37422

w obszarze nieco ponad i poniżej płaszczyzny, w której leży oś wiązania. Przypadek ten przedstawia Rysunek 7.

Rysunek 7. Tworzenie się orbitalu molekularnego wiążącego n z dwóch orbitali atomowych 2p_z W tej syhiacji energia elektronów, opisywanych przez orbital molekularny, który nosi nazwę orbitalu a jest niższa niż energia elektr onów w atomach izolowanych. Elektr ony nie znajdują się co prawda bezpośrednio pomiędzy jądrami atomów, ale tuż nad i pod płaszczyzną, w której leży o ś wiązania (prosta łącząca oba jądra). Orbitale typu n tworzą się wówczas, gdy dwa atom)' tworzą ze sobą wiązania wielokrotnie. Jedno z tych wiązań jest wiązaniem typu o. a pozostałe - wiązaniami typu n. I tak na przykład w cząsteczce tlenu O, (6 elektr onów walencyjnych) mamy do czynienia z utworzeniem się orbitalu molekularnego typu o z nakładania się dwóch orbitali typu p_x oraz orbitalu typu n powstałego z nakładania się dwóch orbitali typu p_z. Każdy z tych orbitali jest obsadzony przez dwa elektron)', co odpowiada uproszczonemu opisowi wiązań w cząsteczce tlenu - powstają dwie wspólne pary elektronowe (wiązanie podwójne).

W cząsteczce azotu nakładają się zarówno orbitale 2p_x (orbital molekularny typu o), jak i orbitale typu 2p_y i 2p_z (dwa prostopadle do siebie i prostopadłe do osi wiązania orbitale molekularne typu n). Jeśli każdy z tych trzech orbitali molekularnych zostanie obsadzony przez 2 elektrony, to otr zymamy wiązanie potrójne - trzy wspólne pary elektronowe atomów azotu.

W powyższych przykładach rozpatrzono tylko jednakowe orbitale. Nie było zatem problemu ze spełnieniem warunku jednakowej symetr ii nakładających się orbitali względem osi wiązania. Ponieważ jednak orbitale molekularne typu o mogą powstać zarówno z nakładania się orbitali typu s, jak i orbitali typu p_x (jedne i drugie są symetryczne względem osi wiązania - osi x), można zatem przypuszczać, że również nakładanie się tych dwócłr rodzajów' orbitali (przy spełnieniu warunku ..energetycznego") będzie prowadzić do utworzenia orbitali typu o (Rysunek 8).

Rysunek 8. T\vorzcnie się orbitalu molekularnego wiążącego o z orbitali atomowych 2s i 2p_x Jak wynika z powyższych rozważań, posługując się teoną or bitali molekularnych rozpatrujemy najczęściej nakładanie się orbitali atomowych, które nie są całkowicie zapełnione. Analizując tworzenie się wiązań w cząsteczce, posługujemy się najczęściej diagratnetn energetycznym, obsadzając poziom)' odpowiadające orbitalom molekularnym elektronami przy zachowaniu tych samych reguł, co dla konfiguracji elektronowych w atomie. Na poniższych rysitttkach przedstawiono diagram)’ energetyczne dla cząsteczek wodoru, azotu i fluoru (strzałki reprezentują elektrorry o dodatnim lub ujemnym zwrocie spinu).

Rysunek 9. Diagram energetyczny dla cząsteczki wodom

W cząsteczce wodoru (konfrgirracja elektronowa atomu wodont w stanic podstawowym - ls¹) twor zy się orbital wiążący typu o o energii niższej niż orbitale atomowe oraz orbital antywiąźący typu o* o energii odpowiednio wyższej. Para elektronów obsadza orbital wiążący; orbital antywiąźący pozostaje niewypełniony. Oznacza to, że sumaryczny skirtek energetyczny oznacza obniżenie energti dla cząsteczki w porównaniu z energią elektronów w izolowanych