Die Molekülorbital Das Diagramm für das Fluor-Molekül sieht so aus

Die große Energielücke, die zwischen dem 2s und 2p Orbitale führen zu keiner Vermischung zwischen den 2s und 2p Orbitale zu produzieren #sigma_"s/p"# und #sigma_"s/p"^"*"#.

Wie Sie im Diagramm sehen können, ist die 2s Orbitale verbinden sich zu a #sigma_(2s)# Kleben Orbital und eine #sigma_(2s)^"*"# Anti-Bonding-Orbital.

Die #2p_z# Orbitale bilden zusammen die #sigma_(2p_z)# Bindungsorbital und das #sigma_(2p_z)^"*"# Anti-Bonding-Orbital.

Denken Sie daran, dass bei homonuklearen zweiatomigen Molekülen, die aus Atomen mit einer Ordnungszahl größer als 7ist das durch Überlappung zweier p-Orbitale gebildete Sigma-Bindungsorbital weniger Energie als die Pi-Anleihen.

Der Rest #2p_y# und #2p_x# Orbitale bilden zusammen die #pi_(2p_y)# und #pi_(2p_x)# Orbitale binden, und die #pi_(2p_y)^"*"# und #pi_(2p_x)^"*"# Anti-Bonding-Orrbitale.

Jedes Fluoratom trägt also dazu bei 7 Valenzelektronen zu dem Fluor-Molekül, #"F"_2#. Dies bedeutet, dass das Molekül insgesamt hat 14 Valenzelektronen.

Wenn Sie beginnen, diese Molekülorbitale in der Reihenfolge von mit Elektronen zu füllen zunehmende EnergieAm Ende sind alle Orbitale ausgefüllt, mit Ausnahme der #sigma_(2p_z)^"*"# Anti-Bonding-Orbital, das im Diagramm die höchste Energie aufweist.

Jedes Paar von gefüllt Bindungs- und Antibindungsorbitale tragen nicht zu den Bindungswechselwirkungen zwischen den beiden Atomen bei.

Infolgedessen befinden sich die einzigen Bindungselektronen in der #sigma_(2p_z)# Bindungsorbital, das einzige, das ein passendes Anti-Bindungsorbital hat, #sigma_(2p_z)^"*"#, leer.

Der Rest der Elektronenpaare wird darstellen nichtbindende Elektronen, weshalb das Fluor-Molekül insgesamt hat sechs einsame Elektronenpaaredrei an jedem Fluoratom.

Die Bond Order des Moleküls, das definiert ist als

#"B.O." = 1/2 * ("no. bonding e"""^(-) - "no. anti-bonding e"""^(-))#

wird gleich sein

#"B.O." = 1/2 * (8 - 6) = 1#