Das Atomorbital von #"H"# das ist beides kompatibel und nah genug an Energie mit dem #n = 2# Atomorbitale von #"N"# ist der #1s#.

Die #1s# Atomorbital von #"H"#mit #E = -"13.6 eV"#ist energienah genug (weniger als #"12 eV"# weg) zum #2p# Atomorbitale von #"N"#mit #E = -"13.1 eV"#, dass es mit einigen von ihnen überlappen kann.

In einem nichtlinear Molekül, das #2p_y# Stickstofforbitale reihen sich direkt (frontal, kollinear) mit Wasserstoff aneinander #y# Richtung der #"N"-"H"# Bindung ist entlang der Bindung. Das #z# Richtung ist durch die Spitze der trigonalen Pyramide.

Das MO-Diagramm für #"NH"_3# ist:

[Beachten Sie jedoch, dass dieses Diagramm ein Tippfehler ist; das #1s# Atomorbital von Stickstoff sollte a sein #2s#.]

Wie Sie sehen können, die #2p# Atomorbitale von #"N"# sind in der Tat sehr energetisch mit dem Wasserstoff verbunden #1s# Atomorbitale.

Die nichtbindendes Orbital Halten Sie das einsame Paar ist die #3a_1#, zu dem letztendlich vor allem die #2p_z# of #"N"# und leicht von der #1s# Orbitale der drei #"H"# Atome als Gruppe.

Das "Orbitalüberlappungs" -Diagramm würde also ungefähr so ​​aussehen:

Wir nehmen an #100*g# von unbekannter Verbindung, und berechnen Sie die elementaren Anteile in Mol ausgedrückt:

#H:# #(3.25*g)/(1.00794*g*mol^-1)# #=# #3.22*mol;#

#C:# #(19.36*g)/(12.01*g*mol^-1)# #=# #1.61*mol;#

#O:# #(77.39*g)/(15.99*g*mol^-1)# #=# #4.84*mol;#

Wir dividieren durch die KLEINSTE Molmenge, die des Kohlenstoffs, um eine empirische Formel zu erhalten:

#CH_2O_3#