Diagrama orbitală moleculară

o diagramă orbitală moleculară diatomică este utilizată pentru a înțelege legătura unei molecule diatomice. Diagramele MO pot fi utilizate pentru a deduce proprietățile magnetice ale unei molecule și modul în care acestea se schimbă odată cu ionizarea. Ele oferă, de asemenea, o perspectivă asupra ordinii de legătură a moleculei, câte legături sunt împărțite între cei doi atomi.energiile electronilor sunt înțelese în continuare prin aplicarea ecuației Schrödinger la o moleculă., Mecanica cuantică este capabilă să descrie energiile exact pentru sistemele electronice unice, dar poate fi aproximată exact pentru sistemele electronice multiple folosind aproximarea Born-Oppenheimer, astfel încât nucleele sunt presupuse staționare. Metoda LCAO-MO este utilizată împreună pentru a descrie în continuare starea moleculei.moleculele diatomice constau dintr-o legătură între doar doi atomi. Acestea pot fi împărțite în două categorii: homonucleare și heteronucleare. O moleculă diatomică homonucleară este una compusă din doi atomi ai aceluiași element. Exemple sunt H2, O2 și 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., Deoarece fiecare atom de hidrogen are un singur orbital atomic 1s pentru electronul său, legătura se formează prin suprapunerea acestor două orbite atomice. În figură, cele două orbite atomice sunt reprezentate în stânga și în dreapta. Axa verticală reprezintă întotdeauna energiile orbitale. Fiecare orbital atomic este ocupat individual cu o săgeată în sus sau în jos reprezentând un electron.

aplicarea teoriei MO pentru dihidrogen are ca rezultat existența ambilor electroni în legătura MO cu configurația electronică 1σg2. Ordinea de legătură pentru dihidrogen este (2-0) / 2 = 1., Spectrul fotoelectron al dihidrogenului prezintă un singur set de multiplete între 16 și 18 eV (electron volți).

diagrama MO dihidrogen ajută la explicarea modului în care se rupe o legătură. Atunci când se aplică energie la dihidrogen, o tranziție electronică moleculară are loc atunci când un electron din legătura MO este promovat la mo antibonding. Rezultatul este că nu mai există un câștig net în energie.suprapunerea celor două orbite atomice 1s conduce la formarea orbitalilor moleculari σ și σ*. Două orbite atomice în fază creează o densitate electronică mai mare, ceea ce duce la orbitalul σ., Dacă cele două orbite 1s nu sunt în fază, un nod între ele provoacă un salt în energie, orbitalul σ*. Din diagramă puteți deduce ordinea legăturii, câte legături se formează între cei doi atomi. Pentru această moleculă este egală cu una. Ordinul de legătură poate oferi, de asemenea, o perspectivă asupra cât de aproape sau întinsă a devenit o legătură dacă o moleculă este ionizată.diheliul (He-He) este o moleculă ipotetică, iar teoria MO ajută la explicarea motivului pentru care diheliul nu există în natură., MO diagrama pentru dihelium arata foarte similar cu cel de dihidrogen, dar fiecare heliul are doi electroni în 1s orbitale atomice, mai degrabă decât unul de hidrogen, astfel încât există acum patru electroni la loc în nou format orbitali moleculari.

singurul mod de a realiza acest lucru este prin ocupând atât de lipire și antibonding orbitali cu doi electroni, care reduce pentru bond ((2-2)/2) la zero și anulează net de energie de stabilizare., Cu toate acestea, prin îndepărtarea unui electron din diheliu, se formează ionul de fază gazoasă stabilă He+
2 cu ordinul de legătură 1/2.o altă moleculă care este exclusă pe baza acestui principiu este diberiliul. Beriliul are o configurație de electroni 1s22s2, deci există din nou doi electroni la nivelul valenței. Cu toate acestea, 2S se poate amesteca cu orbitalii 2P în diberiliu, în timp ce nu există orbitali p în nivelul de valență al hidrogenului sau heliului., Acest amestec face antibonding 1σu orbitale mai puțin antibonding decât lipirea 1σg orbital este de unire, cu un efect net că întreaga configurație are o ușoară lipire natura. Prin urmare, molecula de diberiliu există (și a fost observată în faza gazoasă). Cu toate acestea, are încă o energie de disociere scăzută de numai 59 kJ·mol−1.teoria MO prezice corect că dilitiul este o moleculă stabilă cu ordinea legăturii 1 (configurația 1σg21σu22σg2). MOs 1s sunt complet umplute și nu participă la lipire.,

Dilitiu este un gaz-faza moleculă cu o mult mai mică rezistență a legăturii mult de dihidrogen, deoarece electronii 2s sunt mai îndepărtat de nucleu. Într-o analiză mai detaliată care ia în considerare mediul fiecărui orbital datorită tuturor celorlalți electroni, atât orbitalii 1σ au energii mai mari decât 1S AO, cât și 2σ ocupat este, de asemenea, mai mare în energie decât 2S AO (vezi Tabelul 1).,

DiboronEdit

MO diagrama pentru diboron (B-B, configurația electronică a 1σg21σu22σg22σu21πu2) necesită introducerea unui orbital atomic se suprapun model pentru p orbitali. Cele trei orbite p în formă de gantere au energie egală și sunt orientate reciproc perpendicular (sau ortogonal). P-orbitalii orientați în direcția z (pz) se pot suprapune final formând o legătură (simetrică) σ orbitală și un orbital molecular antibonding σ*., Spre deosebire de Sigma 1s MO, σ 2p are o densitate de electroni care nu leagă de fiecare parte a nucleelor, iar σ* 2p are o densitate de electroni între nuclee.celelalte două p-orbitale, py și px, se pot suprapune lateral. Orbitalul de legătură rezultat are densitatea electronică sub forma a doi lobi deasupra și dedesubtul planului moleculei. Orbitalul nu este simetric în jurul axei moleculare și, prin urmare, este un orbital pi. Orbitalul pi antibonding (de asemenea asimetric) are patru lobi care se îndepărtează de nuclee., Atât orbitalii py cât și px formează o pereche de orbitali pi egali în energie (degenerați) și pot avea energii mai mari sau mai mici decât cea a orbitalului sigma.

În diboron 1s și 2s electronii nu participă la unire, dar singur electroni în orbitalii 2p ocupa 2npy și 2npx MO rezultând bond ordinul 1. Deoarece electronii au energie egală (sunt degenerați), diboronul este un diradical și, deoarece rotirile sunt paralele, molecula este paramagnetică.,

În anumite diborynes bor atomi sunt încântați și pentru bond este de 3.

DicarbonEdit

Ca diboron, dicarbon (C-C configurație electronică:1σg21σu22σg22σu21πu4) este un gaz reactiv-faza moleculă. Molecula poate fi descrisă ca având două legături pi, dar fără o legătură sigma.,

DinitrogenEdit

Cu azot, vom vedea doi orbitali moleculari de amestecare și de energia de repulsie. Acesta este raționamentul pentru rearanjarea dintr-o diagramă mai familiară. Observați cum σ de la 2p se comportă mai mult ca și cum nu se leagă din cauza amestecării, la fel cu 2S σ. Acest lucru determină, de asemenea, un salt mare în energie în orbitalul 2P σ*. Ordinea de legătură a azotului diatomic este de trei și este o moleculă diamagnetică.,

pentru bond pentru diazot (1σg21σu22σg22σu21πu43σg2) este de trei pentru că doi electroni sunt acum, de asemenea, adăugat în 3σ MO. Diagrama MO se corelează cu spectrul fotoelectron experimental pentru azot. La 1 s electronii pot fi adaptate la un vârf la 410 eV (largă), la 2σg electroni la 37 eV (largă), la 2σu electroni de la ora 19 eV (dublet), la 1nu4 electroni la 17 eV (multiplets), și în cele din urmă 3σg2 la 15.5 eV (sharp).,

DioxygenEdit

Oxigenul are o setare similară a H2, dar acum avem în vedere 2s și 2p orbitali. Când creați orbitalii moleculari din orbitalii p, observați cele trei orbitali atomici împărțiți în trei orbitali moleculari, un σ degenerat individual și un orbital π dublu degenerat. O altă proprietate pe care o putem observa examinând diagramele orbitale moleculare este proprietatea magnetică diamagnetică sau paramagnetică., Dacă toți electronii sunt împerecheați, există o ușoară repulsie și este clasificată ca diamagnetică. Dacă sunt prezenți electroni nepereche, este atras de un câmp magnetic și, prin urmare, paramagnetic. Oxigenul este un exemplu de diatomic paramagnetic. De asemenea, observați că ordinea de legătură a oxigenului diatomic este de două.tratamentul mo al dioxigenului este diferit de cel al moleculelor diatomice anterioare, deoarece pσ MO este acum mai mic în energie decât orbitalii 2π. Acest lucru este atribuit interacțiunii dintre MO 2S și MO 2PZ., Distribuirea a 8 electroni pe 6 orbitali moleculari lasă ultimii doi electroni ca o pereche degenerată în orbitalii 2PN * antibonding rezultând un ordin de legătură de 2. Ca și în diboron, acești doi electroni nepereche au același spin în starea de bază, care este un oxigen paramagnetic diradical triplet. Prima stare excitată are ambii electroni HOMO împerecheați într-un orbital cu rotiri opuse și este cunoscut sub numele de oxigen singlet.,

pentru bond scade și obligațiuni lungime crește în ordinea O+
2 (112.2 pm), O
2 (121 pm), O−
2 (128 pm) și O2−
2 (149 pm).

Difluorine și dineonEdit

În difluorine încă doi electroni ocupă 2pn* cu o legătură de ordin 1., În dineon Ne
2 (ca cu dihelium) numărul de lipire electroni este egal cu numărul de antibonding electroni și această moleculă nu există.

Dimolybdenum și ditungstenEdit