What is a molecular orbital diagram and how does it show bonding?

A molecular orbital diagram displays the relative energies of atomic orbitals from each atom on the sides and the resulting molecular orbitals in the center. Each horizontal line represents an orbital holding up to two electrons with opposite spins. Dashed lines connect atomic orbitals that combine to form bonding and antibonding molecular orbitals, illustrating how atomic orbitals overlap to create molecular bonding.

How is bond order calculated and what does it tell us?

Bond order is calculated by subtracting antibonding electrons from bonding electrons and dividing by two. A bond order greater than zero indicates stable covalent bonds exist, while zero means no bond forms. For example, hydrogen has a bond order of one, representing a single bond, whereas hypothetical dihelium would have zero bond order and no stable bond.

Why do molecular orbital diagrams typically show only valence orbitals?

Valence orbitals are emphasized because valence electrons contribute significantly to chemical bonding, while core electrons have minimal impact. For instance, in dilithium, the 1s-1s overlap of core electrons contributes nothing to bond order, whereas the valence electrons in the σ2s bonding molecular orbital create the molecule's bond order of one.

What is s-p mixing and how does it affect molecular orbital ordering?

s-p mixing occurs when 2s and 2p orbitals have similar energies, causing their wavefunctions to mathematically combine. This phenomenon raises the σ2p orbital above the π2p set in period 2 diatomic molecules like boron, carbon, and nitrogen. In contrast, oxygen, fluorine, and neon show negligible s-p mixing because their 2s and 2p energy difference is greater.

How do bonding and antibonding orbitals differ in energy and stability?

When two atomic orbitals combine, they form one lower-energy bonding orbital and one higher-energy antibonding orbital. Bonding orbitals stabilize molecules by concentrating electron density between nuclei, while antibonding orbitals destabilize them by creating nodes between nuclei. Electrons in bonding and antibonding orbitals have opposite effects on overall bond strength.

Why does dihelium not form a stable molecule?

Dihelium would have four electrons: two in the σ1s bonding orbital and two in the σ*1s antibonding orbital. The stabilizing effect of bonding electrons is offset by the destabilizing effect of antibonding electrons, resulting in a bond order of zero. Since no net bonding occurs, dihelium does not exist as a stable molecule.

How does molecular orbital theory explain bonding in polyatomic molecules like benzene?

Molecular orbital theory assigns delocalized electrons in benzene to three π bonding molecular orbitals that extend across the entire carbon ring. Unlike the Lewis model, which cannot accurately represent this delocalization, molecular orbital theory shows how atomic orbitals combine to create bonding orbitals spanning multiple atoms.

10.9

Moleculaire orbitaaltheorie II

22.6K views03:50 min

Een moleculair orbitaal diagram vertegenwoordigt de relatieve energieën van de samenstellende atoomorbitalen, links en rechts weergegeven, en de resulterende moleculaire orbitalen, weergegeven in het midden. Net als bij atomaire orbitalen, kan elke moleculaire orbitaal maximaal twee elektronen met tegengestelde spins herbergen. De elektronen van de overlappende atomaire orbitalen worden in de moleculaire orbitalen geplaatst van de laagste naar de hoogste energie, zo nodig volgens de regel van Hund.

De twee elektronen van moleculaire waterstof bevinden zich bijvoorbeeld beide in de lagere energie sigma-1s bindende moleculaire orbitaal. Moleculaire orbitaaltheorie voorspelt de stabiliteit van covalente bindingen uit de bindingsvolgorde van het molecuul, het aantal elektronen in bindingsorbitalen min het aantal elektronen in antibindende orbitalen gedeeld door twee. Een bindingsvolgorde groter dan nul geeft aan dat een of meer covalente bindingen kunnen bestaan, terwijl een bindingsvolgorde van nul betekent dat bindingen niet zouden mogen bestaan.

Moleculaire waterstof heeft een bindingsorde van één en een enkele binding tussen de waterstofatomen. Echter, covalent gebonden dihelium bestaat niet omdat het een bindingsvolgorde van nul zou hebben. Moleculaire orbitale diagrammen bevatten meestal alleen valentie-orbitalen omdat de bijdragen van valentie-elektronen aan chemische binding groter zijn dan die van kernelektronen.

De overlapping van 1s-1s in dilithium levert bijvoorbeeld geen netto bijdrage aan de bindingsvolgorde van het molecuul. De valentie-elektronen in de sigma-2s bindende moleculaire orbitaal zijn verantwoordelijk voor de bindingsvolgorde van 1. Diatomische moleculen van periode 2 moeten zowel 2s als 2p-orbitalen in aanmerking nemen.

De 2p-atomaire orbitalen zijn hoger in energie dan de 2s-orbitalen, dus de overeenkomstige moleculaire orbitalen volgen dezelfde trend. De mate van overlap tussen de atomaire orbitalen bepaalt hoeveel meer of minder stabiel de moleculaire orbitalen zijn. De pi-orbitalen gevormd uit 2p-2p zijwaartse overlapping vallen dus typisch tussen de sigma-orbitalen gevormd uit 2p-2p end-to-end overlapping langs de internucleaire as.

Effecten zoals orbitaal mengen tussen 2s en 2p orbitalen, die voorkomt in diatomisch boor, koolstof en stikstof, leiden tot een andere volgorde, met de sigma 2p-orbitaal hoger in energie dan de pi 2p. In heteronucleaire diatomische moleculen, zoals lithiumhydride, zal het meer elektronegatieve atoom atoomorbitalen met lagere energie hebben. De resulterende bindende moleculaire orbitale energieën zullen dichter bij de meer elektronegatieve atomaire orbitaal zijn, terwijl de antibindende moleculaire orbitale energieën dichter bij de minder elektronegatieve atomaire orbitaal zullen zijn.

Moleculaire orbitaaltheorie is ook nuttig voor polyatomische moleculen zoals benzeen. Het Lewis-model van benzeen kan zijn gedelokaliseerde elektronen niet nauwkeurig weergeven, terwijl de moleculaire orbitaaltheorie die elektronen toewijst aan drie pi-bindende moleculaire orbitalen die de hele koolstofring bedekken.