Appunti del corso di Chimica Fisica II - Dipartimento di Chimica e ...

orbitali molecolari sarebbero rispettivamente (si supponga che α a < α bsenza perdita di generalità e si trascuri l’integrale di sovrapposizione S):√E l = α a + α b+ |α a − α b | 4β1 +22 2 (α a − α b ) 2 ≃ α a + α b+2+ |α a − α b |2E a = α b −α a − α b(2β 2 )1 +(α a − α b ) 2 = α a + β2α a − α bβ2Il termine che viene sommato o sottratto all’energia dell’orbitale di partenza,d’altra parte, è molto piccolo: ne segue che l’interazione fra gliorbitali è debole.7.2.4 Molecole biatomiche eteronucleariÈ ora possibile costruire gli orbatili molecolari per una molecola biatomica.Utilizzando come esempio la moleocola di fluoruro di idrogeno e scegliendo zcome asse di legame, si vede immediatamente come gli orbitali atomici di valenzadel fluoro con la corretta simmetria per sovrapporsi all’orbitale 1s dell’idrogenosono il 2s e il 2p z . L’orbitale 2s del fluoro, d’altra parte, ha energia piuttostominore rispetto al 2p e al 2s dell’idrogeno: in prima approssimazione 5 si potràquindi trascurarne il contributo. Si è quindi stabilito che gli orbitali molecolaridi legame e antilegame di HF saranno rispettivamenteψ l = c 1 χ 1s (H) + c 2 χ 2pz (F ) ψ a = d 1 χ 1s (H) − d 2 χ 2pz (F )dove i coefficienti saranno quelli che soddisfano le condizioni espresse nella sezioneprecedente.Figura 7.7: Orbitale molecolare legante per HF . Si noti la presenza di un piano nodaledovuto all’orbitale p z del fluoro che però non giace nella zona di legameÈ importante notare come alcuni orbitali atomici del Fluoro rimangano del tuttoinalterati: essi, nello schema MO, vengono detti orbitali molecolari di non legamee sono denominati con la lettera n. Si riportano in figura l’orbitale di nonlegame e, per confronto, lo stesso orbitale nel fluoro isolato: Si vede chiaramenteche l’orbitale atomico è rimasto immutato.5 si tratta effettivamente di una approssimazione abbastanza brutale, ma che semplificamolto la costruzione del diagramma MO91