Como você desenha o diagrama MO para # "O" _2 # a partir do zero?

Para desenhar um orbital molecular (MO) diagrama, você precisa considerar qual orbitais atômicos (AOs) a molécula possui.

DIAGRAMA ORBITAL ATÔMICO DO ÁTOMO DO OXIGÊNIO

Oxigênio átomo está no período 2, para ter acesso aos seus #1s#, #2s#e #2p# AOs. Suas energias relativas são #mathbf(2p > 2s)# #mathbf(">>")# #mathbf(1s)#.

(A #1s# é muito, muito menor em energia do que o #2s#e, geralmente, não está no diagrama MO, se feito em escala).

Então, observe que o oxigênio átomo tem #8# elétrons totais (incluindo o núcleo), para que você preencha os AOs com #8# elétrons de acordo com:

Regra de Hund (maximize o número de elétrons não emparelhados).
O Princípio de Aufbau (encha os orbitais da menor para a maior energia).
O Princípio de exclusão de Pauli (elétrons emparelhados são opostos em "rotação" ou direção).

Se você não tiver certeza sobre alguma dessas regras ou princípios, solicite esclarecimentos adicionais, pois presumo que você já esteja familiarizado com elas.

Neste ponto, temos o Diagrama AO da seguinte maneira para os dois átomos de oxigênio:

DETERMINANDO AS INTERAÇÕES ORBITAIS ATÔMICAS

Em seguida, considere quais orbitais podem interagir um com o outro. Isso significa quais podem sobreposição para criar uma eficaz vínculo.

Para uma molécula diatômica homonuclear como #"O"_2#, isso é simples; basta escolher os orbitais que são iguais olhar e energia. Então o #2s# interage com o #2s#, e as #2p# interage com o #2p#, Etc.

Essas interações geram o que são chamados orbitais moleculares e geram conservar o número de orbitais. Isso significa com #mathbf(10)# AOs dentro, você recebe #mathbf(10)# MOs out---#5# por oxigênio. Então, estaremos desenhando #10# MOs em breve.

TIPOS DE MOS A DESENHAR

Em seguida, lembre-se de que existem ligação (#sigma#, #pi#, etc) e antibonding (#sigma^"*"#, #pi^"*"#, etc) orbitais. O primeiro é estabilizado (energia mais baixa) em relação aos AOs, e este último é desestabilizado (maior em energia) em relação aos AOs.

Quando considerarmos essas interações, veremos o #ns# interações (sigma, frontal):

e o um pouco mais complicado #np# interações (pi, lateral e sigma, frontal):

Com #"O"_2#, a ordem orbital é normal (com #"N"_2# é mais estranho e você deve perguntar ao seu professor sobre um "efeito de mistura orbital" se quiser saber o porquê). "Normal" significa que é Assim como o que estou mostrando aqui.

Portanto, quando combinamos o que vemos aqui no diagrama completo, obtemos primeiro:

E então quando nós preencha os MOs com o #16# total de elétrons contribuídos por ambos os oxigênio, de acordo com mesmas três regras e princípios definido para o diagrama AO, obtemos:

Lembre-se que isso foi para #"O"_2#!

Para modificar o diagrama para #"O"_2^(+)#, basta remover um dos elétrons de maior energia.
Para modificar o diagrama para #"O"_2^(-)#, basta adicionar um elétron ao MO de maior energia.

Se você ainda tiver alguma dúvida, e se isso ainda for confuso, basta perguntar.