氧分子分子轨道式

严格来说,无论什么轨道,都是描述单电子运动状态的.完整的波函数是外部的普通三维空间部分的波函数与内部自旋空间部分的波函数的乘积.不过,经常又只把三维空间部分的波函数来当成波函数,这样就不区分自旋空间中

杂化轨道不一定成键,和你举的例子是一样的,H2O,两对孤对电子占据杂化轨道.至于为什么不进行sp杂化,这是因为分子成键需要满足能量最低原则,当O以sp杂化时,氧氢键的键角就是180度,而未成键的p轨道

照图画

解题思路：分子动能与分子质量和分子运动剧烈程度有关，分子势能与分子质量和分子间距有关解题过程：分子的动能指物体中做热运动的分子具有动能，分子势能指分子间存在着由它们相对位置决定的势能；质量和温度都相同

O2[KK（σ2s）2（σ*2s）2（σ2px）2（π2py）2（π2pz）2N2[KK（σ2s）2（σ*2s）2（π2py）2（π2pz）2（σ2px）2

分子轨道理论（MO理论）是处理双原子分子及多原子分子结构的一种有效的近似方法,是化学键理论的重要内容.它与价键理论不同,后者着重于用原子轨道的重组杂化成键来理解化学,而前者则注重于分子轨道的认知,即认

原子在成键时受到其他原子的作用,原有一些能量较近的原子轨道重新组合成新的原子轨道,使轨道发挥更高的成键效能,这叫做轨道杂化.形成的新原子轨道叫做杂化轨道.轨道杂化概念,是由美国化学家鲍林在1931年首

键的排布有顺序,先是bonding排满了再去antibonding.antibonding看名字就知道不如bonding稳定啊你的说法应该是正确的,其实我的理解就是,教材上清清楚楚的标明了σ,σ*,p

*代表反键轨道,比如σ*就是σ反键轨道.这时两核间电子的概率密度很小,其能量较原来的原子轨道能量高,不利于成键.

氧原子的分子轨道写作： (σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2     (σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py

这个纯粹是按能量从低到高排的.σ*1s虽然是反键轨道,但是能量是很低的,低于其他分子轨道,只是高于σ1s,所以书写时写在σ1s后面.π2py和π2pz能量相同,必须写在一起（把π2py写在前面是习惯）

IbelieveDisthecorrectanswer.You'vegottoknowtheelectronegativitydifferencefirst,thenyoucanfigureoutwh

中间的O是sp2杂化,两侧的O各提供一个垂直于平面且包含一个电子的p轨道,之所以不是两个电子的p轨道,是因为电子数越多,体系能量就越高,越不稳定

因为NH3,N外有5个电子,3个与H的电子各自配对,剩下的2个自成一对,所以需要4个轨道,所以SP3杂化同理H2O,O外有6个电子,2个与H的电子各自配对,剩下的4个分别配成两对,所以需要4个轨道,所

B2（1σg）2（1σu）2（1πu）2O2-,O22-与O2的区别在于反键轨道上

O2(+)：[KK](σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2p)4(π*2p)1]再问：键级是多少，具不具有顺磁性再答：这个不知道了，请你采纳吧！再问：键级是多少，具不具有顺磁性再答：O2^+，比

和原子轨道的电子排布差不多,都是从能量较低的轨道排起.分子轨道是由确定的,原子轨道经过线性组合得到分子轨道.希望对你有所帮助!

O2-[(1σg)21(σu)22(σg)22(σu)23(σg)21(πu)41(πg)3]

这个你看分子总共有的电子数啊?电子先占据能量低的轨道,N2电子数少,占满σ2p轨道后没电子了自然就不占反键轨道,O2多2个电子往上排自然就到了反键轨道了.至于顺磁性,就是指轨道中存在孤电子.O2中的π

分子轨道理论（MO理论）是处理双原子分子[1]及多原子分子结构的一种有效的近似方法,是化学键理论的重要内容.它与价键理论不同,后者着重于用原子轨道的重组杂化成键来理解化学,而前者则注重于分子轨道的认知