Dzięki wojtex za tą stronkę, w końcu zrozumiałem co i jak z tlenem singletowym
Normalnie jestem taki szczęśliwy, że mogę to tłumaczyć po kawałku w wolnych chwilach, najpóźniej za parę dni będzie całość
<center>
Teoria Orbitali Molekularnych (MO)</center>
Celem tej teorii jest by opisać cząsteczki w podobny sposób jak opisujemy pojedyńcze atomy, to jest, na drodze orbitali, diagramów orbitalnych i konfiguracji elektronowych. Dla przykładu, by uzmysłowić o czym mowa, poniżej przedstawione są diagramy orbitalne cząsteczki O<sub>2</sub> i atomu tlenu.
<center>
O<sub>2</sub>
O
</center>
Każda linia na diagramie odpowiada orbitalowi molekularnemu, który jest przestrzenią w której znajdujemy duży procent ujemnego ładunku pochodzącego od elektronów. Przestrzeń orbitalu molekularnego otacza całą cząsteczkę. Przyjmujemy, że elektrony zapełniają orbitale molekularne w taki sam sposób jak zapełniają orbitale atomowe w atomach.
* Orbitale molekularne są zapełniane w taki sposób, by cząsteczka miała jak najmniejszą energię potencjalna
* Maksymalnie na jednym orbitalu mogą przebywać 2 elektrony (zakaz Pauliego)
* Orbitale o równej energii są zapełniane w połowie elektronami o równoległych spinach zanim zaczną się parować (reguła Hunda)
Zanim będziemy kontynuować opis modelu używanego do opisywania diagramów orbitalnych, przypomnijmy sobie nieco informacji o falach świetlnych i elektronowych oraz jak dwie fale mogą ze sobą oddziaływać. Falowy opis światła mówi o efekcie jaki wywiera światła na przestrzeń wokół niego. Tym efektem jest generowanie drgań pola magnetycznego i elektrycznego. Mogą się one różnić intensywnością, co jest odzwierciedlane w jasności światła.
<center>
</center>
Falowy opis elektronu mówi o różnicach w intensywności ładunku ujemnego generowanego przez elektron
<center>
</center>
Fale świetlne mogą oddziaływać zgodnie z fazą, co prowadzi do wzmocnienia intensywności światła (jaśniejsze), lub niezgodnie z fazą co przynosi skutek odwrotny. Fale elektronowe również mogą oddziaływać zgodnie, lub niezgodnie z fazą. Oddziaływanie zgodnie z fazą prowadzi do zwiększenia intensywności ładunku ujemnego, i zmniejszenia go przy oddziaływaniu niezgodnie z fazą.
Często stosowane przybliżenie, które umożliwia nam tworzenie diagramów orbitalnych dla niektórych małych dwuatomowych cząsteczek, nosi nazwę Liniowej Kombinacji Orbitali Atomowych (Linear Combination of Atomic Orbitals (LCAO)). Te założenia nie sprawdzają się w istocie z modelem przedstawianym w teorii MO.
* Orbitale molekularne tworzą się poprzez nakładanie się orbitali atomowych
* Tylko orbitale atomowe o podobnej energii mogą utworzyć orbital molekularny
* Kiedy nakładają się dwa orbitale atomowe, oddziaływują na dwa skrajnie różne sposoby tworząc dwa orbitale molekularne - wiążący i antywiążący
Dla przykładu, nasz model zakłada, że dwa orbitale atomowe 1s mogą nakładać się na dwa sposoby tworząc dwa orbitale molekularne. Jednym z tych sposobów jest oddziaływanie orbitali zgodnie z fazą, co prowadzi do wzmocnienia intensywności fali podobnie jak ma to miejsce przy falach świetlnych. W miejscu nałożenia się orbitali (w tym wypadku pomiędzy jądrami) zwiększa się intensywność ładunku ujemnego (gęstość elektronowa). To prowadzi do zwiększenia siły przyciągania elektrostatycznego pomiędzy ładunkiem elektronowym i jądrami atomów tworzących wiązanie. Silniejsze przyciąganie prowadzi to zmniejszenia energii potencjalnej. Ponieważ elektrony w orbitalu molekularnym mają niższą energię potencjalną niż w orbitalach atomowych dwóch oddzielnych atomów, potrzebna jest energia aby umieścić je z powrotem na oddzielnych orbitalach 1s (zerwać wiązanie). Właśnie to trzyma atomy razem w cząsteczce i dlatego nazywamy ten orbital wiążącym. Utworzony orbital molekularny jest symetryczny względem osi wiązania. Symetryczne orbitale molekularne są nazywane sigma,
, orbitalami molekularnymi. Symbol
<sub>1s</sub> jest używany dla wiążącego orbitalu molekularnego utworzonego z dwóch orbitali atomowych 1s.
Inną drogą jaką oddziaływują ze sobą orbitale atomowe jest oddziaływanie niezgodnie z fazą. Tam gdzie nakładają się dwa orbitale atomowe oddziaływanie to prowadzi do zmniejszenia intensywności ładunku ujemnego i w konsekwencji osłabienia przyciągania pomiędzy ładunkiem elektronów i jądrami atomów uczestniczących w wiązaniu, a to z kolei oznacza większą energie potencjalną. Elektrony są stabilniejsze na oddzielnych orbitalach 1s, więc ten typ orbitalu molekularnego destabilizuje wiązanie. Nazywamy je antywiążacymi orbitalami molekularnymi. Utworzony orbital jest symetryczny względem osi wiązania i oznaczamy go symbolem
*<sub>1s</sub>. Gwiazdka oznacza, że orbital jest antywiążący.
Diagram poniżej przedstawia wiążący i niewiążący orbital utworzony z dwóch orbitali atomowych 1s.
<center>
</center>
Gdy dwa większe atomy reagują ze sobą, żeby utworzyć dwuatomową czasteczkę (np. O<sub>2</sub>,F</sub>2</sub>,Ne<sub>2</sub>), oddziaływuje ze sobą więcej orbitali atomowych. Przybliżenie LCAO zakłada, że reagują ze sobą tylko orbitale o w przybliżeniu tej samej energii. Dla O<sub>2</sub>,F</sub>2</sub>, lub Ne<sub>2</sub> energie poszczególnych orbitali są wystarczająco różne, więc tylko orbitale o tej samej energii reagują ze sobą w znaczącym stopniu.
Podobnie jak przy wodorze, orbital 1s z jednego atomu nakłada się z orbitalem 1s pochodzącym z innego atomu tworząc wiążący orbital molekularny
<sub>1s</sub> oraz antywiążący orbital molekularny
*<sub>1s</sub>. Kształty będą podobne do tych utworzonych z orbitali 1s wodoru. Podobnie orbitale 2s utworzą orbital wiążący i antywiążący. Kształty będą zbliżone do
<sub>1s</sub> i
*<sub>1s</sub>, z tym że zarówno
<sub>2s</sub> jak i
*<sub>2s</sub> mają większą energię i są większe niż
<sub>1s</sub> i
*<sub>1s</sub>
Orbitale atomowe p dwóch różnych atomów mogą reagować ze sobą na dwa sposoby, równolegle lub czołowo. Orbitale molekularne są inne dla każdego typu interakcji. Czołowe nałożenie się orbitali 2px tworzy orbitale molekularne sigma, które są symetryczne względem osi wiązania.
<center>
</center>
2 orbitale atomowe 2py mogą nałożyć się równolegle tworząc dwa orbitale molekularne pi. Orbitale pi nie są symetryczne względem osi wiązania.
<center>
</center>
Nałożenie się orbitali 2pz-2pz tworzy dodatkową parę orbitali molekularnych (
<sub>2p</sub> i
*<sub>2p</sub>). Nałożenie 2pz-2pz jest podobna do 2py-2py. By zwizualizować to nałożenie, wyobraźmy sobie wszystkie orbitale z rysunku powyżej obrócone o 90 stopni, tak ze osie idące przez atomowe i molekularne orbitale są prostopadłe do ekranu. utworzone orbitale molekularne mają identyczne energie jak te z nałożenia 2py-2py.
Równoległe orbitale atomowe nakładają się w mniejszym stopniu. Kiedy interakcja przebiega zgodnie z fazą, mniejsze nakładanie prowadzi do mniejszego nagromadzenia ładunku elektronowego pomiędzy jądrami dla orbitalu molekularnego pi niz dla orbitalu molekularnego sigma. Mniejsza gęstość elektronowa prowadzi do słabszego przyciągania elektrostatycznego, mniejszej stabilizacji i większej energii potencjalnej dla orbitalu wiążącego pi w porównaniu do orbitalu wiążącego sigma.
Kiedy interakcja zachodzi niezgodnie z fazą, mniejsze nakładanie prowadzi do mniejszych wachań gęstości elektronowej pomiędzy jądrami. Gęstość elektronowa pomiędzy jądrami jest większa dla orbitalu antywiążącego pi niż dla orbitalu antywiążącego sigma. Większy ładunek oznacza silniejsze przyciąganie i niższą energię potencjalną przy orbitalu antywiążącym pi porównanym do orbitalu antywiążącego sigma
Poniżej oczekiwany diagram nałożeń orbitali atomowych 1s, 2s i 2p. Będziemy go używać do opisania cząsteczek O2, F2, Ne2, CO i NO.
<center>
</center>
Przy rysowaniu diagramów orbitali molekularnych wykonujemy następujące czynności:
* Policz ile elektronów wchodzi w skład cząsteczki. Ilość elektronów na atom odczytujemy z liczby atomowej pierwiastka podanej w układzie okresowym (pamiętaj by uwzględnić wszystkie elektrony, a nie tylko walencyjne)
* Zapełnij orbitale molekularne idąc od dołu do góry dopóki nie użyjesz wszystkich elektronów. Opisz elektrony strzałkami. Na każdym orbitalu molekularnym postaw dwie strzałki, pierwszą skierowaną w górę, a druga w dół.
* Orbitale o równej energii są zapełniane w połowie równoległymi spinami zanim zaczną się parować.
Stabilność cząsteczki możemy opisać przez rząd wiązania, liczony ze wzoru:
rząd wiązania = <sup>1</sup>/<sub>2</sub> (e<sup>-</sup><sub>na orbitalach wiążących</sub> - e<sup>-</sup><sub>na orbitalach antywiążących</sub>)
Używamy rzędów wiązania, aby przewidzieć stabilność cząsteczek
* Jeśli rząd wiązania jest równy zeru, cząsteczka jest niestabilna
* Rząd wiązania większy niż zero sugeruje stabilność cząsteczki
* Im większy rząd wiązania, tym stabilniejsze jest wiązanie.
Dzięki diagramom orbitali molekularnych możemy też przewidzieć czy cząsteczka jest paramagnetyczna czy diamagnetyczna. Jeśli jeden lub więcej elektronów jest niesparowanych, cząsteczka jest paramagnetyczna.
Przykłady:1. Diagram orbitali molekularnych dla cząsteczki wodoru, H<sub>2</sub> wygląda następująco:
<center>
</center>
* Rząd wiązania wynosi 1. Rząd wiązania - 1/2 (2 - 0) = 1
* Rząd wiązania większy od zera sugeruje, że cząsteczka wodoru jest stabilna
* Ponieważ nie ma niesparowanych elektronów, cząsteczka wodoru jest diamagnetykiem.
2. Dla hipotetycznej cząsteczki helu, He<sub>2</sub> diagram przedstawia się następująco:
<center>
</center>
* Rząd wiązania jest równy 0. Rząd wiązania = 1/2 (2 - 2) = 0
* Zerowy rząd wiązania sugeruje, że cząsteczka He<sub>2</sub> jest niestabilna
* Gdyby He<sub>2</sub> istniał, byłby diamagnetykiem
3. Diagram dla dwuatomowej cząsteczki tlenu, )<sub>2</sub> wygląda następująco:
<center>
</center>
* Rząd wiązania wynosi 2. Rząd wiązania = 1/2 (10 - 6) = 2
* Rząd wiązania równy 2 sugeruje, że cząsteczka tlenu jest stabilna.
* Dwa niesparowane elektrony oznaczają, że O<sub>2</sub> jest paramagnetykiem.
4. Diagram dla dwuatomowej cząsteczki fluoru, F<sub>2</sub>:
<center>
</center>
* Rząd w[iązania wynosi 1. Rzad wiązania = 1/2 (10 - 
= 1[/list]
* Rzad wiązania równy ejden sugeruje, że czasteczka fluoru jest stabilna.
* Wszystkie elektrony są sparowane, więc F<sub>2</sub> jest diamagnetykiem.
5. Dla dwuatomowej czasteczki neonu, Ne<sub>2</sub> diagram wygląda następująco:
<center>
</center>
* Rząd wiązania wynosi 0. Rząd wiązania = 1/2 (10 - 10) = 0
* Zerowy rząd wiazania mówi nam, że Ne<sub>2</sub> jest niestabilna
* Gdyby Ne<sub>2</sub> istniał, byłby diamagnetykiem
Podobnie możemy opisywać dwuatomowe cząsteczki złożone z dwóch różnych atomów. Wiązanie pomiędzy węglem i tlenem w cząsteczce tlenku węgla jest bardzo silne, mimo że jako wzór Lewisa wygląda dziwnie i być może niestabilnie.
<center>
</center>
Dodatni ładunek formalny na bardziej elektroujemnym tlenie i ujemny ładunek formalny na mniej elektroujemnym atomie węgla może sugerować niestabilność. Diagram orbitali molekularnych przewiduje jednak, ze CO jest bardzo stabilne rząd wiązania wynosi 3.
<center>
</center>
Podobnie wzór Lewisa tlenku azotu sugeruje niestabilność cząsteczki
<center>
</center>
Niesparowany elektron i brak oktetu elektronowego wokół azotu może sugerowac niestabilność cząsteczki. jednak NO jest dość stabilny. Diagram orbitali molekularnych przewiduje to pokazując, że rząd wiązania wynosi 2,5.
<center>
</center>
KONIEC 
), bo nie wszystko jest dla mnie zrozumiałe (z powodu mojej znajomości a raczej nieznajomości angielskiego).