1. Diagramma orbitale molecolare di ossigeno
* Orbitali atomici: Inizia con gli orbitali atomici dell'ossigeno. Ogni atomo di ossigeno ha la configurazione elettronica 1S²2S²2P⁴. Siamo principalmente interessati agli orbitali 2p, che hanno tre orbitali (2px, 2py, 2pz).
* Sovrapposti: Quando due atomi di ossigeno si uniscono per formare O₂, gli orbitali 2p si sovrappongono per formare orbitali molecolari.
* Sigma e PI Bonds:
* Gli orbitali 2pz si sovrappongono a capo per formare un orbitale di legame Sigma (σ) (σ2p) e un orbitale anti-conduttore di Sigma (σ* 2p).
* Gli orbitali 2px e 2PY si sovrappongono fianco a fianco per formare due set di legame PI (π) e orbitali anti-emergenti (rispettivamente π2p e π* 2p).
* Riempimento di orbitali molecolari: Gli elettroni a 12 valenza (6 di ciascun atomo di ossigeno) sono riempiti negli orbitali molecolari seguendo la regola di Hund e il principio di Aufbau:
*σ2p, σ*2p, π2p, π*2p
* Ciò si traduce in due elettroni non accoppiati negli orbitali di antibonding π* 2p.
2. Pararagnetismo
* Elettroni non accoppiati: La presenza di due elettroni non accoppiati negli orbitali di antibonding π*2p è ciò che rende ossigeno paramagnetico.
* Campo magnetico: Le sostanze paramagnetiche sono debolmente attratte da un campo magnetico. Questo perché gli elettroni non accoppiati hanno i loro momenti magnetici, che si allineano nella direzione di un campo magnetico esterno.
In sintesi:
Il paramegnetismo dell'ossigeno sorge perché la sua configurazione orbitale molecolare lascia due elettroni spaiati negli orbitali antibonding π*2p. Ciò dà all'ossigeno un momento magnetico netto, facendolo debolmente attratto da un campo magnetico.
