The su orbitals are therefore class

The su orbitals are therefore classified as antibonding. It is evident from the form of density distribution for the 1su orbital that the charge density in this orbital pulls the nuclei apart rather than drawing them together. Generally, the occupation of an equal number of sg and su orbitals results in an unstable molecule. The attractive force exerted on the nuclei by the charge density in the sg orbitals is not sufficient to balance both the nuclear force of repulsion and the antibinding force exerted by the density in the su orbitals. Thus molecular orbital theory ascribes the instability of He2 to the equal occupation of bonding and antibonding orbitals. Notice that the Pauli exclusion principle is still the basic cause of the instability. If it were not for the Pauli principle, all four electrons could occupy a sg-type orbital and concentrate their charge density in the region of low potential energy between the nuclei. It is the Pauli principle, and not a question of energetics, which forces the occupation of the 1su antibonding orbital.

The total molecular charge distribution is obtained by summing the individual molecular orbital densities for single or double occupation numbers as determined by the electronic configuration of the molecule. Thus the total charge distribution for He2 (Fig. 8-6) is given by the sum of the 1sg and 1su orbital densities for double occupation of both orbitals. The adverse effect which the nodal property of the 1su orbital has on the stability of He2 is very evident in the total charge distribution. Very little charge density is accumulated in the central portion of the binding region. The value of the charge density at the mid-point of the bond in He2 is only 0.164 au compared to a value of 0.268 au for H2.

We should reconsider in the light of molecular orbital theory the stability of He2+ and the instability of the hydrogen molecule with parallel spins, cases discussed previously in terms of valence bond theory. He2+ will have the configuration 1sg2 1su1. Since the 1su orbital is only singly occupied in He2+, less charge density is accumulated in the antibinding regions than is accumulated in these same regions in the neutral molecule. Thus the binding forces of the doubly-occupied 1sg density predominate and He2 is stable. The electron configuration of H2 is 1sg1(­)1su1(­) when the electronic spins are parallel. The electrons must occupy separate orbitals because of the Pauli exclusion principle. With equal occupation of bonding and antibonding orbitals, the H2 (­­)species is predicted to be unstable.

Lithium. The Li2 molecule with the configuration 1sg21su22sg2 marks the beginning of what can be called the second quantum shell in analogy with the atomic case. Since the 1su antibonding orbital approximately cancels the binding obtained from the 1sg bonding orbital, the bonding in Li2 can be described as arising from the single pair of electrons in the 2sg orbital. Valence bond theory, or a Lewis model for Li2, also describes the bonding in Li2 as resulting from a single electron pair bond. This is a general result. The number of bonds predicted in a simple Lewis structure is often found to equal the difference between the number of occupied bonding and antibonding orbitals of molecular orbital theory.

The forms of the orbital density distributions for Li2 (Fig. 8-7) bear out the prediction that a single electron pair bond is responsible for the binding in this molecule.

ผลลัพธ์ (ไทย) 1:

Su orbitals จึงแบ่งออกเป็น antibonding เห็นได้จากรูปแบบของการกระจายความหนาแน่น 1su ของวงโคจรที่ความหนาแน่นค่าในออร์บิทัลนี้ดึงแอลฟาที่แยกแทนที่จะวาดภาพไปด้วยกันได้ ทั่วไป การยึดครองของ sg และ su orbitals ผลลัพธ์ในโมเลกุลไม่เสถียร แรงน่าสนใจนั่นเอง โดยค่าความหนาแน่นใน sg orbitals ในแอลฟาไม่เพียงพอสมดุล repulsion แรงนิวเคลียร์และแรง antibinding นั่นเอง โดยความหนาแน่นใน su orbitals ดังนั้น ทฤษฎีโมเลกุลของวงโคจร ascribes ความไม่แน่นอนของ He2 เพื่อการยึดครองเท่ายึดและ antibonding orbitals สังเกตว่า หลัก Pauli ที่ยังคงเป็นสาเหตุพื้นฐานของการขาดเสถียรภาพ ถ้ามันไม่ได้สำหรับหลัก Pauli อิเล็กตรอนทั้งหมดสี่สามารถครอบครองเป็นออร์บิทัลคือชนิด และเข้มข้นความหนาแน่นค่าธรรมเนียมของพวกเขาในภูมิภาคของพลังงานศักย์ต่ำสุดระหว่างแอลฟา หลัก Pauli และคำถามพลัง ซึ่งกำลังโคจรอาชีพของ 1su antibonding ไม่ได้ การกระจายค่าธรรมเนียมโมเลกุลรวมจะได้รับ โดยรวมแต่ละแน่นโคจรระดับโมเลกุลสำหรับอาชีพเดี่ยว หรือคู่หมายเลขตั้งค่าคอนฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของโมเลกุล ดังนั้นการรวมค่าแจก He2 (Fig. 8-6) ถูกกำหนด โดยผลรวมของ 1sg และ 1su โคจรแน่นทันทีคู่ของ orbitals ทั้งนั้น อาการซึ่งคุณสมบัติดังของ 1su ของวงโคจรมีเสถียรภาพของ He2 ชัดมากในการกระจายค่าธรรมเนียมรวมได้ เป็นสะสมความหนาแน่นค่าธรรมเนียมเล็กน้อยในส่วนกลางของภูมิภาครวม ค่าของค่าความหนาแน่นจุดกลางของตราสารหนี้ใน He2 เป็น 0.164 au เมื่อเทียบกับค่า 0.268 au สำหรับ H2 เราควร reconsider นี้ทฤษฎีโมเลกุลของวงโคจรของ He2 + ความมั่นคงและความไม่แน่นอนของโมเลกุลไฮโดรเจนกับสปินขนาน กรณีที่กล่าวถึงก่อนหน้านี้ในทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ He2 + จะมีการตั้งค่าคอนฟิก 1sg2 1su1 เนื่องจาก 1su ของวงโคจรเพียงลำพังมาว่างใน He2 + ความหนาแน่นน้อยกว่าค่าธรรมเนียมสะสมในภูมิภาค antibinding กว่าสะสมในภูมิภาคเหล่านี้เดียวกันในโมเลกุลเป็นกลาง ดังนั้นกองกำลังรวมของความหนาแน่นสองเหตุการณ์ครอง 1sg predominate และ He2 มีเสถียรภาพ การจัดเรียงอิเล็กตรอนของ H2 คือ 1sg1()1su1() เมื่อสปินอิเล็กทรอนิกส์ควบคู่กัน อิเล็กตรอนต้องครอบครอง orbitals แยกต่างหากเนื่องจากในหลัก Pauli มีอาชีพเท่าของงาน และ antibonding orbitals สายพันธุ์ H2 ()คาดว่า จะเสียลิเทียม โมเลกุล Li2 กับ 1sg21su22sg2 การตั้งค่าคอนฟิกเครื่องต้นอะไรสามารถเรียกเปลือกควอนตัมสองในเปรียบเทียบกับกรณีอะตอม ตั้งแต่ antibonding 1su ของวงโคจรประมาณยกเลิกผูกได้จากออร์บิทัลยึด 1sg สามารถอธิบายงานใน Li2 เป็นเกิดจากคู่เดียวของอิเล็กตรอนใน 2sg ของวงโคจร ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ หรือแบบจำลองของ Lewis สำหรับ Li2 ยังอธิบายงานใน Li2 เป็นเกิดจากพันธะคู่อิเล็กตรอนเดียว นี้เป็นผลทั่วไป มักจะพบจำนวนพันธบัตรที่คาดการณ์ไว้ในโครงสร้างของลูอิสอย่างให้เท่ากับส่วนต่างระหว่างจำนวนยึดครอบครองและ orbitals antibonding ของทฤษฎีโมเลกุลของวงโคจร รูปแบบการกระจายความหนาแน่นของวงโคจรสำหรับ Li2 หมี (Fig. 8-7) ออกคำทำนายว่าพันธะคู่อิเล็กตรอนเดี่ยวชอบผูกในโมเลกุลนี้

ผลลัพธ์ (ไทย) 2:

orbitals su จึงจะจัดเป็น antibonding จะเห็นได้จากรูปแบบของการกระจายความหนาแน่นสำหรับ 1su โคจรที่ความหนาแน่นของค่าใช้จ่ายในการโคจรนี้ดึงนิวเคลียสออกจากกันมากกว่าการวาดภาพด้วยกัน โดยทั่วไปการประกอบอาชีพของจำนวนเท่ากับ sg และ su ผล orbitals ในโมเลกุลที่ไม่แน่นอน แรงที่น่าสนใจกระทำกับนิวเคลียสโดยค่าความหนาแน่นใน orbitals sg ที่ไม่เพียงพอที่จะรักษาความสมดุลของทั้งแรงนิวเคลียร์ของแรงผลักและแรง antibinding กระทำโดยความหนาแน่นใน orbitals su ดังนั้นโมเลกุลทฤษฎีวงให้เหตุผลความไม่แน่นอนของ He2 เพื่ออาชีพที่เท่ากันของ orbitals พันธะและ antibonding ขอให้สังเกตว่าหลักการการยกเว้น Pauli ยังคงเป็นสาเหตุพื้นฐานของความไม่แน่นอน ถ้ามันไม่ได้สำหรับหลักการ Pauli ทั้งสี่อิเล็กตรอนสามารถครอบครอง sg ชนิดโคจรและมีสมาธิความหนาแน่นของค่าใช้จ่ายของพวกเขาในพื้นที่ของพลังงานที่มีศักยภาพต่ำระหว่างนิวเคลียส มันเป็นหลักการ Pauli และไม่ใช่คำถามของ energetics ซึ่งกำลังยึดครองของ 1su antibonding โคจรที่. การกระจายค่าใช้จ่ายในระดับโมเลกุลรวมจะได้รับจากข้อสรุปความหนาแน่นของการโคจรแต่ละโมเลกุลสำหรับตัวเลขอาชีพเดียวหรือสองครั้งตามที่กำหนดโดยการกำหนดค่าระบบอิเล็กทรอนิกส์ โมเลกุล ดังนั้นการกระจายค่าใช้จ่ายรวมสำหรับ He2 (รูป. 8-6) จะได้รับจากผลรวมของความหนาแน่นและการโคจร 1SG 1su สำหรับการประกอบอาชีพของคู่ orbitals ทั้ง ผลกระทบที่ไม่พึงประสงค์ซึ่งทรัพย์สินที่สำคัญของ 1su โคจรที่มีต่อเสถียรภาพของ He2 เห็นได้ชัดมากในการกระจายค่าใช้จ่ายรวม ค่าความหนาแน่นน้อยมากที่สะสมในส่วนภาคกลางของภูมิภาคที่มีผลผูกพัน ค่าความหนาแน่นของค่าใช้จ่ายที่จุดกลางของพันธบัตรใน He2 เป็นเพียง 0.164 au เมื่อเทียบกับมูลค่าของ 0.268 au สำหรับ H2. เราควรจะพิจารณาในแง่ของทฤษฎีการโคจรโมเลกุลความมั่นคงของ He2 + และความไม่แน่นอนของไฮโดรเจนที่ โมเลกุลที่มีสปินขนานกรณีที่กล่าวก่อนหน้านี้ในแง่ของทฤษฎีพันธบัตรจุ He2 + จะมีการกำหนดค่า 1sg2 1su1 ตั้งแต่ 1su โคจรเป็นเพียงการครอบครองโดยลำพังใน He2 + ค่าความหนาแน่นน้อยกว่าจะสะสมในภูมิภาค antibinding กว่าจะสะสมอยู่ในภูมิภาคเดียวกันนี้ในโมเลกุลที่เป็นกลาง ดังนั้นกองกำลังที่มีผลผูกพันของความหนาแน่น 1SG ทวีคูณยึดครองครอบงำและ He2 มีเสถียรภาพ การกำหนดค่าของอิเล็กตรอน H2 ถูก 1sg1 () 1su1 () เมื่อหมุนอิเล็กทรอนิกส์ขนาน อิเล็กตรอนจะต้องครอบครอง orbitals แยกต่างหากเพราะหลักการการยกเว้น Pauli ด้วยอาชีพที่เท่ากันของ orbitals พันธะและ antibonding ที่ H2 () ชนิดที่คาดว่าจะไม่มั่นคง. ลิเธียม โมเลกุล Li2 1sg21su22sg2 กับการกำหนดค่าจุดเริ่มต้นของสิ่งที่สามารถเรียกว่าเปลือกควอนตัมที่สองในการเปรียบเทียบกับกรณีที่อะตอม ตั้งแต่ 1su antibonding โคจรประมาณยกเลิกผูกพันที่ได้รับจากพันธะ 1SG โคจรพันธะใน Li2 สามารถอธิบายได้ว่าเกิดขึ้นจากคู่ของอิเล็กตรอนในวงโคจร 2SG ทฤษฎี Valence พันธบัตรหรือรูปแบบลูอิส Li2 ยังอธิบายถึงพันธะใน Li2 เป็นผลมาจากคู่อิเล็กตรอนเดียวพันธบัตร นี้เป็นผลทั่วไป จำนวนพันธบัตรที่คาดการณ์ไว้ในโครงสร้างลูอิสง่ายมักจะพบว่ามีค่าเท่ากับความแตกต่างระหว่างจำนวนของพันธะครอบครองและ orbitals antibonding ของทฤษฎีการโคจรโมเลกุล. รูปแบบของการกระจายความหนาแน่นของการโคจรสำหรับ Li2 (รูป. 8-7) แบกออก ทำนายว่าพันธะคู่อิเล็กตรอนเดียวเป็นผู้รับผิดชอบต่อผลผูกพันในโมเลกุลนี้

ผลลัพธ์ (ไทย) 3:

su วงโคจรจึงจัดเป็น antibonding . โดยจะเห็นได้จากรูปแบบของการกระจายความหนาแน่นสำหรับ 1su โคจรที่ค่าความหนาแน่นในนี้โคจรดึงนิวเคลียสแยกมากกว่าวาดรูปด้วยกัน โดยทั่วไป การประกอบอาชีพของเท่ากับจำนวน SG และผลลัพธ์ซูวงโคจรในโมเลกุลที่ไม่เสถียรแรงมีเสน่ห์นั่นเอง ในนิวเคลียสประจุความหนาแน่นใน SG วงโคจรโดยไม่เพียงพอให้สมดุลทั้งแรงนิวเคลียร์ของการขับไล่และ antibinding ออกแรงความหนาแน่นในซูวงโคจรโดย ดังนั้นทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุลคุณลักษณะเสถียรภาพของ he2 เพื่อการประกอบอาชีพ เท่ากัน เชื่อม และ antibonding วงโคจร .สังเกตได้ว่าหลักการกีดกันของเพาลียังสาเหตุพื้นฐานของความไม่มั่นคง ถ้ามันไม่ได้สำหรับหลักการของทั้งสี่ตัวจะครอบครองชนิดและความหนาแน่นของ SG โคจรสมาธิฟรีในภูมิภาคที่มีศักยภาพพลังงานระหว่างนิวเคลียส . มันคือของหลักการ และไม่ใช่คำถามของพลัง ซึ่งกองกำลังยึดครองของ 1su

antibonding โคจร