משתמש:אסף השני/תרשים אורביטלים מולקולריים

תרשים אורביטלים מולקולריים , או דיאגרמת MO , הוא כלי לתיאור איכותי של קשר כימי במולקולות במונחים של תיאוריה אורביטלית מולקולרית בכלל והשילוב הליניארי של שיטת אורביטלים אטומית (LCAO) בפרט. עיקרון יסודי של תיאוריות אלה הוא שכאשר אטומים נקשרים ליצירת מולקולות, מספר מסוים של אורביטלים אטומיים (להלן AO) משתלבים ויוצרים את אותו מספר של אורביטלים מולקולריים (להלן MO) , והאלקטרונים המעורבים עשויים להיות מופצים מחדש בין האורביטלים. כלי זה מתאים במיוחד למולקולות דיאטומיות פשוטות כגון H₂ , O₂ , או מולקולות פשוטות כמו פחמן דו חמצני, אך הופך למורכב יותר גם כאשר מדובר במולקולות פוליאטומיות פשוטות יחסית, כגון מתאן . תרשימי MO יכולים להסביר מדוע חלק מהמולקולות מתקיימות ואחרות לא, ולחזות את חוזק הקשר ומעברים אלקטרוניים אפשריים.

יסודות

דיאגרמות MO הן דיאגרמות של רמות האנרגיה המולקולריות של האורביטל המולקולרי (MO), שמיוצגות על ידי קווים אופקיים קצרים במרכז, ולצידן רמות האנרגיה של האורביטלים האטומיים, (AO) לשם השוואה, כאשר רמות האנרגיה גבוהות יותר בתרשים מסמנות רמות אנרגטיות יותר. קווים, לעתים קרובות קווים אלכסוניים מקווקווים, מחברים בין רמות האנרגיה של האורביטלים המולקולריים לבין רמות האנרגיה של האורביטלים האטומיים המרכיבים אותם. רמות אנרגיה מנוונות מוצגות בדרך כלל זו לצד זו. רמות AO ו- MO מתמלאות באלקטרונים על-ידי עקרון אי-הכללת פאולי. האלקטרונים מיוצגים בתרשים על ידי חצים אנכיים קטנים שהכיוונים שלהם מצביעים על ספיני האלקטרון . AO או MO צורות עצמם לעתים קרובות לא מוצגים על דיאגרמות אלה. עבור מולקולה דיאטומית , דיאגרמת MO מציגה באופן יעיל את האנרגטיקה של הקשר בין שני האטומים, שאנרגיותיהם חסרות השמנת AO מופיעות בצדדים. עבור מולקולות polyatomic פשוט עם "אטום מרכזי" כגון מתאן ( CH

</br> ₄ ) או פחמן דו חמצני ( CO

</br> ₂ ), דיאגרמת MO עשוי להראות אחד האג"ח זהה האטום המרכזי. עבור מולקולות פוליאטומיות אחרות, דיאגרמת MO עשויה להראות קשר אחד או יותר במולקולות, ומשאירה אחרים לפשטות. לעתים קרובות אפילו עבור מולקולות פשוטות, רמות AO ו- MO של האורביטלים הפנימיים והאלקטרונים שלהם עשויים להיות מושמטים מתרשים לפשטות.

בתיאוריה של תאוריית המולקולה של המולקולה המולקולרית על ידי חפיפה בין אורביטלים אטומיים . מאחר שקשרי σ חפיפה גדולה יותר מאשר π , σ מליטה ו - σ * אורביטלים נוגדי התוואי מכילים פיצול אנרגיה גדול יותר (הפרדה) מאשר אורביטלים π ו- π *. האנרגיה האטומית האטומית מתואמת עם electronegativity כמו אטומים electronegative יותר להחזיק האלקטרונים שלהם חזק יותר, להנמיך את האנרגיות שלהם. שיתוף של אורביטלים מולקולריים בין אטומים חשוב יותר כאשר האורביטלים האטומיים יש אנרגיה דומה; כאשר האנרגיות שונות זו מזו במידה רבה, האורביטלים נוטים להיות ממוקמים באטום אחד, ומצב החיבור הופך ליוני . תנאי נוסף לחפיפה בין מסלול אורביטלי אטומי הוא שיש להם אותה סימטריה.

[[File:Dihydrogen-MO-Diagram.svg|מרכז|400x400 פיקסלים| מי דיאגרמת מימן
מו דיאגרמה של די - הידרוגן. כאן האלקטרונים מוצגים על ידי נקודות.

שני אטומי אטומי יכולים לחפוף בשתי דרכים בהתאם ליחסים הפאזה שלהם. השלב של מסלול אוראלי הוא תוצאה ישירה של תכונות דמויי גל של אלקטרונים. ב ייצוגים גרפיים של אורביטלים, שלב מסלולית מתואר גם על ידי סימן פלוס או מינוס (אשר אין כל קשר למטען חשמלי ) או על ידי הצללה אונה אחת. לסימן של השלב עצמו אין משמעות פיזית אלא כאשר מערבבים אורביטלים ליצירת אורביטלים מולקולריים.

שני אורביטלים סימן זהה יש חפיפה בונה להרכיב מסלול מולקולרי עם עיקר צפיפות האלקטרונים הממוקמת בין שני הגרעינים. מו זה נקרא מסלול מליטה ואת האנרגיה שלה הוא נמוך יותר מאשר המקורי של האטום אורביטלים. הקשר בין אורביטלים מולקולריים אשר סימטריים ביחס לסיבוב סביב ציר הקשר נקרא קשר סיגמא ( σ -bond). אם השלב משתנה, הקשר הופך לאג"ח pi ( π -bond). תוויות סימטריה מוגדרות עוד יותר אם המסלול שומר על אופיו המקורי לאחר היפוך על מרכזו; אם כן, הוא מוגדר gerade , g . אם המסלול אינו שומר על אופיו המקורי, הוא אינו מסודר , u .

אטומים אורביטליים יכולים גם לקיים אינטראקציה עם כל אחד אחר שלב אשר מוביל לביטול הרסני ולא צפיפות אלקטרונים בין שני גרעינים על מה שנקרא מטוס כווני מתואר כמו קו מקווקו בניצב. ב -bonding מוטיב זה -bonding אנטי מליטה עם אנרגיה הרבה יותר גבוה מאשר AO המקורי, כל האלקטרונים הנוכחי נמצאים באונות הצבעה הרחק הציר הגרעיני המרכזי. עבור מסלול מקביל σ- bonding, מסלול כזה יהיה סימטרי אבל מובחן ממנו על ידי כוכבית כמו σ * . עבור π- Bond, מליטה מקבילה ואורביטלים אנטי-יונדונליים לא יהיו סימטריה כזו סביב ציר הקשר ויועדו π ו- π * , בהתאמה.

השלב הבא בבניית דיאגרמת MO הוא מילוי אורביטלים מולקולריים החדש שנוצר עם אלקטרונים. שלושה כללים כלליים חלים:

• עיקרון Aufbau קובע כי אורביטלים מלאים החל באנרגיה הנמוכה ביותר
• עקרון ההדרה של פאולי קובע כי המספר המרבי של אלקטרונים הכובשים מסלולית הוא שני, עם ספינים מנוגדים
• %27s_rule הכלל של Hund קובע כי כאשר ישנם מספר MO של עם אנרגיה שווה, האלקטרונים לתפוס את אחד של MO בכל פעם לפני שני אלקטרונים לכבוש MO זהה.

מלא MO הגבוהה ביותר באנרגיה נקרא /LUMO הגבוה ביותר הכבושה מולקולרית מסלולית או HOMO ו- MO ריק רק מעל זה אז את /LUMO המסלול הכי נמוך מולקולרית אורקל או LUMO. האלקטרונים ב מליטה של MO נקראים אלקטרונים מליטה וכל האלקטרונים של מסלול נגד antibonding ייקרא אלקטרונים antibonding . הירידה באנרגיה של האלקטרונים האלה היא הכוח המניע ליצירת היווצרות כימית. כאשר ערבוב עבור מסלול אטומי אינו אפשרי מסיבות של סימטריה או אנרגיה, נוצר חיבור -bonding_orbital לא מליטה , אשר לעתים קרובות דומה למדי ויש לו רמת אנרגיה שווה או קרוב AO המרכיבים שלה, ולכן לא תורם אנרגטיקה מליטה. תצורת האלקטרון שהתקבלה ניתן לתאר במונחים של סוג קשר, זוגיות תפוסה _גרם 1σ dihydrogen דוגמא ^2. לחלופין ניתן לכתוב כסמל מונח מולקולרי למשל ¹ Σ _g ⁺ עבור דיהידרוגן. לפעמים, האות n משמש כדי לייעד מסלול שאינו מליטה.

עבור אג"ח יציבה, סדר האג"ח , המוגדר כ

()

חייב להיות חיובי.

סדר יחסי האנרגיות MO ותפוסה מתאים עם מעברים אלקטרוניים שנמצאו photelectron ספקטרוסקופיה (PES). בדרך זו ניתן לבדוק באופן ניסיוני MO התיאוריה. באופן כללי, מעברי PES חדים מצביעים על אלקטרונים שאינם מתפתחים, ורצועות רחבות מעידות על קשר בין אלקטרונים מלוטשים. להקות יכול לפתור לתוך מבנה בסדר עם spacings המקביל מצבי רטט של קטיון מולקולרי (ראה %E2%80%93Condon_principle עקרון פרנק קונדון ). אנרגיות PES שונות אנרגיות יינון המתייחס האנרגיה הדרושה כדי להפשיט את n th אלקטרון לאחר n הראשון - 1 אלקטרונים הוסרו. דיאגרמות MO עם ערכי אנרגיה ניתן להשיג מתמטית באמצעות השיטה %E2%80%93Fock_method Hartree-Fock . נקודת המוצא עבור כל דיאגרמת MO היא גיאומטריה מולקולרית מוגדרת מראש עבור המולקולה המדוברת. מערכת יחסים מדויקת בין גיאומטריה לאנרגיות מסלוליות ניתנת בדיאגרמות וולש .

sp ערבוב

התופעה של ערבוב sp מתרחשת כאשר האורביטלים המולקולריים של אותה סימטריה שנוצרו משילוב של אורביטלים אטומיים 2 ו 2p קרובים מספיק באנרגיה כדי לקיים אינטראקציה נוספת, מה שעלול להוביל לשינוי בסדר הצפוי של האנרגיות המסלוליות. כאשר אורביטלים מולקולריים נוצרים, הם מתקבלים מתמטית משילובים ליניאריים של האורביטלים האטומיים המתחילים. באופן כללי, על מנת לחזות את האנרגיות היחסיות שלהם, מספיק לשקול רק מסלול אחד אטומי מכל אטום כדי ליצור זוג של אורביטלים מולקולריים, כמו תרומות של אחרים הם זניחים. לדוגמה, ב dioxygen 3σ _G מו יכול להיות נחשב בצורה גסה להיות נוצרו מתוך אינטראקציה של חמצן 2p _z AOs בלבד. היא נמצאה נמוכה באנרגיה מאשר 1π _u MO, הוא בניסוי והן מודלים חישוביים מתוחכמים יותר, כך שההסדר הצפוי של מילוי הוא _גרם 3σ לפני 1π _u. מכאן שהקירוב להתעלם מהשפעות של אינטראקציות נוספות הוא תקף. עם זאת, תוצאות הניסוי חישובית עבור diatomics homonuclear מ Li ₂ ל N ₂ ושילובים heteronuclear מסוימים כגון CO ו- NO להראות כי MO 3σ _g גבוה ב אנרגיה מאשר (ולכן מולא אחרי) את 1π _u MO. זה יכול להיות רציונלי כמו הראשון קירוב 3 _{ג '} יש סימטריה מתאימה כדי לתקשר עם 2 _ג' מליטה MO נוצר מן AOs 2. כתוצאה מכך, 2 _{גרם g} הוא הוריד באנרגיה, בעוד 3σ _גרם הוא הרים. עבור המולקולות הנ"ל זה מוביל את 3 _{G גרם} להיות גבוה יותר מאשר אנרגיה מ 1 _{u u} MO, שבו הוא ערבוב sp הוא בולט ביותר. כמו כן, אינטראקציה בין 2 _U * ו 3 _{U U} * MO מוביל לירידה באנרגיה של לשעבר גידול האנרגיה של האחרון. עם זאת זה פחות חשוב מאשר אינטראקציה של מליטה MO.

דיאטות דיאטומטיות MO

דיאגרמה diatomic המולקולרי מסלולית משמש כדי להבין את (chemistry) מליטה של מולקולה diatomic . דיאגרמות MO ניתן להשתמש כדי להסיק תכונות מגנטיות של מולקולה וכיצד הם משתנים עם יינון . הם גם נותנים תובנה סדר האג"ח של המולקולה, כמה קשרים משותפים בין שני האטומים.

האנרגיות של האלקטרונים מובנות עוד יותר על ידי יישום %C3%B6dinger_equation משוואת שרדינגר למולקולה. מכניקת הקוונטים מסוגלת לתאר את האנרגיות בדיוק למערכות אלקטרוניות בודדות, אך ניתן להשוות אותן במדויק למערכות אלקטרוניות מרובות באמצעות -Oppenheimer_Approximation קירוב בורן-אופנהיימר , כך שהגרעינים יניחו נייחים. השיטה LCAO-MO משמש יחד כדי לתאר עוד יותר את מצב המולקולה.

מולקולות דיאטומיות מורכבות מקשר בין שני  אטומים בלבד.  הם יכולים להיפרד לשתי קטגוריות: homonuclear and heteronuclear.  מולקולה דיאטומית הומוגרעינית מורכבת מאלפיים אטומים מאותו  אלמנט .  דוגמאות הן  H 2 ,  O 2 ו-  N 2 .  מולקולה דיטרומית גרעינית מורכבת משני אטומים של שני אלמנטים שונים.  דוגמאות כוללות  CO ,  HCl ו-  NO . 

דיהידרוגן

[[File:H2modiagramCR.jpg|ממוזער| H2 תרשים מולקולרית מולקולרית [[File:MO_diagram_dihydrogen.png|ימין|ממוזער| מו דיאגרמה של דיהידרוגן [[File:MO_diagram_dihydrogen_bond_break.png|ימין|ממוזער| שבירת בונד דיאגרמה MO היישום של התיאוריה MO עבור תוצאות דיהידרוגן שיש שני אלקטרונים ב MO מליטה עם תצורת אלקטרונים ¹ _ג ² . סדר האג"ח של דיהידרוגן הוא (2-0) / 2 = 1. ספקטרום הפוטואלקטרון של דיהידרוגן מראה קבוצה אחת של multiplets בין 16 ו 18 eV (אלקטרונים וולט).

דיאגרמת מו דיהידרוגן עוזר להסביר כיצד הקשר נשבר. כאשר מיישמים אנרגיה כדי דיהידרוגן, מעבר אלקטרוני מולקולרי מתרחש כאשר אחד האלקטרון ב MO מליטה מקודם כדי MO antibonding. התוצאה היא כי אין עוד רווח נטו באנרגיה.

הסופרפוזיציה של שני האטומים האטומיים מובילה להיווצרות האורביטלים המולקולריים σ ו- σ. שני אורביטלים אטומיים בשלב ליצור צפיפות אלקטרונים גדולה יותר, אשר מוביל אל מסלול אוראלי. אם שני האורביטלים של שני הם לא בשלב, הצומת ביניהם גורם קפיצה באנרגיה, המסלול σ *. מתוך התרשים ניתן להסיק את סדר האג"ח , כמה קשרים נוצרים בין שני האטומים. עבור מולקולה זו היא שווה לאחת. סדר בונד יכול גם לתת תובנה עד כמה קרוב או מתוח הקשר הפך אם מולקולה הוא מיונן.

דילית ודיבריליום

דיהליום (He-He) הוא מולקולה היפותטית ותיאוריה של MO עוזרת להסביר מדוע דילית אינה קיימת בטבע.  תרשים הדיאגרמה של דיה נראה דומה מאוד לזה של דיהידרוגן, אבל כל הליום יש שני אלקטרונים ב 1s שלה מסלולית אטומית ולא אחת עבור מימן, אז יש עכשיו ארבעה אלקטרונים למקום החדש שנוצר מולקולרית אורביטלים. 

[[File:MO_diagram_dihelium.png|מרכז|ממוזער|300x300 פיקסלים| מו דיאגרמה של דיהליום הדרך היחידה להשיג זאת היא על ידי כיבוש הן של אורביטלים מליטה ו antibonding עם שני אלקטרונים, אשר מקטין את האג"ח (2-2) / 2) לאפס וביטול ייצוב האנרגיה נטו. עם זאת, על ידי הסרת אלקטרון אחד מן הדיה, הגז יציב שלב מינים הוא ⁺

</br> ₂ יון נוצר עם בונד 1/2.

מולקולה אחרת, כי הוא מונע על בסיס עיקרון זה הוא diberyllium . בריליום יש תצורה אלקטרונים 1s ² 2s ² , אז יש שוב שני אלקטרונים ברמת הערכיות. עם זאת, 2s יכול לערבב עם 2p אורביטלים ב diberyllium, בעוד אין אורביטלים p ברמת הערכיות של מימן או הליום. ערבוב זה הופך את המסלול 1σ _u המסלול מעט פחות antibonding מאשר מליטה 1σ _g מסלולית מליטה, עם אפקט נטו כי תצורה שלמה יש אופי מליטה קלה. מכאן המולקולה diberyllium קיים (ו נצפתה בשלב הגז). עם זאת עדיין יש אנרגיית דיסוציאציה נמוכה של רק 59   kJ · mol ^-1 .

דיליתיום

תיאוריית MO נכונה מנבא כי דיליתיום הוא מולקולה יציבה עם סדר האג"ח 1 (תצורה 1σ _g ² 1σ _u ² 2σ _g ² ). 1s MOs מלאים לחלוטין ולא להשתתף מליטה. [[File:MO_diagram_dilithium_molecule.png|מרכז|ממוזער|300x300 פיקסלים| דיאגרמת MO של דיליתיום דיליתיום הוא מולקולת פאזה של גזים עם חוזק קשר נמוך בהרבה מאשר דיהידרוגן מכיוון שהאלקטרונים של 2 הוסרו עוד יותר מן הגרעין. בניתוח מפורט יותר אשר מחשיב את הסביבה של כל מסלולו של כל אלקטרונים אחרים, הן אורביטלים 1σ יש אנרגיות גבוהות יותר מאשר AO 1 ו 2σ הכבושה הוא גם גבוה יותר מאשר אנרגיה AO 2 (ראה טבלה 1) .

דיבורון

התרשים MO עבור diboron (BB, _גרם 1σ תצורת אלקטרונים ² 1σ _u ² 2σ _גרם ² 2σ _u ² 1π _u ²⁾ מחייב את ההקדמה של מודל החפיפה אורביטל אטומי עבור אורביטלים p . השלוש משקולת p-אורביטלי -shaped יש אנרגיה שווה מכוון הדדית בניצב (או orthogonally ). P- אורביטלים בכיוון z- כיוון (p _z ) יכול לחפוף סוף על יצירת מליטה (סימטרי) σ Orbital ו antibonding σ * מסלול מולקולרי. בניגוד ל- sigma 1s MO, ל- σ 2p יש צפיפות אלקטרונים לא מליטה בכל צד של הגרעינים ו- σ * 2p יש צפיפות אלקטרונים בין הגרעינים.

שני p-Orbitals אחרים, p _y ו- p _x , יכולים לחפוף בצד. כתוצאה מכך, יש לנו את הצפיפות האלקטרונית בצורת שתי אונות מעל ומתחת למישור המולקולה. המסלול אינו סימטרי סביב הציר המולקולרי ולכן הוא מסלול פי . לחלל הביולוגי האנטי-נוגדני (גם אסימטרי) יש ארבע אונות המכוונות מן הגרעינים. הן p _y ו- p _x אורביטלים יוצרים זוג אורביטלים pi שווים באנרגיה ( מנוונת ) ויכולים לקבל אנרגיות גבוהות או נמוכות יותר מאלה של מסלול הסיגמא.

בשנת diboron 1s ו 2S אלקטרונים אינם המשתתפים מליטים אבל האלקטרונים היחידים 2P אורביטלים לכבוש את _y 2πp ואת 2πp _x MO של וכתוצאה מכך אג"ח סדר 1. בגלל האלקטרונים יש אנרגיה שווה (הם מנוונים) diboron הוא diradical ומכיוון ספינים מקבילים המולקולה היא פרמגנטית . [[File:MO_diagram_diboron.png|מרכז|ממוזער|400x400 פיקסלים| מו דיאגרמה של דיבורון ב diborynes מסוימים אטומי בורון נרגשים צו האג"ח הוא 3.

דיקרבון

כמו diboron, dicarbon (CC תצורת האלקטרון : 1σ _גרם ² 1σ _u ² 2σ _גרם ² 2σ _u ² 1π _u ⁴⁾ הוא מולקולה גז-שלב תגובתי. ניתן לתאר את המולקולה כבעלת שני קשרים של פיי, אך ללא קשר סיגמא.

דיניטרוגן

[[File:N2MolecularDiagramCR.jpg|ממוזער| N2 תרשים מולקולרית מולקולרית עם חנקן, אנו רואים את שני אורביטלים מולקולריים ערבוב ודחייה האנרגיה. זוהי הסיבה לסידור מחדש מתרשים מוכר יותר. שימו לב איך σ מ 2p מתנהג יותר שאינם מליטה כמו בשל ערבוב, אותו עם 2s σ. זה גם גורם קפיצה גדולה באנרגיה של 2p σ * מסלולית. סדר האג"ח של חנקן דיאטומי הוא שלושה, והוא מולקולה diamagnetic.

צו האג"ח עבור dinitrogen (1σ _גרם ² 1σ _u ² 2σ _גרם ² 2σ _u ² 1π _u ⁴ 3σ _g ²⁾ הוא שלושה בגלל שני אלקטרונים עכשיו גם הוסיפו את MO 3σ. דיאגרמת MO מקושרת עם ספקטרום פוטואלקטרון ניסיוני עבור חנקן. האלקטרונים 1σ ניתן להתאים לשיא ב 410 eV (רחבה), האלקטרונים 2σ _גרם ב 37 eV (רחבה), האלקטרונים _u 2σ ב 19 eV (כפיל), את 1π _u ⁴ אלקטרונים ב 17 eV (multiplets), ולבסוף 3 _{ג '} ² ב 15.5 eV (חד).

חמצן

[[File:O2MolecularDiagramCR.jpg|ממוזער| O2 תרשים מולקולרית מולקולרית חמצן יש הגדרה דומה H ₂ , אבל עכשיו אנחנו רואים 2s ו 2p אורביטלים. בעת יצירת האורביטלים המולקולריים מן האורביטלים p, שים לב לשלושת האורביטלים האטומיים המתחלקים לשלוש אורביטלים מולקולריים, σ ניוון בודד ומסלול כפול π. תכונה נוספת שאנו יכולים לבחון על ידי בדיקת דיאגרמות מסלוליות מולקולריות היא המאפיין המגנטי של diamagnetic או פרמגנטי . אם כל האלקטרונים הם זוג, יש דחייה קלה והוא מסווג כמו diamagnetic. אם אלקטרונים לא מזוהמים נמצאים, זה נמשך לשדה מגנטי, ולכן פרמגנטי. חמצן הוא דוגמה של דיאטומית פרמגנטית. כמו כן, שים לב סדר האג"ח של חמצן דיאטומי הוא שני.

הטיפול ב- Doxygen שונה מזה של המולקולות הדיאטומיות הקודמות, משום שה- pσ MO נמוך כעת באנרגיה מאשר האורביטלים 2π. זו מיוחסת האינטראקציה בין MO 2s ואת 2P MO _z. הפצת 8 אלקטרונים מעל 6 אורביטלים מולקולריים משאיר את שני האלקטרונים הסופי כמו זוג מנוון ב 2pπ * antibonding אורביטלים וכתוצאה מכך סדר האג"ח של 2. כמו diboron, אלה שני אלקטרונים לא מזויפים יש את הספין אותו במצב הקרקע, שהוא פרמגנטי diradical משולש חמצן . המדינה הראשונה נרגשת יש אלקטרונים HOMO לזווג אחד מסלולית עם ספינים מנוגדים, והוא ידוע כמו חמצן סינגלט . [[File:MO_diagram_dioxygen.png|מרכז|ממוזער|400x400 פיקסלים| MO דיאגרמה של שלוש שכבות קרקע המדינה סדר האג"ח יורד ואורך האג"ח גדל בסדר O ⁺

</br> ₂ (112.2), O

</br> ₂ (121), O ^-

</br> ₂ (128) ו O ^2-

</br> ₂ (149).

דיפלואורין ודינון

[[File:MO_diagram_difluorine.svg|מרכז|ממוזער|400x400 פיקסלים| מו דיאגרמה של difluorine ב דילואורין שני אלקטרונים נוספים לכבוש את 2pπ * עם צו האג"ח של 1. ב Dineon Ne

</br> ₂ (כמו עם דילית) מספר אלקטרונים מליטה שווה את מספר האלקטרונים antibonding ואת המולקולה הזו אינה קיימת.

Dimolybdenum ו ditungsten

[[File:MolybdenumMOdiagram.png|מרכז|ממוזער|400x400 פיקסלים| מו דיאגרמה של dimolybdenum Dimolybdenum ( מו ₂ ) הוא ראוי לציון שיש קשר sextuple . זה כולל שתי אגודות סיגמא (4d _{z ²} ו- 5s), שני איגרות pi (באמצעות 4d _xz ו 4 _yz ), ושני קשרים דלתא (4d _{x ²   -   y ²} ו- 4d _xy ). Ditungsten ( W ₂ ) יש מבנה דומה.

סקירה האנרגיות MO

טבלה 1 מציגה סקירה של האנרגיות MO עבור המולקולות הדיאטומיות בשורה הראשונה מחושב על ידי השיטה -Fock_method Hartree-Fock-Roothaan , יחד עם אנרגיות מסלוליות אטומית.

שולחן 1. אנרגיות מו לחישוב למולקולות דיאטומיות בהארטריס
H 2	Li 2	ב 2	C 2	N 2	O 2	F 2
1σ g	-0.5969	-2.4523	-7.7040	- 11.3598	- 15.6820	- 20.7296	-26.4289
1σ u	-2.4520	-7.7032	-1.3575	-15.6783	20.7286	-26.4286
2σ g	-0.1816	-0.7057	-4.0613	-4.7736	-1.6488	-1.7620
2σ u	-0.3637	-0.5172	-0.7780	-1.0987	-4.7997
3σ g	-0.6350	-0.7358	-0.7504
1π u	-0.3594	-0.4579	-0.6154	-0.7052	-0.8097
1π g	-0.5319	-0.6682
1s (AO)	-0.5	-2.4778	-7.6953	-1,1255	-15.6289	20.6686	-26.3829
2s (AO)	-0.1963	-0.4947	-0.7056	-0.9452	.1.2443	-1.5726
2p (AO)	-0.3099	-0.4333	-0.5677	-0.6319	-0.7300

דיאטומית גרעינית

במולקולות דיאטומיות גרעיניות, ערבוב של אורביטלים אטומיים מתרחש רק כאשר ערכי electronegativity דומים. ב פחמן חד חמצני (CO, isoelectronic עם דיניטרוגן) חמצן 2s מסלולית נמוך בהרבה באנרגיה מאשר פחמן 2s מסלולית ולכן מידת ערבוב נמוכה. 1σ תצורת אלקטרוני ² 1σ * ² 2σ ² 2σ * ² 1π ⁴ 3σ ² זהה לזה של חנקן. האותיות G ו- U אינן חלות עוד כי למולקולה אין מרכז סימטריה.

ב מימן פלואוריד (HF), מימן 1s המסלול יכול לערבב עם פלואור 2p _z מסלולית כדי ליצור קשר סיגמה, כי הניסוי האנרגיה של 1s של מימן דומה עם 2P של פלואור. 1σ תצורת אלקטרוני HF ² 2σ ² 3σ ² 1π ⁴ משקף כי האלקטרונים האחרים נשארים שלושה זוגות בודדים וכי סדר הקשר הוא 1.

האטום החשמלי יותר הוא נרגש יותר משום שהוא דומה יותר באנרגיה לחלל האטומי שלו. זה גם חשבונות עבור רוב שליליות אלקטרונים המתגוררים סביב מולקולה electronegative יותר. החלת השיטה LCAO-MO מאפשרת לנו להתרחק מבנה סטטי יותר בסגנון לואיס סוג ולמעשה חשבון מגמות תקופתיות המשפיעות על תנועת האלקטרון. אורביטלים שאינם מלוכדים מתייחסים לזוגות בודדים הנראים על אטומים מסוימים במולקולה. הבנה נוספת של העוצמה ברמת האנרגיה יכולה להיות נרכשת על ידי להתעמק בכימיה קוונטית; ניתן ליישם את משוואת שרדינגר כדי לנבא תנועה ולתאר את מצב האלקטרונים במולקולה.

לא

[[File:NOmodiagramCR.jpg|ממוזער| NO תרשים מולקולרית מולקולרית תחמוצת החנקן היא מולקולה הטרונוגרפית שמייצרת תערובת. בניית דיאגרמת MO שלה היא זהה עבור מולקולות homonuclear. יש לה אג"ח של 2.5 והיא מולקולה פרמגנטית. ההבדלים באנרגיה של האורביטלים 2s הם שונים דיים שכל אחד מהם מייצר אורביטלים σ הלא מליטה שלו. שים לב זה הוא דוגמה טובה של ביצוע NO ⁺ מיונן לייצב את הקשר וליצור קשר משולש, גם שינוי המאפיין המגנטי כדי diamagnetic.

HF

[[File:HFmodCR.jpg|ממוזער| HF תרשים מולקולרית מולקולרית חומצה הידרופלואורית היא דוגמה נוספת למולקולה הומוגנית. זה קצת שונה כי מסלול π הוא לא מליטה, כמו גם את 2s σ. מן המימן, האלקטרונים 1 valence שלו אינטראקציה עם אלקטרונים 2p של פלואור. מולקולה זו היא diamagnetic ויש לה אג"ח של אחד.

מולקולות טריאטומיות

פחמן דו חמצני

פחמן דו חמצני , CO 

 </br> 2 , היא  מולקולה ליניארית עם סך של שש עשרה  אלקטרונים מליטה  בקליפה הערכיות שלה.  פחמן הוא האטום המרכזי של המולקולה, וציר ראשי, ציר ה- z, מתואר כציר יחיד העובר במרכז הפחמן ושני אטומי החמצן.  עבור קונבנציות, אונות כדוריות אטומיות כחולות הן שלבים חיוביים, אורביטלים אטומים אדומים הם שלבים שליליים, ביחס לפונקציית הגל מהפתרון של %C3%B6dinger_equation משוואת שרדינגר .   ב פחמן דו חמצני פחמן 2s (-19.4 eV), פחמן 2p (-10.7 eV), ואת חמצן 2p (-15.9 eV)) האנרגיות הקשורות האטומים האטומיים נמצאים בקרבה ואילו אנרגיה חמצן 2 (-32.4 eV) שונה .  

פחמן וכל אטום חמצן יהיה מסלול אטומי 2s ו מסלול אטומי 2p, שם p המסלול מחולק p _x , p _y , p _z . עם האורביטלים האטומיים הנגזרים האלה, תוויות הסימטריה נסקרות ביחס לסיבוב של הציר הראשי שיוצר שינוי פאזה, pi bond ( π ) או אינו יוצר שינוי פאזה, הנקרא אג"ח סיגמא ( σ ). תוויות סימטריה מוגדרות עוד יותר על ידי השאלה אם האטום האטומי שומר על אופיו המקורי לאחר היפוך על האטום המרכזי שלו; אם האטום האטומי שומר על אופיו המקורי הוא מוגדר gerade , g , או אם האטום האטומי אינו שומר על אופיו המקורי, ungerade , u . הסימטריה הסופית הנקראת סימטריה האטומית ידועה כיום כייצוג שאין להפרידו.

• MO model carbon dioxide
• 
  אטומי אורביטלים של פחמן דו חמצני
• 
  אורביטלים מולקולריים של פחמן דו חמצני
• 
  MO דיאגרמת פחמן דו חמצני

• MO מודל פחמן דו חמצני

מים

עבור מולקולות לא ליניאריות, הסימטריות המסלוליות אינן σ או π אלא תלויים בסימטריה של כל מולקולה. מים ( H

</br> ₂ O ) הוא מולקולה כפוף (105 °) עם C _2v סימטריה מולקולרית . הסימטריות האורביאליות האפשריות מפורטות בטבלה שלהלן. לדוגמה, סימטריה של B ₁ (הנקראת AB ₁ מסלולית עם היותה פונקציה של אלקטרון אחד) מוכפלת ב -1 מתחת לפעולות הסימטריה C ₂ (סיבוב סביב ציר הסיבוב של 2 סיביות) ו- σ _v (yz) (השתקפות במישור המולקולרי). הוא מוכפל ב -1+ (ללא שינוי) על ידי פעולת הזהות E ו- σ _v (xz) (השתקפות במישור החוצה את זווית HOH). [[File:H2O-MO-Diagram.svg|ימין|ממוזער|600x600 פיקסלים| דיאגרמת מסלול מולקולרית של מים אטומי החמצן האטומיים מסומנים על פי הסימטריה שלהם כ ₁ עבור המסלול 2s b ₁ (2p _x ), b ₂ (2p _y ) ו ₁ (2p _z ) עבור שלושת האורביטלים 2p. שני האורביטלים של מימן 1 הם preixed כדי ליצור ₁ (σ) ו- b ₂ (σ *) MO.

ערבוב מתרחש בין אורביטלים זהה סימטריה של אנרגיה דומה וכתוצאה מכך קבוצה חדשה של MO של מים:

• 2a ₁ מ מ ערבוב של AO חמצן 2 ו מימן σ MO.
• 1b ₂ MO מ ערבוב של חמצן 2p _y AO ומימן σ * MO.
• 3a ₁ MO מ ערבוב של AO ₁ .
• 1b ₁ nonbonding MO מ חמצן 2p _x AO (p- מסלולית מאונך המטוס המולקולרי).

בהתאם לתיאור זה, הספקטרום הפוטואלקטרון למים מראה שיא חד עבור 1b ₁ nonbonding (12.6 eV) ושלושה פסגות רחבות עבור 3a ₁ MO (14.7 eV), 1b ₂ MO (18.5 eV) ו 2a ₁ MO (32.2 eV). 1b ₁ MO הוא זוג בודד, בעוד 3a ₁ , 1b ₂ ו 2a ₁ MO של יכול להיות מקומי לתת שני אג"ח O-H ו זוג בודד בתוך המטוס. זה טיפול MO של מים אין שני זוגות שווה ארנבון זוג שווה.

מימן גופרתי (H 2 S) יש גם סימטריה C 2v עם 8 אלקטרונים valence אבל זווית כיפוף הוא רק 92 °.  כפי שהשתקף בספקטרום הפוטואלקטרון שלה בהשוואה למים 5a 1 MO (המקביל ל 3a 1 MO במים) הוא התייצב (חפיפה משופרת) ו 2b 2 MO (המקביל 1b 2 MO במים) הוא לערער (חפיפה ענייה ). 

הפניות

[[קטגוריה:קשרים כימיים