 1σ można dopasować do piku przy 410 EV (szeroki), elektrony 2σg przy 37 EV (szeroki), elektrony 2σu przy 19 EV (podwójny), elektrony 1nu4 przy 17 EV (multiplety) i wreszcie 3σg2 przy 15,5 EV (ostry).,
Dioxygenedit
diagram orbitali molekularnych O2
tlen ma podobną konfigurację do H2, ale teraz rozważamy orbitale 2s i 2p. Tworząc orbitale molekularne z orbitali p, zwróć uwagę na trzy orbitale atomowe podzielone na trzy orbitale molekularne, pojedynczo zdegenerowany σ i Podwójnie zdegenerowany Orbital π. Inną właściwością, którą możemy zaobserwować badając diagramy orbitali molekularnych, jest właściwość magnetyczna diamagnetyczna lub paramagnetyczna., Jeśli wszystkie elektrony są sparowane, występuje lekkie odpychanie i klasyfikuje się je jako diamagnetyczne. Jeśli występują niesparowane elektrony, jest on przyciągany do pola magnetycznego, a zatem paramagnetyczny. Tlen jest przykładem paramagnetycznego dwuatomowego. Zauważ również, że kolejność wiązania tlenu dwuatomowego wynosi dwa.
mo leczenie dioksygenu różni się od poprzednich cząsteczek dwuatomowych, ponieważ pσ MO jest teraz niższa w energii niż orbitale 2π. Jest to związane z interakcją pomiędzy 2s MO i 2PZ MO., Rozdzielenie 8 elektronów na 6 orbitalach molekularnych pozostawia dwa ostatnie elektrony jako zdegenerowaną parę w orbitalach antybondingowych 2pn*, co daje Wiązanie rzędu 2. Podobnie jak w diboronie, te dwa niesparowane elektrony mają ten sam spin w stanie naziemnym, który jest paramagnetycznym diradycznym tripletem tlenu. Pierwszy stan wzbudzony ma oba elektrony sparowane w jednym orbitalu z przeciwnymi spinami i jest znany jako tlen singletowy.,
mo diagram stanu uziemienia tripletu dioksygenowego
kolejność wiązania maleje, a długość wiązania wzrasta w kolejności O+
2 (112.2 pm), O
2 (121 pm), O−
2 (128 pm) i O2−
2 (149 PM).
difluorine and dineonEdit
w difluorinie dwa dodatkowe elektrony zajmują 2pn* o kolejności wiązania 1., W dineonie Ne
2 (podobnie jak w dihelium) liczba elektronów wiążących jest równa liczbie elektronów antybondingowych i cząsteczka ta nie istnieje.