Gli orbitali molecolari più semplici sono σ e σ orbitali formati dalla sovrapposizione di atomici s * orbitali.
Abbiamo anche orbitali σ (2p) e σ * (2p) formati dalla sovrapposizione end-on degli orbitali 2p.
In alcani come l'etano possiamo anche avere orbitali σ formati dalla sovrapposizione di atomici S e sp³ orbitali atomici in legami C-H. I legami C-C si formano dalla sovrapposizione degli orbitali atomici sp³.
Gli orbitali molecolari π si formano dalla sovrapposizione laterale dell'atomico p orbitali.
Quindi possiamo avere estesi orbitali π. I quattro orbitali atomici sugli atomi di carbonio in buta-1,3-diene si sovrappongono per formare i quattro orbitali π.
Questi sono solo alcuni dei molti orbitali molecolari che sono possibili.
Quali sono gli orbitali molecolari antibonding? + Esempio
Un orbitale non legato (NBMO) è un orbitale molecolare che non contribuisce all'energia della molecola. Gli orbitali molecolari derivano dalla combinazione lineare degli orbitali atomici. In una molecola biatomica semplice come HF, F ha più elettroni di H. L'orbitale di H può sovrapporsi con l'orbitale 2p_z di fluoro per formare un legame σ e un orbitale antibonding σ *. Gli orbitali p_x e p_y della F non hanno altri orbitali da combinare con. Diventano NBMO. Gli orbitali atomici p_x e p_z sono diventati orbitali molecolari. Sembrano orbitali p_x e p_y ma ora sono orbitali molecolari. Le energie
Quali sono le configurazioni orbitali molecolari per N_2 ^ +, N_2 ^ (2+), N_2, N_2 ^ - e N_2 ^ (2-)?
Se costruiamo il diagramma MO per "N" _2, appare come segue: Prima di tutto, si noti che i p orbitali dovrebbero essere degenerati. Non sono stati disegnati in questo modo su questo diagramma, ma dovrebbero esserlo. Ad ogni modo, per le configurazioni di elettroni, useresti una notazione come quella sopra. g significa "gerade", o anche simmetria su inversione, e u significa "ungerade", o strana simmetria su inversione. Non è cruciale che tu memorizzi quali sono gerade e quali sono ungerade, perché i pi_g sono anti-contraffatti, tuttavia i sigma_u sono anche anti-abbandono, per esempi
Per i metalli di transizione della prima riga, perché gli orbitali 4s si riempiono prima degli orbitali 3d? E perché gli elettroni vengono persi dagli orbitali 4s prima degli orbitali 3d?
Per lo scandio attraverso lo zinco, gli orbitali 4s si riempiono DOPO gli orbitali 3d, E gli elettroni 4s sono persi prima degli elettroni 3d (ultimo dentro, primo fuori). Vedi qui per una spiegazione che non dipende da "sottofondi semi-riempiti" per la stabilità. Guarda come gli orbitali 3d sono più bassi di energia rispetto ai 4 per i metalli di transizione della prima riga qui (Appendice B.9): Tutto il princi- pio di Aufbau prevede che gli orbitali elettronici siano riempiti da energia inferiore a maggiore energia ... qualunque ordine che può comportare. Gli orbitali 4s sono più alti in ene