Estoy frente a un dilema en la forma en que estoy viendo molécula de orbitales debido a la existencia de los estados excitados. Lo que yo quería saber es, desde atómicos orbitales pueden existir en estados de excitación (es decir, de obtener hidrógeno acceder a estados fuera de la orbital 1s y tal, cuando un alto-suficiente energía de los fotones se utiliza), es este el caso de los orbitales moleculares, donde 'técnicamente' muchos más estados existen al que se muestra en un diagrama de orbitales moleculares? Quiero decir, tienden a mostrar sólo el valencia y el núcleo de los electrones, pero no pasa de eso, de ahí la pregunta. Por ejemplo, podría metano, que sólo cuyos MO diagrama sólo muestra orbitales moleculares compuesto de 1s, 2s y 2p, tienen una transición electrónica que ocupa un orbital 3s? Y si es así, ¿cómo que se producen? Tendría que ocupar un determinado átomo o ser el 'spread' como la mayoría de los electrones en los MO teoría? Lo siento, pregunta larga, pero algo que me molesta por alguna extraña razón.
Respuestas
¿Demasiados anuncios?
La mayoría de lo que se aplica para los orbitales atómicos en átomos puede transferirse a orbitales moleculares de moléculas. Esto incluye que los electrones pueden ser excitados a mayor mentira orbitarios, creando configuraciones emocionadas.
También, igual que para el átomo de hidrógeno, hay en principio infinitamente muchos orbitales disponibles. Ellos simplemente se truncan desde la mentira más alto son menos importantes (y por razones numéricas).
Habitualmente, LCAO orbital molecular esquemas se dibujan usando los orbitales atómicos de valencia shell, ignorando tanto en la base de los orbitales y la mayoría de los de mayor orbitales de concha. Por ejemplo:
el MO esquema de metano contendrá la $\mathrm{1s}$ de los orbitales de los átomos de hidrógeno y el $\mathrm{2s}$ $\mathrm{2p}$ orbitales de carbono, ya que estos corresponden a los de valencia shell
el MO esquema de $\ce{CO2}$ utilizará el $\mathrm{2s}$ $\mathrm{2p}$ orbitales de carbono y oxígeno y de ignorar la $\mathrm{1s}$ core orbitales, así como todos los orbitales de mayor
el MO esquema de $\ce{HOCl}$ uso del hidrógeno $\mathrm{1s}$ orbital, el oxígeno del $\mathrm{2s}$ $\mathrm{2p}$ de los orbitales y el cloro de la $\mathrm{3s}$ $\mathrm{3p}$ orbitales (véase también el ejemplo siguiente)
cuando la construcción de la MO esquema de hexafluoridoferrate(III), el $\mathrm{2s}$ $\mathrm{2p}$ orbitales de flúor se utilizan, mientras que el $\mathrm{3d, 4s}$ $\mathrm{4p}$ orbitales se utilizan estos juntos corresponde a la valencia del shell.
Para cada orbital atómico entró en la ecuación la solución debe incluir exactamente un orbital molecular. Así que tener dos orbitales interactuar siempre resultará en una más de la vinculación orbital (el mismo de las fases se superponen) y una más antibonding orbital (enfrente de las fases se superponen). Por lo tanto, vamos a terminar con $8, 12, 9$ $33$ tres orbitales, respectivamente, para los ejemplos anteriores. Esto ya nos proporciona una gran orbitales para excitar a los electrones en; en el caso de metano, estos corresponden a cuatro $\unicode{x3c3}^*$ orbitales, tres de los cuales son degenerados debido a la simetría.
Nada nos detiene, incluyendo el núcleo de los orbitales en el cálculo o adicionales desocupado orbitales atómicos. De hecho, la química cuántica programas a menudo incluyen estos orbitales en los cálculos. El núcleo de los orbitales no hacer daño (que va a terminar con un conjunto de MOs muy baja de energía que se limitó básicamente a los núcleos; linearcombining esto producirá exactamente el conjunto de orbitales le tiró en la ecuación). El virtual orbitales son en realidad utiliza normalmente como la polarización de las funciones para proporcionar un mejor resultado final.
Como el virtual atómicos orbitales simplemente va a crear más virtual orbitales moleculares en la parte superior de la escala de la energía. Estos pueden ser, de hecho, se accede por la excitación con fotones de longitudes de onda apropiada - en teoría. En la práctica, que son las más alejadas y los fotones que llegan con longitudes de onda apropiada también será la energía suficiente para hacer mucho más daño, por ejemplo, electrones que ionizan completamente. Como un ejemplo, el de los electrones en los orbitales moleculares de $\ce{[FeF6]^3-}$ corresponden aproximadamente a los ligandos' orbitales p ya requieren de fotones ultravioletas incluso a ser excitado a la $\mathrm{t_{2g}}$ orbitales. Imagina la cantidad de energía que sería necesaria para excitar un $\mathrm{t_{2g}}$ de electrones a niveles formó con $\mathrm{3s}(\ce{F})$ o $\mathrm{5s}(\ce{Fe})$ orbitales!
