Come si disegna da zero il diagramma MO per # "O" _2 #?
Per disegnare a orbitale molecolare (MO) diagramma, devi considerare quale orbitali atomici (AO) della molecola.
SCHEMA ORBITALE ATOMICO PER ATOM DI OSSIGENO
Ossigeno atomo è nel periodo 2, quindi ha accesso al suo #1s#, #2s# e #2p# AO. Le loro energie relative sono #mathbf(2p > 2s)# #mathbf(">>")# #mathbf(1s)#.
(L' #1s# è molto, molto più basso di energia rispetto al #2s#, e di solito non è nemmeno sul diagramma MO se fatto in scala).
Quindi, nota che ossigeno atomo ha #8# elettroni totali (incluso il nucleo), quindi riempi gli AO #8# elettroni secondo:
- La regola di Hund (massimizza il numero di elettroni spaiati).
- The Principio di Aufbau (riempire gli orbitali dalla più bassa alla più alta energia).
- The Principio di esclusione di Pauli (gli elettroni accoppiati sono opposti in "rotazione" o direzione).
Se non sei sicuro di nessuna di queste regole o principi, dovresti chiedere ulteriori chiarimenti, poiché presumo che tu abbia già familiarità con questi.
A questo punto, abbiamo il Diagramma AO come segue per entrambi gli atomi di ossigeno:
DETERMINAZIONE DELLE INTERAZIONI ORBITALI ATOMICHE
Successivamente, considera quali orbitali possono interagire insieme. Ciò significa quali possono sovrapposizione per creare un efficace legame.
Per un molecola diatomica omonucleare piace #"O"_2#, questo è semplice; basta scegliere gli orbitali simili guardare e energia. Così il #2s# interagisce con il #2s#, e il #2p# interagisce con il #2p#, Etc.
Queste interazioni generano quelli che vengono chiamati orbitali molecolari e lo faranno conservare il numero di orbitali. Ciò significa con #mathbf(10)# AO dentro, ottieni #mathbf(10)# MO fuori---#5# per ossigeno. Quindi disegneremo #10# MOs presto.
TIPI DI MOS DA DISEGNARE
Successivamente, ricorda che esiste bonding (#sigma#, #pi#, ecc.) e antilegame (#sigma^"*"#, #pi^"*"#, ecc.) orbitali. Il primo è stabilizzato (inferiore in energia) rispetto agli AO, e quest'ultimo è destabilizzato (maggiore in energia) rispetto agli AO.
Quando consideriamo queste interazioni, vedremo il #ns# interazioni (sigma, frontali):
e leggermente più complicato #np# Interazioni (pi, sidelong e sigma, front-on):
Con #"O"_2#, l'ordinamento orbitale è normale (con #"N"_2# è più strano e dovresti chiedere al tuo insegnante un "effetto di miscelazione orbitale" se vuoi sapere perché). "Normale" significa che lo è proprio come cosa ti sto mostrando qui.
Quindi, quando combiniamo ciò che vediamo qui nel diagramma completo, per prima cosa otteniamo:
E poi quando noi riempire i MO esattamente #16# gli elettroni totali hanno contribuito da entrambi gli ossigeni, secondo il stesse tre regole e principi definito per il diagramma AO, otteniamo:
Ricorda che era per #"O"_2#!
- Per modificare il diagramma per #"O"_2^(+)#, rimuovi semplicemente uno degli elettroni a più alta energia.
- Per modificare il diagramma per #"O"_2^(-)#, aggiungi semplicemente un elettrone al MO ad alta energia.
Se hai ancora domande e se questo è ancora confuso, basta chiedere.