氧气的分子轨道结构图，有没有大佬能看懂啊？
让我们从最基本的开始讲起。 氧气分子是由两个氧原子组成的，对不对？ 氧气的分子轨道也是由两个氧原子的原子轨道组合得到的，这种组合遵循分子轨道线性组合原理，或者说得更直接一点，就是线性代数里的线性组合。只不过在线性代数中我们用的是向量（矢量）之间的“加和”，而分子轨道里用是将原子轨道看做向量（矢量）。 线性代数里： v = c_1 x_1 + c_2 x_2 + c_3 x_3 + \cdots + c_n x_n 分子轨道里： \Psi = c_1 \psi_1 + c_2 \psi_2 + c_3 \psi_3 + \cdots + c_n \psi_n 但是，分子轨道中，原子轨道的线性组合需要各个原子轨道之间的能量相近。如果两个原子轨道的能量相差太多，则不能得到有效的组合结果，也就是说并不利于形成分子轨道。所以图中 2s 和 2s 原子轨道线性组合， 2p 和 2p  原子轨道线性组合。 图中左右两侧红色的短横线就代表氧原子的原子轨道能级。当然，这里只画了价层电子占据的原子轨道，也就 2s^2 2p^4 。每个红色短横线上的箭头代表了电子的自旋方向，箭头向上表示电子的自旋向上，箭头向下表示电子的自旋向下。请回忆泡利不相容原理，每个轨道上只能容纳几个电子？这样的电子自旋必须怎样？  泡利不相容原理告诉我们，每个轨道上仅能容纳两个自旋相反的电子，对不对？无论是原子轨道还是分子轨道，都是如此。 刚刚提到，对于氧原子的价电子排布为 2s^2 2p^4   ， s 轨道上最多只能排布 2 个自旋相反的电子，这个很好理解。 p 轨道有三个伸展方向，写为 p_x, p_y, p_z 。同样， p_x, p_y, p_z 每个轨道上也最多只能排布 2 个自旋相反的电子。现在 2p 轨道上总共有 4 个电子，如何排布呢？ 根据洪特规则，电子按自旋相同的方向分别排布不同轨道上的能量最低。所以先让 3 个电子自旋相同排在 p_x, p_y, p_z 三个轨道上，然后再排第四个电子。因此，第四个电子必须按照泡利不相容原理，自旋向下排到原子轨道中，对不对？于是有了下图的样子。 这样，左右两边氧原子轨道的中电子排布讲完了。 下面再讲中间的氧分子轨道。 前面提到，原子轨道线性组合后得到分子轨道。这里线性组合的关键在于同相位的轨道最大程度地叠加得到成键轨道，而异相位轨道相互叠加得到反键轨道。为什么是这样呢？ 其实很简单，用中学就学习过的波的叠加（干涉）就很容易理解。这里用下面的动图回顾一下：底部红色的波和中间蓝色的波相互叠加，得到顶部品红色的结果。蓝色的波在移动时（即相位发生改变时），当蓝色和红色的波的相位相同时，即波峰和波峰叠加，波谷和波谷叠加，得到顶部品红色的波增强。当蓝色和红色的波的相位相反时（相差半波长），即波峰和波谷叠加，得到顶部品红色的波相消（由于红色和蓝色的波的振幅相等，于是相消形成了直线）。  大家上课的时候往往忽略了德布罗意的“物质波”这个概念，也小看了“波粒二象性”这个概念。如果时刻牢记电子具有波动性，就很容易定性地理解“原子轨道线性组合后得到分子轨道”。原子轨道、分子轨道本质上描述的是电子的运动规律，也就是波函数。之所以称其为“波函数”，是因为函数的形式类似于波，电子的运动具有波动性。原子轨道是电子在原子中的运动规律（原子的波函数），分子轨道是电子在分子中的运动规律（分子波函数）。 有了上述基本概念，再说说分子轨道。与上图中波的叠加类似，当两个原子轨道同相位叠加时，得到的分子轨道增强，电子在此区域出现的概率增大（成键轨道）；当原子轨道异相位叠加时，得到的分子轨道相消，电子在此区域出现的概率减小（反键轨道）。 什么是原子轨道的相位呢？所谓相位，一般用颜色区分，也有用“+”，“-”号来区分（请注意，这里不代表电荷，而是相位）。如果是用颜色区分时，则相同的颜色表示同相位，不同的颜色表示异相位；如果是用正负号区分时，则同为“+”或者同为“-”表示同相位，相反表示异相位。 让我们用下图所示的两个 s 原子轨道线性组合组成 \sigma 分子轨道为例。下图中，黄色表示正相位，蓝色表示负相位。同相位的两个 s 原子轨道相互叠加（左侧）得到了区域更大的分子轨道，就像上面动图中红色和蓝色的波同相位叠加，波形增大对不对？请注意，原子核在球形的中心，所以无法完全重合成大的球形，而是得到左下方的椭球形。椭球中心的黄色部分是不是变得更大了？代表什么呢？还记不记得前面说的，原子轨道，分子轨道本质上是电子运动的规律，是波函数。对不对？所以左下图代表电子在两个原子核之间出现的概率更大。也就是说电子好像“胶水”一样把两个原子核绑在一起，这就是成键分子轨道（bonding molecular orbital）。 再看下图的右侧，一个黄球和一蓝球，表示两个 s 轨道相位相反，就像是上面动图中红波和蓝波异相位叠加，波形相消对不对？于是相互叠加后的分子轨道结果如右下方所示，中间的区域相消了，出现了空白区域（称之为节面 node）。这代表什么意义呢？这说明电子不会出现在两个原子核之间。这就是所谓的“反键分子轨道”（anti-bonding  molecular orbital）。一般加上 * 号用来与成键轨道区分开。 成键轨道使得体系更稳定，因此能量降低，所以画在下方；反键轨道使得体系能量升高，所以画在上方。  上述头碰头相互叠加得到的分子轨道称之为 \sigma 轨道（其实 s 对应的希腊字母就是 \sigma ）。由于是两个 1s 或者 2s 轨道相互叠加得到的，所以用下角标标记为 \sigma_{1s} 和 \sigma_{2s} 。  类似的， p 轨道的线性组合（相互叠加）也和上述的 s 轨道线性组合（相互叠加）在原理上一样，不过由于 p 轨道在坐标轴上的伸展方向不同，会稍有区别。比如， 两个 p_z之间的线性组合，如下图所示（请注意，这里将 z 轴水平放置了）。  再看上图左侧两个 p_z 轨道的组合形式是 c_1 \cdot p_z(1) - c_2 \cdot p_z(2) ，这里减号代表将原子轨道的“相位反号”，也就是第二个 p_z(2) 的颜色翻转。于是可以看到得到的分子轨道中间是黄色增加，也就是说电子出现在两个原子核之间的概率变大了。这也是“头碰头”形成“叠加增大”的 \sigma 成键轨道。 上图右侧的两个 p_z 轨道的组合形式是 c_1 \cdot p_z(1) + c_2 \cdot p_z(2)，可以看到蓝色和黄色相反的相位相互叠加，结果会怎样？是不是相消了啊。所以得到右侧的分子轨道中间出现了空白区域，也就是形成了节面。表示什么意义呢？仍然是电子不会出现在此区域。这也是“头碰头”形成“叠加相消”的 \sigma^* 反键轨道。 如果是两个 p_x  轨道线性组合（相互叠加），或者是两个 p_y 轨道线性组合（相互叠加）会是什么情况呢？下图就展示了上述两种情况（请注意， x 轴的方向是向上的，而 y 轴的方向是垂直于屏幕向外的），图中两个原子轨道的叠加请横向观察。 下图第一行左边，两个 p_x  原子轨道线性组合的形式是 c_1 \cdot p_x(1) + c_2 \cdot p_x(2)，根据前面的讲解，相信各位应该能领悟其中的意义了。是不是同相位相增叠加呀？于是得到在 x 轴处黄色增大，蓝色也增大的分子轨道。这样“肩并肩”得到“叠加增大”的分子轨道称为 \pi_{2p_x} 成键分子轨道。 下图第一行右边，两个 p_x  原子轨道线性组合的形式是 c_1 \cdot p_x(1) - c_2 \cdot p_x(2)，根据前面的讲解，第二个 p_x(2) 的相位要反转。这样是不是就变成了异相位相消的叠加形式了？于是得到了右侧的在 x 轴处电子出现的概率为零。这样“肩并肩”得到“叠加相消”的分子轨道称为 \pi_{2p_x}^* 反键分子轨道。   第二行中关于两个 p_y 原子轨道线性组合得到 \pi_{2p_y} 键分子轨道和 \pi_{2p_y}^* 反键分子轨道的情况，相信大家能自己看懂了，我就不再赘述（顺便提一句，其实 p 对应的希腊字母就是 \pi）。  讲完分子轨道是如何形成的，相信你截图中的各个分子轨道的符号应该能看懂了。再来看看分子轨道的能量。对于氧分子，其分子轨道的能量排列相对比较规矩（相对于氮分子而言）。也就是说，分子轨道重叠程度越大，分子轨道的能量越低。 “头碰头”得到的成键轨道叠加程度最大，所以能量最低；而“肩并肩”得到成键轨道的叠加程度相对较小，所以能量稍稍高一点；“肩并肩”得到反键轨道的叠加程度又小一些，于是能量再高一些；“头碰头”得到的反键轨道叠加程度更小，所以能量更高。所以，氧分子的分子轨道如下图能量由低到高从下往上排列。  电子在分子轨道中的排布也遵循泡利不相容原理，所以自旋相反两两配对。 电子在分子轨道中的排布也遵循能量最低原理，所以从能量低的分子轨道向能量高的分子轨道排布。 电子在分子轨道中的排布也遵循洪特规则，所以在 \pi_{2p_x}^* 和 \pi_{2p_y}^* 两个反键轨道上是自旋相同的两个电子分别占据。 于是，氧分子中的电子组态可以写成 (\sigma_{2s})^2  (\sigma_{2s}^*)^2  (\sigma_{2p_z})^2   (\pi_{2p_x})^2  (\pi_{2p_y})^2   (\pi_{2p_x}^*)^1  (\pi_{2p_y}^*)^1  (\sigma_{2p_z}^*)^0 ，或者 如图中简写成  (\sigma_{2s})^2 (\sigma_{2s}^*)^2(\sigma_{2p})^2  (\pi_{2p})^4  (\pi_{2p}^*)^2 所谓键级，定义是成键电子数减去反键电子数结果的一半，即 \dfrac{成键电子数 - 反键电子数}{2} 。所以，只用数一数成键轨道上有多少个电子，反键轨道上有多少电子，带入公式就可以得到结果了。 回忆一下哪些是成键轨道？能量低的，不带星号的，对不对？ 所以是 \sigma_{2s} ， \sigma_{2p}， \pi_{2p_x} ， \pi_{2p_y} ，这些分子轨道上都有 2 个电子，所以有 8 个成键电子。 什么是反键轨道呢？能量高的，有星号标记的，对不对？所以是 \sigma_{2s}^*， \pi_{2p_x}^*， \pi_{2p_y}^*，这些轨道上分别有 2， 1， 1 个电子，所以有 4 个反键电子。 于是，氧分子的键级 = (8-4)/2 = 2  希望对你有帮助。