Orbitaal in een zin

Dat is kwantummechanisch gezien niet stabiel (de twee elektronen in het kleine s-orbitaal stoten elkaar af door tegengestelde Coulombkrachten ) en daardoor zal een elektron uit het s-orbitaal naar het p-orbitaal verhuizen.

Hierbij ontstaat een orbitaaloverlap tussen een gevuld p-orbitaal en een leeg d-orbitaal.

Algemeen geldt dat naarmate het aantal knoopvlakken van een orbitaal stijgt, ook de energie van een elektron in het betreffende orbitaal groter is.

Blijkbaar is in difluorcarbeen de afstotende werking tussen twee elektronen in één orbitaal niet groot genoeg om dat energieverschil goed te maken: de elektronen komen in de sp 2 -orbitaal van het carbeen en geven dus aanleiding tot een singlet-carbeen.

De kortere bindingsafstand valt hier te verklaren doordat een gevuld p-orbitaal van zuurstof zijn elektronen teruggeeft (vandaar de term backbonding) aan een leeg d-orbitaal van fosfor.

Door opmenging van de σ(2s)- en σ(2p)-orbitalen komt het σ(2p)-orbitaal iets hoger te liggen dan het π(2p)-orbitaal.

Een dubbele binding wordt opgebouwd uit een sp 2 - gehybridiseerd orbitaal en een p-orbitaal dat niet deelneemt aan de hybridisatie.

Daardoor blijft één p-orbitaal over, dat loodrecht staat op het vlak waarin de drie sp 2 -gehybridiseerde orbitalen liggen.

De structuur van hydrazine is elektronisch gelijk aan die van ethaan: op elk stikstofatoom is één orbitaal niet in gebruik om waterstof te binden, maar wel gevuld.

De twee elektronen in dit moleculair orbitaal worden π-elektronen genoemd.

Dit betekent een hoger s-karakter (dat wil zeggen lagere energie, dus elektronegatiever) voor de orbitaal die de zuurgroep bindt dan in cyclohexaancarbonzuur.

Dit is niet correct, aangezien 1 elektronenpaar wordt opgenomen in een p-orbitaal, dat geconjugeerd is met de andere 4 p-orbitalen.

Door het invoeren van het spinkwantumgetal kunnen twee elektronen zich in één orbitaal (hetzelfde magnetisch, hoofd-, nevenkwantumgetal) bevinden, mits ze verschillen in hun spinkwantumgetal.

Echter, de elektronische structuur van koolstofmonoxide is van een dermate aard dat ook een leeg p-orbitaal op koolstof wordt gebruikt om een binding aan te gaan.

Een leeg d-orbitaal ontvangt de beide valentie-elektronen van het hydride, waardoor een nieuwe binding ontstaat.

Elk orbitaal kan maximaal 2 en minimaal 0 elektronen bevatten.

In de geometrie met de hoogste energie - een transitietoestand - bezit stikstof een sp 2 -configuratie en bevindt het vrij elektronenpaar zich in een p-orbitaal.

In methaan vormt elk waterstofatoom met koolstof een 1s-sp 3 -moleculair orbitaal.

Ten opzichte van een etheenstructuur met een lege p-orbitaal ernaast is dit extra resonantie-energie van 2β.

Vooral het gedeelte van de σ-MO dat in de figuur hiernaast niet gekleurd is wijst in de richting van de lege p-orbitaal.