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8.E : Théories avancées de la liaison covalente (exercices)

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    8.1 : Théorie des liaisons de valence

    Exercices du chapitre

    1. Expliquez en quoi les liaisons σ et π sont similaires et en quoi elles sont différentes.
    2. Tracez une courbe qui décrit l'énergie d'un système comportant des atomes de H et de Cl à des distances variables. Ensuite, trouvez l'énergie minimale de cette courbe de deux manières.
      1. Utilisez l'énergie de liaison indiquée dans le tableau 8.2.1 pour calculer l'énergie d'une seule liaison HCl (indice : combien de liaisons se trouvent dans une mole ?)
      2. Utilisez l'enthalpie de la réaction et les énergies de liaison\(Cl_2\) pour\(H_2\) et pour résoudre l'énergie d'une mole de liaisons HCl. \[H_{2(g)}+Cl_{2(g)} \rightleftharpoons 2HCl_{(g)} \;\;\; ΔH^∘_{rxn}=−184.7\; kJ/mol\]
    3. Expliquez pourquoi les liaisons se produisent à des distances de liaison moyennes spécifiques au lieu que les atomes se rapprochent les uns des autres à l'infini.
    4. Utilisez la théorie des liaisons de valence pour expliquer la liaison dans F 2, HF et ClBr. Esquissez le chevauchement des orbitales atomiques impliquées dans les liaisons.
    5. Utilisez la théorie des liaisons de valence pour expliquer la liaison dans l'O 2. Esquissez le chevauchement des orbitales atomiques impliquées dans les liaisons dans l'O 2.
    6. Combien de liaisons σ et π sont présentes dans la molécule HCN ?
    7. Un ami vous dit que le N 2 possède trois liaisons π en raison du chevauchement des trois orbitales p de chaque atome N. Tu es d'accord ?
    8. Dessinez les structures de Lewis pour le CO 2 et le CO, et prédisez le nombre de liaisons σ et π pour chaque molécule.
      1. CO 2
      2. CO

    Solutions

    1. Similitudes : Les deux types de liaisons résultent du chevauchement des orbitales atomiques sur des atomes adjacents et contiennent au maximum deux électrons. Différences : les liaisons σ sont plus fortes et résultent d'un chevauchement de bout en bout et toutes les liaisons simples sont des liaisons σ ; les liaisons π entre les deux mêmes atomes sont plus faibles car elles résultent d'un chevauchement côte à côte, et les liaisons multiples contiennent une ou plusieurs liaisons π (en plus d'une liaison σ).

    2

    Un graphique est présenté où l'axe X est étiqueté « Distance internucléaire (p m) » et l'axe y est étiqueté « Énergie (J) ». Le graphique des données commence en haut de l'axe Y et du côté gauche de l'axe des abscisses et descend fortement vers le bas avant de remonter à peu près à la même hauteur. Le point le plus bas vers lequel le graphique plonge est étiqueté « 127 » sur l'axe des abscisses.

    Lorsque H et Cl sont séparés (axe x), l'énergie est à une valeur particulière. À mesure qu'ils s'approchent, elle diminue au minimum à 127pm (la distance de liaison), puis elle augmente brusquement à mesure que vous vous rapprochez.

    1. (a) H-Cl431 kJ/mol 427 kJmol × mol 6,022 × 1023 liaisons × 1 023 liaisons × 1 000 kJ = 7,09 × 10−19
    2. (b) Nous connaissons la loi de Hess relative aux énergies des liaisons : ΔH°=ΔHBDE (cassé) −ΔHBDE (formé) On nous donne l'enthalpie de la réaction

    \[−184.7 kJ/mol=(ΔH∘BDE(H–H)+ΔH∘BDE(Cl–Cl))−(2ΔH∘BDE(H–Cl))\]

    \[H–H is 436 kJ/mol and Cl–Cl is 243\]

    \[–184.7 kJ/mol = (436 + 243) – 2x = 679 – 2x\]

    \[2x = 863.7 kJ/mol\]

    \[x = 432\; kJ/mol\]

    Cette valeur est très proche de celle de la partie (a).

    3. La distance de liaison moyenne spécifique est la distance dont l'énergie est la plus faible. À des distances inférieures à la distance de liaison, les charges positives sur les deux noyaux se repoussent et l'énergie globale augmente.

    4. La liaison unique présente dans chaque molécule résulte du chevauchement des orbitales pertinentes : orbitales F 2 p dans F 2, orbitales H 1 s et F 2 p dans HF, orbitales Cl 3 p et orbitale Br 4 p dans ClBr.

    5. Liaison : une liaison σ et une liaison π. Les orbitales s sont remplies et ne se chevauchent pas. Les orbitales p se chevauchent le long de l'axe pour former une liaison σ et côte à côte pour former la liaison π.

    Cette figure montre les orbitales de deux atomes qui s'additionnent alors qu'ils forment des liaisons. Les deux atomes sont représentés séparément sur la droite, chacun ayant deux orbitales en forme de cacahuète situées perpendiculairement l'une à l'autre. Une flèche orientée vers la droite indique que les deux parties se sont rapprochées et que les parties supérieure et inférieure des orbitales verticales en forme de cacahuète se rejoignent au-dessus et en dessous du plan de la molécule tandis que les orbitales horizontales en forme de cacahuète se chevauchent entre les deux noyaux.

    6. \(\ce{H–C≡N}\)possède deux σ (H—C et C—N) et deux π (formant la triple liaison CN).

    Une structure de Lewis représente un atome d'hydrogène lié individuellement à un atome de carbone qui est triplement lié à un atome d'azote. L'atome d'azote possède également une seule paire d'électrons.

    7. Non, deux des orbitales p (une sur chaque N) seront orientées bout à bout et formeront une liaison σ.

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    8. (a) 2 σ 2 π ;

    Une structure de Lewis montre un atome d'oxygène lié deux fois à un atome de carbone, qui est lié deux fois à un autre atome d'oxygène. Chaque atome d'oxygène possède également deux paires isolées d'électrons.

    (b) 1 σ 2 π ;

    Une structure de Lewis montre un atome de carbone triplement lié à un atome d'oxygène. Chaque atome possède également une seule paire d'électrons.

    8.2 : Orbitales atomiques hybrides

    Exercices de fin de chapitre de chimie

    Pourquoi le concept d'hybridation est-il requis dans la théorie des liaisons de valence ?

    L'hybridation est introduite pour expliquer la géométrie des orbitales de liaison dans la théorie des liaisons de valance.

    Donnez la forme qui décrit chaque ensemble orbital hybride :

    a) SP 2

    (b) SP 3 d

    (c) sp

    (d) sp. 3 et 2

    Expliquez pourquoi un atome de carbone ne peut pas former cinq liaisons en utilisant les orbitales hybrides sp 3 d.

    Il n'y a pas d'orbitales d dans la couche de valence du carbone.

    Qu'est-ce que l'hybridation de l'atome central dans chacun des éléments suivants ?

    a) BeH 2

    b) SF 6

    (c)\(\ce{PO4^3-}\)

    d) PCl 5

    Une molécule de formule AB 3 peut avoir l'une des quatre formes différentes. Donnez la forme et l'hybridation de l'atome A central pour chacun.

    plan trigonal, sp 2 ; pyramidal trigonal (une paire isolée sur A) sp 3 ; en forme de T (deux paires solitaires sur A sp 3 d), ou (trois paires solitaires sur A) sp 3 d 2

    La méthionine, CH 3 SCH 2 CH 2 CH (NH 2) CO 2 H, est un acide aminé présent dans les protéines. Dessinez une structure de Lewis de ce composé. Quel est le type d'hybridation de chaque carbone, oxygène, azote et soufre ?

    Une structure de Lewis est illustrée dans laquelle un atome de carbone est lié individuellement à trois atomes d'hydrogène et lié individuellement à un atome de soufre avec deux paires isolées d'électrons. L'atome de soufre est attaché à une chaîne de quatre atomes de carbone liés individuellement, dont les deux premiers sont liés individuellement à deux atomes d'hydrogène chacun, et dont le troisième est lié individuellement à un atome d'hydrogène et à un atome d'azote qui possède une seule paire d'électrons. L'atome d'azote est également lié de manière unique à deux atomes d'hydrogène. Le quatrième et dernier carbone de la chaîne est lié deux fois à un oxygène avec deux paires d'électrons et une liaison unique à un atome d'oxygène avec deux paires d'électrons solitaires. Le second atome d'oxygène est lié de manière unique à un atome d'hydrogène.

    L'acide sulfurique est fabriqué par une série de réactions représentées par les équations suivantes :

    \(\ce{S8}(s)+\ce{8O2}(g)⟶\ce{8SO2}(g)\)

    \(\ce{2SO2}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2SO3}(g)\)

    \(\ce{SO3}(g)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{H2SO4}(l)\)

    Draw a Lewis structure, predict the molecular geometry by VSEPR, and determine the hybridization of sulfur for the following:

    (a) circular S8 molecule

    (b) SO2 molecule

    (c) SO3 molecule

    (d) H2SO4 molecule (the hydrogen atoms are bonded to oxygen atoms)

    (a) Each S has a bent (109°) geometry, sp3

    A Lewis structure is shown in which eight sulfur atoms, each with two lone pairs of eletrons, are single bonded together into an eight-sided ring.

    (b) Courbure (120°), donc 2

    Deux structures de Lewis sont représentées, reliées par une flèche à double extrémité. La structure de gauche montre un atome de soufre avec une seule paire d'électrons à double liaison à un atome d'oxygène avec deux paires isolées d'électrons à gauche et une liaison simple à un atome d'oxygène avec trois paires d'électrons isolées à droite. La structure de droite montre la même molécule, sauf que l'oxygène à double liaison se trouve du côté droit du soufre et que l'oxygène à liaison simple se trouve à gauche du soufre.

    (c) Plan trigonal, sp 2

    Une structure de Lewis d'un atome de soufre lié individuellement à deux atomes d'oxygène, chacun contenant trois paires d'électrons, et doublement lié à un troisième atome d'oxygène avec deux paires d'électrons isolées, est présentée.

    d) Tétraédrique, sp 3

    On montre une structure de Lewis dans laquelle un atome de soufre est lié de manière unique à quatre atomes d'oxygène. Deux des atomes d'oxygène possèdent trois paires isolées d'électrons tandis que les deux autres possèdent chacun deux paires d'électrons isolées et sont chacun liés individuellement à un atome d'hydrogène.

    Deux produits chimiques industriels importants, l'éthylène, C 2 H 4, et le propène, C 3 H 6, sont produits par le procédé de craquage à la vapeur (ou thermique) :

    \(\ce{2C3H8}(g)⟶\ce{C2H4}(g)+\ce{C3H6}(g)+\ce{CH4}(g)+\ce{H2}(g)\)

    For each of the four carbon compounds, do the following:

    (a) Draw a Lewis structure.

    (b) Predict the geometry about the carbon atom.

    (c) Determine the hybridization of each type of carbon atom.

    For many years after they were discovered, it was believed that the noble gases could not form compounds. Now we know that belief to be incorrect. A mixture of xenon and fluorine gases, confined in a quartz bulb and placed on a windowsill, is found to slowly produce a white solid. Analysis of the compound indicates that it contains 77.55% Xe and 22.45% F by mass.

    (a) What is the formula of the compound?

    (b) Write a Lewis structure for the compound.

    (c) Predict the shape of the molecules of the compound.

    (d) What hybridization is consistent with the shape you predicted?

    (a) XeF2

    (b)

    A Lewis structure is shown in which a xenon atom that has three lone pairs of electrons is single bonded to two fluorine atoms, each of which has three lone pairs of electrons.

    (c) linéaire (d) sp 3 d

    Prenons l'exemple de l'acide nitreux, HNO 2 (HONO).

    (a) Écrivez une structure de Lewis.

    (b) Quelles sont la paire d'électrons et les géométries moléculaires des atomes d'oxygène et d'azote internes de la molécule de HNO 2 ?

    (c) Qu'est-ce que l'hybridation sur les atomes d'oxygène et d'azote internes du HNO 2 ?

    Les allumettes Strike-anywhere contiennent une couche de KClO 3 et une couche de P 4 S 3. La chaleur produite par le frottement produit lors de la frappe de l'allumette provoque une réaction vigoureuse de ces deux composés, ce qui met le feu à la tige en bois de l'allumette. Le KClO 3 contient l'\(\ce{ClO3-}\)ion. Le P 4 S 3 est une molécule inhabituelle ayant une structure squelettique.

    Une structure de Lewis est illustrée dans laquelle trois atomes de phosphore sont liés ensemble pour former un triangle. Chaque phosphore est lié à un atome de soufre par une liaison simple verticale et chacun de ces atomes de soufre est ensuite lié à un seul atome de phosphore de telle sorte qu'un cycle à six côtés est créé avec un soufre au milieu.

    (a) Écrire des structures de Lewis pour P 4 S 3 et le\(\ce{ClO3-}\) ion.

    (b) Describe the geometry about the P atoms, the S atom, and the Cl atom in these species.

    (c) Assign a hybridization to the P atoms, the S atom, and the Cl atom in these species.

    (d) Determine the oxidation states and formal charge of the atoms in P4S3 and the \(\ce{ClO3-}\) ion.

    (a)

    Two Lewis structure are shown, the left of which depicts three phosphorus atoms single bonded together to form a triangle. Each phosphorus is bonded to a sulfur atom by a vertical single bond and each of those sulfur atoms is then bonded to a single phosphorus atom so that a six-sided ring is created with a sulfur in the middle. Each sulfur atom in this structure has two lone pairs of electrons while each phosphorus has one lone pair. The second Lewis structure shows a chlorine atom with one lone pair of electrons single bonded to three oxygen atoms, each of which has three lone pairs of electrons.

    (b) Atomes P, pyramidaux trigonaux ; atomes S, courbés, avec deux paires isolées ; atomes Cl, pyramidaux trigonaux ; (c) L'hybridation autour de P, S et Cl est, dans tous les cas, sp 3 ; (d) États d'oxydation P +1, S\(−1\dfrac{1}{3}\), Cl +5, O —2. Charges formelles : P 0 ; S 0 ; Cl +2 : O —1

    Identifiez l'hybridation de chaque atome de carbone dans la molécule suivante. (La disposition des atomes est donnée ; vous devez déterminer combien de liaisons relient chaque paire d'atomes.)

    Une structure de Lewis dépourvue de toutes ses liaisons est présentée. Six atomes de carbone forment une chaîne. Il y a trois atomes d'hydrogène situés autour du premier carbone, deux situés autour du second, un situé près du cinquième et deux situés autour du sixième carbone.

    Ecrivez les structures de Lewis pour NF 3 et PF 5. Sur la base d'orbitales hybrides, expliquez que le NF 3, le PF 3 et le PF 5 sont des molécules stables, mais que le NF 5 n'existe pas.

    Deux structures de Lewis sont présentées. La structure de gauche montre un atome d'azote avec une seule paire d'électrons liés individuellement à trois atomes de fluor, chacun possédant trois paires isolées d'électrons. La structure droite montre un atome de phosphore lié individuellement à cinq atomes de fluor, dont chacun possède trois paires isolées d'électrons.

    Le phosphore et l'azote peuvent former des hybrides sp 3 pour former trois liaisons et détenir une seule paire dans PF 3 et NF 3, respectivement. Cependant, l'azote n'a pas d'orbitales de valence d, il ne peut donc pas former un ensemble d'orbitales hybrides sp 3 d pour lier cinq atomes de fluor dans le NF 5. Le phosphore possède des orbitales d et peut lier cinq atomes de fluor avec des orbitales hybrides sp 3 d dans le PF 5.

    Outre le NF 3, deux autres dérivés fluorés de l'azote sont connus : le N 2 F 4 et le N 2 F 2. Quelles formes prévoyez-vous pour ces deux molécules ? Quelle est l'hybridation de l'azote dans chaque molécule ?

    8.3 : Obligations multiples

    Exercices de fin de chapitre de chimie

    L'énergie de liaison d'une liaison simple C—C est en moyenne de 347 kJ mol −1 ; celle d'une triple liaison CC est en moyenne de 839 kJ mol −1. Expliquez pourquoi la triple liaison n'est pas trois fois plus forte qu'une liaison simple.

    Une triple liaison est constituée d'une liaison σ et de deux liaisons π. Une liaison σ est plus forte qu'une liaison π en raison d'un plus grand chevauchement.

    Pour l'ion carbonate,\(\ce{CO3^2-}\), draw all of the resonance structures. Identify which orbitals overlap to create each bond.

    A useful solvent that will dissolve salts as well as organic compounds is the compound acetonitrile, H3CCN. It is present in paint strippers.

    (a) Write the Lewis structure for acetonitrile, and indicate the direction of the dipole moment in the molecule.

    (b) Identify the hybrid orbitals used by the carbon atoms in the molecule to form σ bonds.

    (c) Describe the atomic orbitals that form the π bonds in the molecule. Note that it is not necessary to hybridize the nitrogen atom.

    (a)

    A Lewis structure is shown in which a carbon atom is attached by single bonds to three hydrogen atoms. It is also attached by a single bond to a carbon atom that is triple bonded to a nitrogen atom with one lone electron pair. Below the structure is a right facing arrow with its head near the nitrogen and its tail, which looks like a plus sign, located near the carbon atoms. The arrow is labeled, “dipole moment.”

    (b) L'atome de carbone terminal utilise des orbitales hybrides sp 3, tandis que l'atome de carbone central est hybridé sp. (c) Chacune des deux liaisons π est formée par le chevauchement d'une orbitale 2 p sur le carbone et d'une orbitale 2 p de l'azote.

    Pour la molécule allène\(\mathrm{H_2C=C=CH_2}\), donner l'hybridation de chaque atome de carbone. Les atomes d'hydrogène seront-ils dans le même plan ou dans des plans perpendiculaires ?

    Identifiez l'hybridation de l'atome central dans chacune des molécules et ions suivants qui contiennent de multiples liaisons :

    (a) ClNO (N est l'atome central)

    b) CS 2

    (c) Cl 2 CO (C est l'atome central)

    (d) Cl 2 SO (S est l'atome central)

    (e) SO 2 F 2 (S est l'atome central)

    (f) XeO 2 F 2 (Xe est l'atome central)

    (g)\(\ce{ClOF2+}\) (Cl est l'atome central)

    (a) sp 2 ; (b) sp ; (c) sp 2 ; (d) sp 3 ; (e) sp 3 ; (f) sp 3 d ; (g) sp 3

    Décrire la géométrie moléculaire et l'hybridation des atomes N, P ou S dans chacun des composés suivants.

    a) H 3 PO 4, acide phosphorique, utilisé dans les boissons gazeuses à base de cola

    b) NH 4 NO 3, nitrate d'ammonium, engrais et explosif

    (c) S 2 Cl 2, dichlorure de dissoufre, utilisé dans la vulcanisation du caoutchouc

    d) K 4 [O 3 POPO 3], pyrophosphate de potassium, ingrédient de certains dentifrices

    Pour chacune des molécules suivantes, indiquez l'hybridation demandée et si les électrons seront délocalisés ou non :

    a) hybridation de l'O central à l'ozone (O 3)

    (b) hybridation du C central au dioxyde de carbone (CO 2)

    (c) hybridation de N central au dioxyde d'azote (NO 2)

    (d) hybridation du P central par ions phosphate (\(\ce{PO4^3-}\))

    (a) sp 2, délocalisée ; (b) sp, localisée ; (c) sp 2, délocalisée ; (d) sp 3, délocalisée

    Pour chacune des structures suivantes, déterminez l'hybridation demandée et déterminez si les électrons seront délocalisés :

    (a) Hybridation de chaque carbone

    Une structure de Lewis est illustrée dans laquelle un atome de carbone est lié individuellement à trois atomes d'hydrogène et à un deuxième atome de carbone. Ce deuxième atome de carbone est, à son tour, doublement lié à un atome d'oxygène avec deux paires d'électrons solitaires. Le deuxième atome de carbone est également lié individuellement à un autre atome de carbone qui est lié de manière unique à trois atomes d'hydrogène.

    (b) Hybridation du soufre

    Une structure de Lewis est montrée dans laquelle un atome de soufre avec deux paires d'électrons et un signe positif est lié deux fois à un oxygène avec deux paires d'électrons solitaires. L'atome de soufre est également lié individuellement à un oxygène avec trois paires isolées d'électrons de signe négatif. Il est dessiné sous une forme angulaire.

    (c) Tous les atomes

    Une structure de Lewis est illustrée dans laquelle une structure cyclique hexagonale est composée de cinq atomes de carbone et d'un atome d'azote avec une seule paire d'électrons. Il existe une alternance de liaisons doubles et simples entre chaque atome de carbone. Chaque atome de carbone est également lié de manière unique à un atome d'hydrogène.

    Dessinez le diagramme orbital du carbone dans le CO 2 indiquant le nombre d'électrons atomiques de carbone présents sur chaque orbitale.

    Un diagramme est présenté en deux parties, reliées par une flèche orientée vers la droite intitulée « Hybridation ». Le diagramme de gauche montre une flèche orientée vers le haut intitulée « E ». Dans l'angle inférieur droit de la flèche se trouve une courte ligne horizontale intitulée « 2 s », qui comporte deux demi-flèches verticales orientées vers le haut et vers le bas. En haut à droite de la flèche se trouvent une série de trois courtes lignes horizontales étiquetées « 2 p. ». Au-dessus des deux séries de lignes se trouve la phrase « Orbitales dans un atome de C isolé ». Deux flèches orientées vers le haut se trouvent sur deux de ces lignes. Le côté droit du diagramme montre deux courtes lignes horizontales placées à mi-hauteur de l'espace et portant chacune la mention « s p ». Une demi-flèche orientée vers le haut est dessinée verticalement sur chaque ligne. Au-dessus de ces lignes se trouvent deux autres lignes horizontales courtes, chacune étiquetée « 2 p » et portant deux flèches orientées vers le haut. Au-dessus des deux séries de lignes se trouve la phrase « Les orbitales du s p ont hybridé le C dans l'indice C O 2 ».

    Chacun des quatre électrons se trouve sur une orbite distincte et chevauche un électron sur un atome d'oxygène.

    8.4 : Théorie de l'orbite moléculaire

    Exercices de fin de chapitre de chimie

    Esquissez la distribution de la densité électronique dans les orbitales moléculaires de liaison et d'antiliaison formées à partir de deux orbitales s et de deux orbitales p.

    En quoi les éléments suivants sont-ils similaires et en quoi diffèrent-ils ?

    (a) Orbitales moléculaires σ et orbitales moléculaires π

    (b) φ pour une orbitale atomique et φ pour une orbitale moléculaire

    (c) orbitales de liaison et orbitales antiadhésives

    (a) Similitudes : les deux sont des orbitales de liaison pouvant contenir au maximum deux électrons. Différences : les orbitales σ sont des combinaisons de bout en bout d'orbitales atomiques, tandis que les orbitales π sont formées par chevauchement d'orbitales côte à côte. (b) Similitudes : Les deux sont des constructions de mécanique quantique qui représentent la probabilité de trouver l'électron autour de l'atome ou de la molécule. Différences : la valeur φ d'une orbitale atomique décrit le comportement d'un seul électron à la fois en fonction de l'atome. Pour une molécule, φ représente une combinaison mathématique d'orbitales atomiques. (c) Similitudes : les deux sont des orbitales qui peuvent contenir deux électrons. Différences : La liaison d'orbitales permet de maintenir deux atomes ou plus ensemble. Les orbitales antiadhésives ont pour effet de déstabiliser toute liaison qui s'est produite.

    Si les orbitales moléculaires sont créées en combinant cinq orbitales atomiques de l'atome A et cinq orbitales atomiques de l'atome B combinées, combien d'orbitales moléculaires en résulteront ?

    Une molécule avec un nombre impair d'électrons peut-elle être diamagnétique ? Expliquez pourquoi ou pourquoi pas.

    Un nombre impair d'électrons ne peut jamais être apparié, quelle que soit la disposition des orbitales moléculaires. Il sera toujours paramagnétique.

    Une molécule avec un nombre pair d'électrons peut-elle être paramagnétique ? Expliquez pourquoi ou pourquoi pas.

    Pourquoi les orbitales moléculaires de liaison ont-elles une énergie inférieure à celle des orbitales atomiques mères ?

    Les orbitales de liaison ont une densité d'électrons à proximité de plus d'un noyau. L'interaction entre les noyaux chargés positivement et les électrons chargés négativement de la liaison stabilise le système.

    Calculez l'ordre de liaison d'un ion avec cette configuration :

    \((σ_{2s})^2(σ^∗_{2s})^2(σ_{2px})^2(π_{2py},\:π_{2pz})^4(π^∗_{2py},\:π^∗_{2pz})^3\)

    Explain why an electron in the bonding molecular orbital in the H2 molecule has a lower energy than an electron in the 1s atomic orbital of either of the separated hydrogen atoms.

    The pairing of the two bonding electrons lowers the energy of the system relative to the energy of the nonbonded electrons.

    Predict the valence electron molecular orbital configurations for the following, and state whether they will be stable or unstable ions.

    (a) \(\ce{Na2^2+}\)

    (b) \(\ce{Mg2^2+}\)

    (c) \(\ce{Al2^2+}\)

    (d) \(\ce{Si2^2+}\)

    (e) \(\ce{P2^2+}\)

    (f) \(\ce{S2^2+}\)

    (g) \(\ce{F2^2+}\)

    (h) \(\ce{Ar2^2+}\)

    Determine the bond order of each member of the following groups, and determine which member of each group is predicted by the molecular orbital model to have the strongest bond.

    (a) H2, \(\ce{H2+}\), \(\ce{H2-}\)

    (b) O2, \(\ce{O2^2+}\), \(\ce{O2^2-}\)

    (c) Li2, \(\ce{Be2+}\), Be2

    (d) F2, \(\ce{F2+}\), \(\ce{F2-}\)

    (e) N2, \(\ce{N2+}\), \(\ce{N2-}\)

    (a) H2 bond order = 1, \(\ce{H2+}\) bond order = 0.5, \(\ce{H2-}\) bond order = 0.5, strongest bond is H2; (b) O2 bond order = 2, \(\ce{O2^2+}\) bond order = 3; \(\ce{O2^2-}\) bond order = 1, strongest bond is \(\ce{O2^2+}\); (c) Li2 bond order = 1, \(\ce{Be2+}\) bond order = 0.5, Be2 bond order = 0, strongest bond is \(\ce{Li2}\);(d) F2 bond order = 1, \(\ce{F2+}\) bond order = 1.5, \(\ce{F2-}\) bond order = 0.5, strongest bond is \(\ce{F2+}\); (e) N2 bond order = 3, \(\ce{N2+}\) bond order = 2.5, \(\ce{N2-}\) bond order = 2.5, strongest bond is N2

    For the first ionization energy for an N2 molecule, what molecular orbital is the electron removed from?

    Compare the atomic and molecular orbital diagrams to identify the member of each of the following pairs that has the highest first ionization energy (the most tightly bound electron) in the gas phase:

    (a) H and H2

    (b) N and N2

    (c) O and O2

    (d) C and C2

    (e) B and B2

    (a) H2; (b) N2; (c) O; (d) C2; (e) B2

    Which of the period 2 homonuclear diatomic molecules are predicted to be paramagnetic?

    A friend tells you that the 2s orbital for fluorine starts off at a much lower energy than the 2s orbital for lithium, so the resulting σ2s molecular orbital in F2 is more stable than in Li2. Do you agree?

    Yes, fluorine is a smaller atom than Li, so atoms in the 2s orbital are closer to the nucleus and more stable.

    True or false: Boron contains 2s22p1 valence electrons, so only one p orbital is needed to form molecular orbitals.

    What charge would be needed on F2 to generate an ion with a bond order of 2?

    2+

    Predict whether the MO diagram for S2 would show s-p mixing or not.

    Explain why \(\ce{N2^2+}\) is diamagnetic, while \(\ce{O2^4+}\), which has the same number of valence electrons, is paramagnetic.

    N2 has s-p mixing, so the π orbitals are the last filled in \(\ce{N2^2+}\). O2 does not have s-p mixing, so the σp orbital fills before the π orbitals.

    Using the MO diagrams, predict the bond order for the stronger bond in each pair:

    (a) B2 or \(\ce{B2+}\)

    (b) F2 or \(\ce{F2+}\)

    (c) O2 or \(\ce{O2^2+}\)

    (d) \(\ce{C2+}\) or \(\ce{C2-}\)