Come disegnare sovrapposizioni di orbitali puri o ibridati per Br2 e NO +? Spiega la necessità per l'orbitale di un atomo di ibridarsi in base alle strutture di Lewis
Non c'è ibridazione orbitale in una di queste diatomee Composti.
Si noti che in molecole di diatomee lineari, la #p_z# orbitale sempre punti lungo l'asse internucleare, quindi deve contribuire a uno dei #sigma# obbligazioni.
Ho disegnato le sovrapposizioni di seguito nei diagrammi MO.
BROMO BONDING (DIATOMICO OMONUCLEARE)
Per qualificarti per il #"Br"_2#, è il più semplice dei due esempi. È un diatomica omonucleare, quindi tutti i suoi orbitali hanno un partner compatibile: #4p_x# con i #4p_x#, #4p_y# con i #4p_y#, Etc.
In questo caso, poiché ci sono solo due atomi, usano i loro orbitali compatibili con la più alta energia a #sigma# legame sull'asse internucleare. L'energia del #4s# l'orbitale atomico è #-"24.37 eV"#, e il #4p# sono orbitali atomici #-"12.49 eV"# in energia (Chimica inorganica, Miessler et al., Tabella 5.2).
Ogni bromo ne donerebbe uno #mathbf(4p_z)# elettrone per formare un #sigma#-orbitale orbitale.
Di conseguenza, qui non c'è ibridazione orbitale.
Ecco il Diagramma MO sotto (ho dovuto disegnarlo da solo poiché non riuscivo a trovarne uno online; il #pi_(4px)# e #pi_(4py)# orbitali --- la #1b_(3u)# e #1b_(2u)#--- sono molto vicini in energia al #sigma_(4pz)#, la #1b_(1u)#):
Certo, non lo è #"Br"_2#l 'orbitale molecolare più occupato (sarebbe il #pi_(4px)^"*"# e #pi_(4py)^"*"#---il #1b_(3u)# e #1b_(2u)#), ma dal momento che sia il legame e l'anti-condensa #pi# gli orbitali molecolari sono occupati, è il #sigma_(4p_z)# (#1b_(1u)#) che partecipa al #sigma# legame.
Dovresti notare che il #1b_(1u)# orbitale è il #sigma_(4pz)# bonding orbitale, ma il #2b_(1u)#---il #sigma_(4pz)^"*"# antilegame orbitale --- non ha elettroni, quindi non contribuisce al #sigma# legame. Se lo facesse, #"Br"_2# non esisterebbe.
quindi, il #sigma_(4pz)# infatti è l'orbitale molecolare che rappresenta il singolo legame #"Br"_2#.
NO#""^(mathbf(+))# INCOLLAGGIO (DIATOMICO ETERONUCLEARE)
#"NO"^(+)#d'altra parte, è un diatomica eteronucleare. Dal momento che è anche diatomico, lo fa anche non bisogno di ibridare.
Tutti gli orbitali dell'azoto sono compatibili con gli orbitali dell'ossigeno nell'energia (e nella simmetria, ma questo è meno cruciale per la nostra comprensione per l'educazione a livello di Chimica Generale).
The Diagramma MO for neutro #"NO"# è come segue (Chimica Inorganica, Miessler et al., Ch. 5, tasto di risposta):
(Ho sovrapposto alcune rappresentazioni orbitali al diagramma originale e ho aggiunto simmetrie ed energie.)
Se consideriamo #"NO"^(+)#, rimuoviamo l'elettrone dall'orbitale molecolare più occupato, quindi estraiamo quello dall' #pi_(2px)^"*"# orbitale anti-condensa (#2b_1#) per formare #"NO"^(+)#.
A questo punto, i suoi legami sono aumentati in forza. L'ordine obbligazionario è cambiato da:
#(8 - 3)/2 = 2.5#
di:
#(8 - 2)/2 = 3#
Quindi sappiamo che ha un triplo legame. Ciò significa che ha bisogno di tre orbitali forniti da ciascun atomo.
Ci sono due elettroni nel #sigma_(2pz)# orbitale molecolare (#3a_1#) e ci sono due elettroni ciascuno nel #pi_(2px)# (#1b_1#) e #pi_(2py)# (#1b_2#) orbitali molecolari.
#"NO"^(+)# pertanto ne utilizza due #2p_x# orbitali atomici, due #2p_y# orbitali atomici e due #2p_z# orbitali atomici da legare.
Di conseguenza, qui non c'è ibridazione orbitale.
Ogni #sigma#-bonding pair contribuisce a a #sigma# legame e ciascuno #pi#-bonding pair contribuisce a a #pi# legame. Ciò spiega il triplo legame: uno #sigma# e due #pi# obbligazioni.