علم الكيمياء
تاريخ الكيمياء والعلماء المشاهير
التحاضير والتجارب الكيميائية
المخاطر والوقاية في الكيمياء
اخرى
مقالات متنوعة في علم الكيمياء
كيمياء عامة
الكيمياء التحليلية
مواضيع عامة في الكيمياء التحليلية
التحليل النوعي والكمي
التحليل الآلي (الطيفي)
طرق الفصل والتنقية
الكيمياء الحياتية
مواضيع عامة في الكيمياء الحياتية
الكاربوهيدرات
الاحماض الامينية والبروتينات
الانزيمات
الدهون
الاحماض النووية
الفيتامينات والمرافقات الانزيمية
الهرمونات
الكيمياء العضوية
مواضيع عامة في الكيمياء العضوية
الهايدروكاربونات
المركبات الوسطية وميكانيكيات التفاعلات العضوية
التشخيص العضوي
تجارب وتفاعلات في الكيمياء العضوية
الكيمياء الفيزيائية
مواضيع عامة في الكيمياء الفيزيائية
الكيمياء الحرارية
حركية التفاعلات الكيميائية
الكيمياء الكهربائية
الكيمياء اللاعضوية
مواضيع عامة في الكيمياء اللاعضوية
الجدول الدوري وخواص العناصر
نظريات التآصر الكيميائي
كيمياء العناصر الانتقالية ومركباتها المعقدة
مواضيع اخرى في الكيمياء
كيمياء النانو
الكيمياء السريرية
الكيمياء الطبية والدوائية
كيمياء الاغذية والنواتج الطبيعية
الكيمياء الجنائية
الكيمياء الصناعية
البترو كيمياويات
الكيمياء الخضراء
كيمياء البيئة
كيمياء البوليمرات
مواضيع عامة في الكيمياء الصناعية
الكيمياء الاشعاعية والنووية
Bond Formation Using Atomic Orbitals
المؤلف: John D. Roberts and Marjorie C. Caserio
المصدر: Basic Principles of Organic Chemistry : LibreTexts project
الجزء والصفحة: ........
31-12-2021
1333
In writing the conventional Lewis structures for molecules, we assume that a covalent chemical bond between two atoms involves sharing a pair of elections, one from each atom. Figure 6-5 shows how atomic orbitals can be considered to be used in bond formation. Here, we postulate that a single bond is formed by the pulling together of two atomic nuclei by attractive forces exerted by the nuclei for the two paired electrons in overlapping atomic orbitals.
Because two atomic orbitals can hold a maximum of four electrons, it is reasonable to ask why it is that two rather than one, three, or four electrons normally are involved in a bond. The answer is that two overlapping atomic
Figure 6-5: Representation of the formation of an H−H bond by sharing of electrons in overlapping orbitals
orbitals can be considered to combine to give one low-energy bonding molecular orbital and one high-energy antibonding molecular orbital (see the top part of Figure 6-6(a)). Orbitals that overlap as shown in Figure 6-6(a) are said to overlap in the sigma manner, and the bonding orbital is called a sigma orbital (σ); the antibonding orbital is called a σ∗σ∗ orbital (read "sigma star"). Two paired electrons suffice to fill the σσ orbital. Any additional electrons must go into the high-energy σ∗ orbital and contribute not to bonding but to repulsion between the atoms.
The hydrogen molecule-ion, H2⊕, can be regarded as having one electron in a σσ orbital. It has been studied in the vapor state by spectroscopic means and found to have a dissociation energy to H⊕ and H⋅ of 61kcal mol−1 compared to the 104.2kcal mol−1 bond energy for H2. Several possible combinations of two hydrogen orbitals and from one to four electrons are shown in Figure 6-6(b).
Figure 6-6: (a) Schematic representation of formation of bonding (σ) and antibonding (σ∗) molecular orbitals by overlap of two atomic 1s orbitals. (b) Some of the various electronic configurations that are possible with these orbitals
For now we will say that the property of orbitals that leads to bonding or antibonding is a property analogous to phase. An in-phase combination of two orbitals is bonding, and an out-of-phase combination is antibonding.
The designation sigma (σ) denotes that orbital overlap and electron density are greatest along the internuclear axis.