På atomnivå är bindningsordningen antalet bundna elektronpar mellan två atomer. Till exempel i diatomärt kväve (N N) är bindningsordningen 3 eftersom det finns 3 kemiska bindningar som förbinder de två kväveatomerna. I molekylär orbitalteori definieras bindningsordningen också som hälften av skillnaden mellan antalet bindnings- och antibindande elektroner. För ett enklare svar: använd denna formel: Bindningsordning = [(Antal elektroner i bindningsmolekyl) - (Antal elektroner i antibindningsmolekyl)]/2.
Steg
Metod 1 av 3: Hitta obligationsordern snabbt
Steg 1. Känn till formeln
I molekylär orbitalteori definieras bindningsordningen som hälften av skillnaden mellan antalet bindnings- och antibindande elektroner. Bindningsordning = [(Antal elektroner i bindningsmolekyl) - (Antal elektroner i antibindningsmolekyl)]/2.
Steg 2. Vet att ju högre bindningsordningen, desto mer stabil är en molekyl
Varje elektron som kommer in i den bindande molekylära orbitalen hjälper till att stabilisera den nya molekylen. Varje elektron som kommer in i den anti-bindande molekylära orbitalen destabiliserar den nya molekylen. Anteckna den nya energinivån som molekylens bindningsordning.
Om bindningsordningen är noll kan inte molekylen bildas. Ju högre bindningsordning indikerar större stabilitet för den nya molekylen
Steg 3. Tänk på ett enkelt exempel
Väteatomen har en elektron i s -skalet, och s -skalet kan hålla två elektroner. När två väteatomer binder fullbordar varandras skal. Två bindningsorbitaler bildas. Inga elektroner tvingas flytta till en högre orbital, p-skalet, så inga antibindande orbitaler bildas. Således blir bindningsordningen (2−0)/2 { displaystyle (2-0)/2}
yang sama dengan 1. Hasil ini membentuk molekul umum H2: gas hidrogen.
Metode 2 dari 3: Memvisualisasikan Orde Ikatan Dasar
Steg 1. Bestäm snabbt bindningsordningen
Enstaka kovalenta bindningar har en bindningsordning på en; dubbla kovalenta bindningar, bindningsordning två; trippel kovalenta obligationer, order om trippelobligationer och så vidare. I sin mest grundläggande form är bindningsordningen antalet bundna elektronpar som rymmer två atomer.
Steg 2. Tänk på hur atomer kommer ihop för att bilda molekyler
I alla molekyler hålls atomkomponenterna ihop av bundna elektronpar. Elektronerna kretsar runt atomkärnan i orbitaler, varje orbital kan bara rymma två elektroner. Om orbitalet inte är fullt, till exempel, håller orbitalet bara en elektron eller ingen alls, då kan den oparade elektronen binda till motsvarande fria elektron på en annan atom.
- Beroende på deras storlek och komplexitet kan en atom bara ha en omloppsbana, eller den kan vara så många som fyra.
- När det närmaste orbitalskalet är fullt börjar nya elektroner ackumuleras i nästa orbitalskal utanför kärnan och fortsätter tills det skalet också är fullt. Insamlingen av elektroner fortsätter i ständigt växande orbitalskal, eftersom större atomer har fler elektroner än mindre atomer.
Steg 3. Rita en Lewis -punktstruktur
Det är ett enkelt sätt att visualisera hur atomerna i en molekyl binder till varandra. Rita atomer enligt bokstäver (till exempel H för väte, Cl för klor). Rita bindningarna mellan atomer på linjer (till exempel - för enkelbindningar, = för dubbelbindningar och för trippelbindningar). Markera de obundna elektronerna och elektronparen med punkter (t.ex.: C:). När du har ritat Lewis -punktstrukturen räknar du antalet bindningar: detta är bindningsordningen.
Lewis -punktstrukturen för diatomärt kväve är N≡N. Varje kväveatom består av ett elektronpar och tre obundna elektroner. När två kväveatomer möts kombineras de 6 okopplade elektronerna i de två atomerna för att bilda en stark trippel kovalent bindning
Metod 3 av 3: Beräkning av bindningsordern för orbitalteori
Steg 1. Tänk på diagrammet för elektronorbitalskal
Lägg märke till att atomskal är längre bort från kärnan. Enligt entropins egenskap söker energi alltid den lägsta nivån. Elektronerna fyller det lägsta tillgängliga orbitalskalet.
Steg 2. Vet skillnaden mellan bindning och antibindande orbitaler
När två atomer kombineras för att bilda en molekyl, försöker de använda varandras elektroner för att fylla det lägsta elektronorbitalskalet. Bondelektroner är i grunden elektroner som kombinerar och ligger på den lägsta nivån. Anti-bindande elektroner är "fria" eller obundna elektroner som skjuts till en högre orbitalnivå.
- Bindande elektroner: Genom att observera hur fulla orbitalskal är för varje atom, kan du bestämma hur många elektroner i de högre energinivåerna kan fylla den lägre energin och mer stabila skal för motsvarande atom. Dessa "fyllningselektroner" kallas bindningselektroner.
- Antibindande elektroner: när två atomer försöker bilda en molekyl genom att dela elektroner, kommer vissa elektroner att skjutas in i orbitalskalet med den högre energinivån eftersom orbitalskalet med den lägre energinivån är fullt. Dessa elektroner kallas anti-bindande elektroner.
