Antworten:
Nach der Theorie sollte es eine 1,5 pi-Bindung geben
Erläuterung:
MO-Konfiguration von # O_2 ^ + #
Sie hätten eine Schuldverschreibung von #2.5# im # "O" _2 ^ (+) #. Daran erinnern # "O" _2 ^ (+) # hat eine # Sigma # Bond auch, Sie haben also #1.5# #Pi# Anleihen auf durchschnittlich.
BOND ORDER FÜR HOMONUKLEARE DIATOMIE
Bond-Auftrag ist ein Maß für die Haftfestigkeit und deutet auf Stabilität hin. Es ist die Hälfte der Bindungsanzahl minus die Anzahl der antibindenden Molekülorbitale.
# "Bond Order" = ("Bonding e" ^ (-) - "Antibonding e" ^ (-)) / 2 #
#Pi# Bindungen werden hergestellt, wenn sich alle Lappen eines Orbitals parallel überlappen (z. B. zwei # 2p_x # oder zwei #d_ (xz) # Orbitale, wo die # x # Achse ist zu dir und dem # z # Achse ist aufwärts).
Du kannst haben optimal Überlappung, weniger als optimal Überlappung oder Nein Überlappung. Ärmer Bondüberlappungen entsprechen niedriger Werte der Anleiheordnung. Oder weniger antihaftende Überlappung entspricht höheren Werten für die Bindungsordnung (was hier gilt).
Die Strukturen von # "O" _2 # und # "O" _2 ^ (+) # sind:
DIATOMISCHER SAUERSTOFF IST PARAMAGNETISCH
Während Valence-Bond-Theorie schlägt vor, dass Sauerstoff diamagnetisch ist, Molekulare Orbitaltheorie zeigt richtig, dass Sauerstoff, # "O" _2 #ist paramagnetisch.
Das heißt, es hat ungepaarte Elektronen. Genauer gesagt, zwei ungepaarte Elektronen, eines in jedem #Pi# Antibonding Orbital (#pi_ (2px) ^ "*" # und #pi_ (2py) ^ "*" #), bei dem die # z # Die Richtung ist entlang der internuklearen Achse.
Das MO-Diagramm zum neutral # "O" _2 # ist:
Wenn Sie ein Elektron wegnehmen, nehmen Sie es aus dem höchstbesetztes Molekülorbital. Da entweder die #pi_ (2px) ^ "*" # oder #pi_ (2py) ^ "*" # Kann als solches funktionieren (es sind die gleichen Energien), kann eines dieser Orbitale verlieren ein Elektron, wenn wir uns bilden wollen # "O" _2 ^ (+) #.
BESTIMMUNG DER BOND ORDER
Natürlich, # "O" _2 # hat eine Anleiheordnung von #2# was gut mit seiner doppelgebundenen Lewis-Struktur korrespondiert.
Jeweils zwei Bondelektronen kommen aus dem #sigma_ (1s) #, #sigma_ (2s) #, #sigma_ (2pz) #, #pi_ (2px) #, und #pi_ (2py) # Molekülorbitale für insgesamt #10#. Jeweils zwei antibindende Elektronen stammen aus dem #sigma_ (1s) ^ "*" # und #sigma_ (2s) ^ "*" #und je einer aus dem #pi_ (2px) ^ "*" # und #p_ (2py) ^ "*" # Molekülorbitale für insgesamt #6#.
# (10 - Farbe (rot) (6)) / 2 = Farbe (blau) (2) #
Beim wegnehmen eines #pi ^ "*" # Antibonding Elektron zu bilden # "O" _2 ^ (+) #ändern wir die Anleiheordnung in:
# (10 - Farbe (rot) (5)) / 2 = Farbe (blau) (2,5) #
Schon seit # "O" _2 ^ (+) # hat verloren einer von zwei Antibonding #Pi# Elektronen, ihre Bindungen bekommen weniger schwach durch Hälfte. Also, anstatt von zu gehen #1# #Pi# Bindung an #0.5# #Pi# Anleihen geht es zu # mathbf (1.5) # # mathbf (pi) # Fesseln.
