Como desenhar sobreposições de orbitais puros ou hibridizados para Br2 e NO +? Explicar a necessidade do orbital de um átomo para hibridizar com base nas estruturas de Lewis

Não há hibridização orbital em qualquer um desses diatômicos compostos.

Note que em moléculas diatômicas lineares, pela $p_z$ orbital sempre pontos ao longo do eixo internuclear, por isso deve contribuir para um dos $sigma$ títulos.

Eu desenhei as sobreposições abaixo nos diagramas de MO.

BROMO UNIÃO (DIATÔMICO HOMONUCLEAR)

Para se qualificar para o $"Br"_2$ , é o mais simples dos dois exemplos. É um diatômica homonuclear, portanto, todos os seus orbitais têm um parceiro compatível: $4p_x$ com $4p_x$ , $4p_y$ com $4p_y$ , Etc.

Nesse caso, como existem apenas dois átomos, eles usam seus orbitais compatíveis com energia mais alta para $sigma$ ligação no eixo internuclear. A energia do $4s$ orbital atômico é $-"24.37 eV"$ , e as $4p$ orbitais atômicos são $-"12.49 eV"$ em energia (Química Inorgânica, Miessler et al., Tabela 5.2).

Cada bromo doaria um $mathbf(4p_z)$ elétron para formar um $sigma$ -bonding orbital.

Como resultado, não há hibridação orbital aqui.

Aqui está o Diagrama MO abaixo (eu tive que desenhá-lo, pois não consegui encontrar um on-line; o $pi_(4px)$ e $pi_(4py)$ orbitais --- o $1b_(3u)$ e $1b_(2u)$ --- são muito próximos em energia ao $sigma_(4pz)$ , pela $1b_(1u)$ ):

Concedido, isso não é $"Br"_2$ orbital molecular de maior ocupação (esse seria o $pi_(4px)^"*"$ e $pi_(4py)^"*"$ ---a $1b_(3u)$ e $1b_(2u)$ ), mas como a ligação e a antibondagem $pi$ orbitais moleculares estão ocupados, é o $sigma_(4p_z)$ ( $1b_(1u)$ ) que participa da $sigma$ ligação.

Você deve notar que o $1b_(1u)$ orbital é o $sigma_(4pz)$ ligação orbital, mas o $2b_(1u)$ ---a $sigma_(4pz)^"*"$ antibonding orbital --- não possui elétrons, portanto não contribui para a $sigma$ ligação. Se sim, $"Br"_2$ não existiria.

Portanto, o $sigma_(4pz)$ de fato, é o orbital molecular que representa a ligação única na $"Br"_2$ .

NÃO $""^(mathbf(+))$ LIGAÇÃO (DIATÔMICO HETERONUCLEAR)

$"NO"^(+)$ , por outro lado, é um diatômica heteronuclear. Como também é diatômica, também faz não precisa hibridar.

Todos os orbitais de nitrogênio são compatíveis com os orbitais de oxigênio em energia (e em simetria, mas isso é menos crucial para a nossa compreensão do ensino de Química Geral).

O Diagrama MO para neutro $"NO"$ é o seguinte (Inorganic Chemistry, Miessler et ai., Ch. 5, tecla de resposta):

(Sobreponho algumas representações orbitais no diagrama original e adicionei simetrias e energias.)

Se considerarmos $"NO"^(+)$ , removemos o elétron do orbital molecular mais ocupado, e retiramos o elétron do $pi_(2px)^"*"$ orbital anti-ligação ( $2b_1$ ) formar $"NO"^(+)$ .

Nesse ponto, seus vínculos aumentaram em força. A ordem dos títulos mudou de:

$(8 - 3)/2 = 2.5$

para:

$(8 - 2)/2 = 3$

Então sabemos que tem um ligação tripla. Isso significa que ele precisa de três orbitais contribuídos por cada átomo.

Existem dois elétrons no $sigma_(2pz)$ orbital molecular ( $3a_1$ ) e existem dois elétrons cada no $pi_(2px)$ ( $1b_1$ ) e $pi_(2py)$ ( $1b_2$ ) orbitais moleculares.

$"NO"^(+)$ portanto, usa dois $2p_x$ orbitais atômicos, dois $2p_y$ orbitais atômicos e dois $2p_z$ orbitais atômicos para ligação.

Como resultado, não há hibridação orbital aqui.

Cada $sigma$ par de colagem contribui para uma $sigma$ vínculo, e cada $pi$ par de colagem contribui para uma $pi$ ligação. Isso explica o vínculo triplo: um $sigma$ e dois $pi$ títulos.