9.S: Geometría molecular y teorías de enlace (resumen)
-
- Última actualización
-
-
Guardar como PDF
- ID de página
- 70549
9.1: Formas moleculares
El enfoque de pares de electrones de Lewis descrito anteriormente puede usarse para predecir el número y los tipos de enlaces entre los átomos en una sustancia, e indica qué átomos tienen pares de electrones solitarios. Sin embargo, este enfoque no proporciona información sobre la disposición real de los átomos en el espacio.
- Ángulos de enlace : ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos en una molécula
- Los ángulos de enlace determinan la forma general de la molécula
9.2: El modelo VSEPR
El modelo VSEPR puede predecir la estructura de casi cualquier molécula o ion poliatómico en el que el átomo central no es un metal, así como las estructuras de muchas moléculas e iones poliatómicos con un átomo metálico central. El modelo VSEPR no es una teoría; no intenta explicar observaciones. En cambio, es un procedimiento de conteo que predice con precisión las estructuras tridimensionales de una gran cantidad de compuestos, que no pueden predecirse utilizando el enfoque de pares de electrones de Lewis.
El modelo de repulsión de pares de electrones de capa de valencia
- Modelo de repulsión de pares de electrones de capa de valencia (VSEPR): modelo que explica las disposiciones geométricas de los pares de electrones compartidos y no compartidos alrededor de un átomo central en términos de las repulsiones entre pares de electrones
- Los electrones se repelen entre sí; por lo tanto, la mejor disposición de un número dado de pares de electrones es la que minimiza las repulsiones entre ellos.
Predicción de geometrías moleculares
- Dos tipos de pares de electrones de valencia-caparazón; pares de unión y pares no unidos .
- Geometría de pares de electrones : disposición tridimensional de pares de electrones alrededor de un átomo según el modelo VSEPR
- Geometría molecular : la disposición en el espacio de los átomos de una molécula
Al describir las formas de las moléculas, siempre damos la geometría molecular en lugar de la geometría par de electrones . Las geometrías moleculares solo incluyen pares BONDING. Por ejemplo, NH 3 es un tetraédrico según la geometría de un par de electrones porque tiene 3 enlaces y un par de electrones no compartido. Sin embargo, según la geometría molecular, es una piramidal trigonal porque solo tiene 3 enlaces.
Cómo predecir geometrías moleculares usando el modelo VSEPR:
- Dibuje la estructura de puntos de Lewis de la molécula o ion
- Cuente el número total de pares de electrones alrededor del átomo central y organícelos de manera que minimice las repulsiones de pares de electrones
- Describa la geometría molecular en términos de la disposición angular de los pares de unión
Cuatro o menos pares de electrones de capa de valencia
Un enlace doble o triple tiene esencialmente el mismo efecto en los ángulos de enlace que un enlace simple y, por lo tanto, se cuenta como un par de enlace (es decir, una región de electrones) al predecir la geometría
El efecto de los electrones no enlazantes y los enlaces múltiples en los ángulos de enlace
Los ángulos de enlace disminuyen a medida que aumenta el número de pares de electrones no enlazantes. Los pares de unión son atraídos por los dos núcleos. Por el contrario, los electrones no adherentes se mueven bajo la influencia atractiva de un solo núcleo y, por lo tanto, se extienden más en el espacio.
- Los pares de electrones no unidos ejercen mayores fuerzas repulsivas sobre los pares de electrones adyacentes y, por lo tanto, tienden a comprimir los ángulos entre los pares de enlaces
- Los electrones en enlaces múltiples, como los pares no unidos, ejercen una mayor fuerza repulsiva sobre los pares de electrones adyacentes que los enlaces simples.
Geometrías de moléculas con conchas de valencia expandidas
- Cuando el átomo central de una molécula o ion es del tercer período de la tabla periódica y más allá (tiene d subshell) ese átomo puede tener más de cuatro pares de electrones a su alrededor
- La geometría de par de electrones más estable para cinco pares de electrones es la bipirámide trigonal.
- Las geometrías de bipirámide trigonales tienen dos tipos distintos de pares de electrones. Son pares axiales y pares ecuatoriales . En posición axial, un par de electrones está situado a 90 ° de los tres pares ecuatoriales. En una posición ecuatorial, un par de electrones está situado a 120 ° de los otros dos pares ecuatoriales y a 90 ° de los dos pares axiales.
- Debido a que los pares no unidos ejercen repulsiones más grandes que los pares unidos, siempre ocupan las posiciones ecuatoriales
- La geometría de par de electrones más estable para seis pares de electrones es el octaedro .
- En un octaedro, los ángulos son 90 ° o 180 °, y las seis posiciones son equivalentes
Moléculas sin un solo átomo central
Considere la molécula de ácido acético
- Observe que la C más a la izquierda tiene cuatro pares unidos alrededor. Por lo tanto, debe ser un tetraédrico.
- El C central tiene 3 pares de enlace a su alrededor (contando el doble enlace como un solo par), por lo tanto, es trigonal plano
- O tiene dos pares de unión y dos no vinculantes. Por lo tanto, está doblado.
9.3: Forma molecular y polaridad molecular
Los compuestos con enlaces covalentes polares tienen electrones que se comparten de manera desigual entre los átomos unidos. La polaridad de dicho enlace está determinada en gran medida por las electronegativitas relativas de los átomos unidos. La distribución de carga asimétrica en una sustancia polar produce un momento dipolar, que es el producto de las cargas parciales en los átomos unidos y la distancia entre ellos.
Polar : en una molécula, si sus centros de carga negativa y positiva no coinciden, también conocido como dipolo
- Si no hay cargas en los extremos opuestos de una molécula, o si las cargas tienen el mismo signo, la molécula no tiene un momento dipolar y, por lo tanto, es no polar . Cualquier molécula diatómica con un enlace polar es una molécula polar
- Las moléculas polares se alinean entre sí. El extremo negativo de una molécula polar es atraído a un ion positivo, el extremo positivo es atraído a un ion negativo
- Momento dipolar : mide el grado de polaridad de una molécula dada. El momento dipolar, ( mu ), es el producto de la carga en cualquier extremo del dipolo, (Q ), multiplicado por la distancia, (r ), entre las cargas.
[ mu = Qr nonumber ]
Por lo tanto, el momento dipolar aumenta a medida que aumenta la cantidad de carga que se separa y a medida que aumenta la distancia entre los centros positivo y negativo. Los momentos dipolares generalmente se informan en debyes (D), una unidad que equivale a 3.33 X 10 -30 C-m.
La polaridad de las moléculas poliatómicas
- La polaridad de una molécula que contiene más de dos átomos depende tanto de las polaridades de los enlaces como de la geometría de la molécula
- Para cada enlace polar en una molécula, podemos considerar el dipolo de enlace , es decir, el momento dipolar debido solo a los dos átomos unidos entre sí. Luego debemos preguntar cuál es el momento dipolar general resultante de sumar los dipolos de enlace individuales. Usemos CO 2 (lineal) como ejemplo
- En CO 2 , cada enlace C – O es polar y, dado que son idénticos, los dipolos de enlace son de igual magnitud.
- El hecho de que ambos enlaces C – O sean polares no significa necesariamente que toda la molécula CO 2 sea
- Los dipolos de enlace y los momentos dipolares son cantidades vectoriales; ambos tienen magnitud y dirección. Al calcular el momento dipolar general, se deben considerar tanto la magnitud como la dirección de los dipolos de enlace en esta suma de vectores
- Los dos dipolos de enlace en CO 2 , aunque de igual magnitud, son de dirección opuesta, lo que hace que se cancelen entre sí. Por lo tanto, CO 2 tiene un momento dipolar global de cero. Aunque los átomos de oxígeno en CO 2 llevan una carga negativa parcial, la geometría de la molécula dicta el momento dipolar general.
- Ahora, consideremos H 2 O. Ambos enlaces son idénticos una vez más, pero la geometría está doblada en lugar de lineal. Por lo tanto, los enlaces no se cancelan entre sí, y H 2 O tiene un momento dipolar
- Las moléculas en las que la central está rodeada simétricamente por átomos idénticos (BF 3 , CCl 4 ) no son polares.
- Para AB n moléculas en las que TODOS los átomos B son iguales, ciertas geometrías simétricas – lineales (AB 2 ), planas trigonales (AB 3 ), plano tetraédrico y cuadrado (AB 4 ), bipiramidal trigonal (AB 5 ) y octaédrico (AB 6 ) – debe conducir a moléculas no polares, independientemente de cuán polares sean los enlaces individuales.
9.4: Unión covalente y superposición orbital
Se necesita un tratamiento más sofisticado de la unión para sistemas como estos. En esta sección, presentamos una descripción mecánica cuántica de los enlaces, en la que los electrones de enlace se consideran localizados entre los núcleos de los átomos unidos. La superposición de los orbitales de enlace aumenta sustancialmente a través de un proceso llamado hibridación, que da como resultado la formación de enlaces más fuertes.
Teoría del enlace de valencia : modelo de enlace químico en el que se forma un enlace de par de electrones entre dos átomos por la superposición de orbitales en los dos átomos
- El enlace covalente ocurre cuando los átomos comparten electrones. Esto aumenta la densidad de electrones entre los dos núcleos, y se visualiza cuando ocurre cuando un orbital atómico de valencia de un átomo se fusiona con el de otro átomo
- A medida que disminuye la distancia entre los átomos, aumenta su superposición. Debido al aumento resultante en la densidad de electrones entre los núcleos, la energía potencial del sistema disminuye, aumentando la fuerza del enlace.
- La longitud de enlace observada es la distancia a la cual las fuerzas de atracción entre cargas diferentes (electrones y núcleos) se equilibran por las fuerzas repulsivas entre cargas similares (electrón-electrón y núcleo-núcleo)
9.5: Orbitales híbridos
La teoría de enlace de valencia localizada utiliza un proceso llamado hibridación, en el que los orbitales atómicos que son similares en energía pero no equivalentes se combinan matemáticamente para producir conjuntos de orbitales equivalentes que están orientados adecuadamente para formar enlaces. Estas nuevas combinaciones se denominan orbitales atómicos híbridos porque se producen combinando (hibridando) dos o más orbitales atómicos del mismo átomo.
sp Orbitales híbridos
- Utilice la sal BeF 2 como ejemplo. Su geometría es lineal, sin embargo, ahora es difícil determinar qué orbitales en el átomo de Be se superponen con los de los átomos de F. La configuración electrónica de Be es 1s 2 2s 2 . Por lo tanto, Be en su estado fundamental no tiene electrones desapareados y no puede formar enlaces
- La única opción de Be es “promover” uno de sus dos electrones en la capa 2s a la capa 2p. Entonces tendrá una configuración de 1s 2 2s 1 2p 1 . Dado que el orbital 2p tiene un nivel de energía más alto que el orbital 2s, esta promoción requiere energía
- El átomo Be ahora tiene dos electrones no apareados (2s y 2p) y podría formar dos enlaces, que no serán similares. Los dos nuevos orbitales tienen una forma idéntica (dos lóbulos; uno mucho más grande que el otro) pero están orientados en diferentes direcciones. Se han creado dos orbitales híbridos
- Orbitales híbridos : orbitales que resultan de la mezcla de diferentes tipos de orbitales atómicos en el mismo átomo. Por ejemplo, y sp 3 híbrido resulta de la mezcla o hibridación de un s orbital y tres p orbitales
- Hibridación : mezcla de diferentes tipos de orbitales atómicos para producir un conjunto de orbitales híbridos equivalentes
- En este caso, hemos hibridado uno s y un p orbital, por lo que llamamos a cada híbrido un sp híbrido orbital . Para el átomo Be de BeF 2 , el diagrama orbital se escribe de la siguiente manera: 1s 2 2sp 2
- Los orbitales híbridos tienen un lóbulo grande y, por lo tanto, pueden dirigirse a los átomos circundantes de manera más efectiva, formando enlaces más fuertes. La energía liberada por dichos enlaces permite la promoción de un electrón 2s al nivel 2p.
sp 2 y sp 3 Orbitales híbridos
- Cada vez que mezclamos una cierta cantidad de orbitales atómicos, obtenemos la misma cantidad de orbitales híbridos. Cada uno de estos orbitales híbridos es equivalente a los demás, pero apunta en una dirección diferente.
- Considere BF 3 . B tiene una configuración electrónica de 2s 2 2p 1 . Promueve uno de sus electrones 2s al orbital 2p para tener una configuración de 2s 1 2p 2 . Luego, se hibrida en 3 sp 2 orbitales híbridos
El mismo proceso puede aplicarse a la creación de sp 3 orbitales híbridos
Hibridación que implica d Orbitales
Mismo proceso que sp 2 orbitales. Por ejemplo, al mezclar un orbital s , tres orbitales p y dos d da seis sp 3 d d ] 2 orbitales híbridos, que se dirigen a los vértices de un octaedro
Resumen de sección
La geometría molecular debe conocerse primero para usar el concepto de hibridación, luego podemos usar las siguientes reglas:
- Dibuje la estructura de Lewis para la molécula o ion
- Determine la geometría del par de electrones usando el modelo VSEPR
- Especifique los orbitales híbridos necesarios para acomodar los pares de electrones en función de su disposición geométrica
9.6: Bonos múltiples
Para describir el enlace en moléculas más complejas con enlaces múltiples, podemos usar un enfoque que usa orbitales atómicos híbridos para describir el enlace σσ y los orbitales moleculares para describir el enlace (π ). En este enfoque, los orbitales np no hibridados en átomos unidos entre sí pueden interactuar para producir combinaciones de unión, antiadherencia o no unión.
En cada enlace covalente que hemos considerado hasta ahora, la densidad de electrones se concentra simétricamente alrededor de la línea que conecta los dos núcleos ( eje internuclear ). Este eje pasa por el medio de la región de superposición
- Enlace Sigma (σ) : enlace covalente en el que la densidad de electrones se concentra a lo largo del eje internuclear
- Enlace Pi (π) : enlace covalente en el que la densidad de electrones se concentra por encima y por debajo del eje internuclear. Los enlaces Pi son generalmente más débiles que los enlaces sigma (menos superposición)
Por lo general, los enlaces simples son enlaces ( sigma ). Un enlace doble tiene un enlace ( sigma ) y un enlace ( pi ). Un enlace triple tiene un enlace ( sigma ) y dos enlaces ( pi ).
Considere C 2 H 4 como ejemplo. Después de la hibridación, C tiene 3 orbitales híbridos sp 2 y un electrón en el orbital 2p no hibridado restante. El electrón 2p no hibridado es directamente perpendicular al plano que contiene los tres orbitales híbridos sp 2
- El enlace C – H ( sigma ) está formado por la superposición de un orbital híbrido sp 2 con el orbital 1s de hidrógeno. Por lo tanto, el enlace utiliza dos electrones
- El enlace C – C ( sigma ) está formado por la superposición de dos orbitales híbridos sp 2 , uno en cada átomo de carbono, y requiere dos electrones más. En general, C 2 H 4 tiene 12 electrones de valencia, 10 de los cuales se utilizan en la formación de los enlaces
- Los dos electrones de valencia restantes residen en los orbitales 2p no hibridados, un electrón en cada uno de los átomos
- Los orbitales 2p pueden superponerse entre sí de manera lateral. Esto conducirá a que la densidad de electrones se concentre por encima y por debajo del eje de enlace C – C, por lo tanto, es un enlace ( pi )
Debido a que los enlaces ( pi ) requieren que las porciones de una molécula sean planas, pueden introducir rigidez en las moléculas (afecta fuertemente las propiedades de las sustancias)
Aunque los enlaces ( pi ) se pueden formar a partir de orbitales d , solo consideraremos aquellos formados por orbitales p . Solo se pueden formar si los orbitales p no hibridados están presentes en los átomos unidos. Solo los átomos que tienen sp o sp 2 hibridación pueden participar en la unión ( pi ). Los enlaces dobles y triples son más comunes en las moléculas con átomos pequeños
Enlace deslocalizado
- Los electrones σ y ( pi ) están localizados cuando están totalmente asociados con dos átomos que forman el enlace.
- En algunas moléculas, particularmente aquellas con más de una forma de resonancia, no podemos describir con precisión el enlace como localizado. Para hacer frente a esto, “untamos” los enlaces ( los deslocalizamos ) para que se ajusten lo mejor posible a ambas estructuras de resonancia
Electrones deslocalizados : electrones que se extienden sobre varios átomos en una molécula en lugar de localizarse entre un par de átomos
Resumen de sección
- Cada par de átomos unidos comparte uno o más pares de electrones. En cada enlace, al menos un par de electrones se localiza en el espacio entre los átomos, en un enlace ( sigma ). El conjunto apropiado de orbitales híbridos utilizados para formar los enlaces ( sigma ) entre un átomo y sus vecinos está determinado por la geometría observada de la molécula
- Los electrones en los enlaces ( sigma ) están localizados en la región entre dos átomos unidos y no hacen contribuciones significativas al enlace entre otros dos átomos
- Cuando los átomos comparten más de un par de electrones, los pares adicionales están en enlaces ( pi ). Los centros de densidad de chare en un enlace ( pi ) se encuentran por encima de debajo del eje del enlace.
- Las moléculas con dos o más formas de resonancia pueden tener enlaces ( pi ) que se extienden sobre más de dos átomos unidos. Se dice que los electrones en los enlaces ( pi ) que se extienden sobre más de dos átomos unidos están deslocalizados
9.7: Orbitales moleculares
Un orbital molecular es una distribución espacial permitida de electrones en una molécula que está asociada con una energía orbital particular. A diferencia de un orbital atómico, que se centra en un solo átomo, un orbital molecular se extiende sobre todos los átomos en una molécula o ion. Por lo tanto, la teoría de la unión molecular orbital es un enfoque deslocalizado. Los orbitales moleculares se construyen utilizando combinaciones lineales de orbitales atómicos (LCAO), que describen orbitales atómicos superpuestos.
- Teoría del orbital molecular : teoría que predice que los electrones en las moléculas existen en estados de energía permitidos.
- Orbitales moleculares : estado permitido para un electrón en una molécula. Los orbitales moleculares son muy similares a los orbitales atómicos. Ambos tienen un máximo de dos electrones (con espines opuestos), tienen energías definidas y su distribución de densidad electrónica se puede visualizar mediante el uso de representaciones de contorno. Sin embargo, los orbitales moleculares están asociados con la molécula completa
La molécula de hidrógeno
Considere H 2 como ejemplo. Cada vez que se superponen dos orbitales atómicos, se forman dos orbitales moleculares. Por lo tanto, la superposición de los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno para formar H 2 produce dos orbitales moleculares.
Enlace molecular orbital : orbital molecular en el que la densidad de electrones se concentra en la región internuclear. La energía de un orbital molecular de enlace es menor que la energía de los orbitales atómicos separados a partir de los cuales se forma.
El enlace orbital molecular resulta de sumar los dos orbitales atómicos de modo que las funciones de la onda orbital atómica se mejoren entre sí en la región del enlace. Debido a que un electrón en este orbital molecular es fuertemente atraído por ambos núcleos, el electrón es más estable (menor energía) que en el orbital 1s de hidrógeno. Debido a que concentra la densidad electrónica entre ambos núcleos, el orbital molecular de enlace mantiene unidos a los átomos en un enlace covalente.
Antibonding molecular orbital : orbital molecular en el que la densidad de electrones se concentra fuera de la región entre los dos núcleos de átomos unidos. Tales orbitales, designados como σ * o π *, son menos estables (de mayor energía) que los orbitales moleculares de enlace
- Un electrón en el orbital molecular de antienvejecimiento es repelido desde la región de enlace y, por lo tanto, es menos estable (mayor energía) que en el orbital 1s del átomo de hidrógeno
- Sigma (σ) orbital molecular : orbital molecular que centra la densidad electrónica alrededor de una línea imaginaria que pasa por dos núcleos
- Diagrama del nivel de energía : alias Diagrama orbital molecular ; diagrama que muestra las energías de los orbitales moleculares en relación con los orbitales atómicos de los que se derivan
- Los electrones que ocupan un orbital molecular de enlace se denominan enlaces electrones
Orden de fianza
- Orden de enlace : relacionado con la estabilidad de un enlace covalente.
[ text {Bond order} = dfrac {1} {2} ( text {número de electrones de enlace – número de electrones de antiadherencia}) nonumber ]
Un orden de enlace de 1 representa un enlace sencillo, un orden de enlace de 2 representa un enlace doble y un orden de enlace de 3 representa un enlace triple. Un orden de enlace de 0 significa que no existen enlaces
9.8: Moléculas diatómicas de la segunda fila
Se pueden crear diagramas moleculares de nivel de energía orbital para moléculas diatómicas si se conoce la configuración electrónica de los átomos parentales, siguiendo algunas reglas simples. Lo más importante, la cantidad de orbitales moleculares en una molécula es la misma que la cantidad de orbitales atómicos que interactúan. La diferencia entre las combinaciones de orbitales moleculares de unión y antienlace es proporcional a la superposición de los orbitales progenitores y disminuye a medida que aumenta la diferencia de energía entre los orbitales atómicos.
El material aquí se aplica a moléculas diatómicas homonucleares (aquellas compuestas de átomos idénticos)
- El número de orbitales atómicos formados es igual al número de orbitales atómicos combinados
- Los orbitales atómicos se combinan más efectivamente con otros orbitales atómicos de energía similar
- La efectividad con la que se combinan dos orbitales atómicos es proporcional a su superposición entre sí; es decir, a medida que aumenta la superposición, el orbital de unión se reduce en energía, y el orbital de antienvejecimiento se eleva en energía
- Cada orbital molecular puede acomodar como máximo dos electrones, con sus espines emparejados (principio de exclusión de Pauli)
- Cuando los orbitales moleculares tienen la misma energía, un electrón entra en cada orbital (con espines paralelos) antes de que se produzca el emparejamiento de espines (regla de Hund)
Orbitales moleculares para Li 2 y Be 2
- El litio tiene orbitales 1s y 2s, pero ambos son extremadamente diferentes. De acuerdo con la estructura de Lewis de Li 2 , hay un solo enlace Li – Li.
- Debido a que los orbitales 1s y 2s son tan diferentes en energía, es probable que los orbitales 1s interactúen entre sí. (Ver la regla 2)
- Esto crearía una superposición mucho mayor entre los orbitales 2s (ver figura)
- Como resultado, la separación de energía entre los σ 2s y σ * 2s es mayor que la de los orbitales basados en 1s.
- Cada átomo de Li tiene 3 electrones; entonces seis electrones deben ser colocados en los orbitales moleculares de Li 2
- Los electrones ocupan los σ 1s , σ * 1s y σ 2s orbitales (no los σ * 2s o . Hay 4 orbitales de enlace y 2 no unidos, por lo que el orden de enlace es igual a ½ (4 – 2) = 1. La molécula tiene un enlace simple, de acuerdo con su estructura de Lewis.
Las subcapas atómicas llenas generalmente no contribuyen significativamente a la unión en la formación de moléculas
En Be 2 , cada Be tiene 4 electrones, para un total de ocho. Cuando los colocamos en orbitales moleculares, rellenamos los orbitales σ 1s , σ * 1s , σ 2s y σ * 2s . Hay un número igual de electrones de enlace y de antienlace, por lo que el orden de enlace es 0. Por lo tanto, Be 2 no existe.
Orbitales moleculares de 2p Orbitales atómicos
- z eje es eje internuclear (en este ejemplo). Los orbitales 2p z se enfrentan entre sí en una forma “cabeza a cabeza” a lo largo del eje z . Se combinan como los orbitales s , con una combinación que concentra la densidad electrónica entre ambos núcleos, y la otra excluye la densidad electrónica de la región de enlace. En cada una de estas combinaciones, la densidad electrónica se encuentra a lo largo del eje internuclear. Por lo tanto, son orbitales moleculares σ: σ 2p y σ * 2p
- Los otros orbitales 2p se superponen de manera lateral y, por lo tanto, concentran la densidad de electrones en lados opuestos del eje internuclear. Los orbitales moleculares de este tipo se denominan orbitales moleculares pi . Obtenemos dos orbitales moleculares π 2p combinando orbitales moleculares 2p x y 2p y . Los orbitales moleculares π 2p resultantes son degenerados (misma energía). Del mismo modo, se forman dos orbitales moleculares degenerados π * 2p .
- The 2p z orbitals on two atoms point directly at one another, hence, having a greater overlap than the 2p x and 2p y orbitals. From rule 3, we can expect the σ 2p molecular orbital to be lower in energy (more stable) tha n the π 2p molecular orbitals.
Electron Configurations for B 2 Through F 2
- The elements Boron through Fluorine all have 2s and 2p valence electrons
- In the energy diagram, the σ 2p molecular orbital is at higher energy than the π 2p molecular orbitals, contrary to what we would expect from rule 3.
- This is because of interaction between the σ 2s and σ 2p molecular orbitals. It results in the σ 2p molecular orbital being pushed upward in energy to the point where it is above the π 2p orbi tals, and the σ 2s molecular orbital is pushed down in energy. (The interaction between σ 2p and σ 2s molecular orbitals decreases as we move from left to right in the second period. As a result, the σ 2p is higher in energy than the π 2p orbitals for B 2 , C 2 , and N 2 . For O 2 , F 2 , and Ne 2 , the σ 2p orbital is lower in energy than the π 2p orbitals)
- Boron has 3 valence electrons. Thus, for B 2 , we must place 6 electrons in molecular orbitals. Four of these occupy the σ 2s and σ* 2s molecular orbitals, leading to no net bonding. The last two electrons are put in the π 2p bonding molecular orbitals; one electron is put in each π 2p molecular orbital with the same spin (rule 5). Therefore, B 2 has a bond order of 1.
Electron Configurations and Molecular Properties
- Molecules with one or more unpaired electrons are attracted into a magnetic field. The more unpaired electrons, the stronger the force of the attraction
- Paramagnetism : property that a substance possesses if it contains one or more unpaired electrons. A paramagnetic substance is drawn into a magnetic field
- Diamagnetism : type of magnetism that causes a substance with no unpaired electrons to be weakly repelled from a magnetic field.
- Diamagnetism is a much weaker effect than paramagnetism
- As bond orders increase, bond distances decrease and bond-dissociation energies increase.
- Molecules with the same bond order do not have the same bond distances and bond-dissociation energies. There are other factors involved, such as nuclear charges and the extend of orbital overlap.
Callstack:
at (Bookshelves/General_Chemistry/Map:_Chemistry_-_The_Central_Science_(Brown_et_al.)/09._Molecular_Geometry_and_Bonding_Theories/9.S:_Molecular_Geometry_and_Bonding_Theories_(Summary)), /content/body/div[7]/p[10]/span, line 1, column 19