Wie zeichnet man die Überlappung von reinen oder hybridisierten Orbitalen für Br2 und NO +? Erklären Sie, dass das Orbital eines Atoms auf der Grundlage der Lewis-Strukturen hybridisiert werden muss

Es gibt kein Orbitalhybridisierung in einem dieser zweiatomigen Verbindungen.

Beachten Sie, dass in lineare zweiatomige Moleküle, die $p_z$ Orbital immer Punkte entlang der Kernachse, so dass es zu einem der beitragen muss $sigma$ Fesseln.

Ich habe die Überlappungen unten in den MO-Diagrammen gezeichnet.

BROM VERBINDUNG (HOMONUCLEAR DIATOMIC)

Für $"Br"_2$ ist es das einfachere der beiden Beispiele. Es ist ein Homonukleare KieselgurAlle Orbitale haben also einen kompatiblen Partner: $4p_x$ mit $4p_x$ , $4p_y$ mit $4p_y$ , usw.

Da es in diesem Fall nur zwei Atome gibt, verwenden sie ihre höchste energiekompatible Orbitale zu $sigma$ Bindung auf der Kernachse. Die Energie der $4s$ Atomorbital ist $-"24.37 eV"$ Und die $4p$ Atomorbitale sind $-"12.49 eV"$ in Energie (Anorganische Chemie, Miessler et al., Tabelle 5.2).

Jedes Brom würde eins spenden $mathbf(4p_z)$ Elektron eine Form $sigma$ -Bonding Orbital.

Infolgedessen findet hier keine Orbitalhybridisierung statt.

Hier ist die MO-Diagramm (Ich musste es selbst zeichnen, da ich es online nicht finden konnte $pi_(4px)$ und $pi_(4py)$ Orbitale --- die $1b_(3u)$ und $1b_(2u)$ --- sind sehr energetisch nah an der $sigma_(4pz)$ , die $1b_(1u)$ ):

Zugegeben, das ist es nicht $"Br"_2$ Das am höchsten besetzte Molekülorbital (das wäre das $pi_(4px)^"*"$ und $pi_(4py)^"*"$ ---das $1b_(3u)$ und $1b_(2u)$ ), aber da sowohl die Bindung als auch die Antibindung $pi$ Molekülorbitale besetzt sind, ist es die $sigma_(4p_z)$ ( $1b_(1u)$ ), die an der $sigma$ Bindung.

Sie sollten feststellen, dass die $1b_(1u)$ Umlaufbahn ist die $sigma_(4pz)$ Kleben Umlaufbahn, aber die $2b_(1u)$ ---das $sigma_(4pz)^"*"$ antibindend Umlaufbahn --- hat keine Elektronen, also trägt sie nicht zum. bei $sigma$ Bindung. Wenn doch, $"Br"_2$ würde nicht existieren.

deshalb, die $sigma_(4pz)$ in der Tat ist das Molekülorbital, das die Einfachbindung darstellt $"Br"_2$ .

NEIN $""^(mathbf(+))$ BONDING (HETERONUCLEAR DIATOMIC)

$"NO"^(+)$ auf der anderen Seite ist ein heteronukleare zweiatomige. Da es auch zweiatomig ist, ist es auch so nicht müssen hybridisieren.

Alle Stickstofforbitale sind mit den Sauerstofforbitalen in Bezug auf Energie kompatibel (und in Bezug auf Symmetrie, aber dies ist für unser Verständnis der allgemeinen Chemie weniger wichtig).

Die MO-Diagramm in neutral $"NO"$ ist wie folgt (Anorganische Chemie, Miessler et al., Ch. 5, Antwortschlüssel):

(Ich habe dem Originaldiagramm einige Umlaufbahnabbildungen überlagert und Symmetrien und Energien hinzugefügt.)

Wenn wir überlegen $"NO"^(+)$ Entfernen wir das Elektron aus dem am höchsten besetzten Molekülorbital, so nehmen wir das aus dem $pi_(2px)^"*"$ antibindendes Orbital ( $2b_1$ ) Formen $"NO"^(+)$ .

Zu diesem Zeitpunkt haben seine Bindungen an Stärke zugenommen. Die Anleiheordnung änderte sich von:

$(8 - 3)/2 = 2.5$

zu:

$(8 - 2)/2 = 3$

Also wissen wir, dass es eine hat Dreifachbindung. Das heißt, es werden drei Orbitale von jedem Atom benötigt.

Es gibt zwei Elektronen in der $sigma_(2pz)$ Molekülorbital ( $3a_1$ ), und es gibt jeweils zwei Elektronen in der $pi_(2px)$ ( $1b_1$ ) und $pi_(2py)$ ( $1b_2$ ) Molekülorbitale.

$"NO"^(+)$ verwendet daher zwei $2p_x$ Atomorbitale, zwei $2p_y$ Atomorbitale und zwei $2p_z$ Atomorbitale zu binden.

Infolgedessen findet hier keine Orbitalhybridisierung statt.

Jeder $sigma$ Paar trägt zu a bei $sigma$ Bindung, und jeder $pi$ Paar trägt zu a bei $pi$ Bindung. Das erklärt die Dreifachbindung: eins $sigma$ und zwei $pi$ Bande.