På atomniveau er bindingsordren antallet af bundne elektronpar mellem to atomer. For eksempel i diatomisk nitrogen (N N) er bindingsrækkefølgen 3, fordi der er 3 kemiske bindinger, der forbinder de to nitrogenatomer. I molekylær orbitalteori defineres bindingsrækkefølgen også som halvdelen af forskellen mellem antallet af bindings- og anti-bindingselektroner. For et lettere svar: brug denne formel: Bindingsrækkefølge = [(Antal elektroner i bindingsmolekyle) - (Antal elektroner i anti -bindingsmolekyle)]/2.
Trin
Metode 1 af 3: Find hurtigt obligationsordren
Trin 1. Kend formlen
I molekylær orbitalteori defineres bindingsrækkefølgen som halvdelen af forskellen mellem antallet af bindings- og anti-bindingselektroner. Bindingsrækkefølge = [(Antal elektroner i bindingsmolekyle) - (Antal elektroner i anti -bindingsmolekyle)]/2.
Trin 2. Ved, at jo højere bindingsordren er, desto mere stabil er et molekyle
Hver elektron, der kommer ind i den bindende molekylære orbital, hjælper med at stabilisere det nye molekyle. Hver elektron, der kommer ind i den anti-binding molekylære orbital, destabiliserer det nye molekyle. Registrer det nye energiniveau som molekylets bindingsorden.
Hvis bindingsordren er nul, kan molekylet ikke dannes. Jo højere bindingsrækkefølgen indikerer større stabilitet for det nye molekyle
Trin 3. Overvej et enkelt eksempel
Hydrogenatomet har en elektron i s -skallen, og s -skallen kan indeholde to elektroner. Når to hydrogenatomer bindes, fuldender hver den andens skal. To bindingsorbitaler dannes. Ingen elektroner tvinges til at bevæge sig til en højere kredsløb, p-skallen, så der dannes ingen anti-bindende orbitaler. Således bliver bindingsordren (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
Trin 1. Bestem hurtigt bindingsordren
Enkelt kovalente obligationer har en bindingsorden på en; dobbelt kovalente obligationer, bindingsordre to; triple kovalente obligationer, triple obligation ordrer og så videre. I sin mest grundlæggende form er bindingsordren antallet af bundne elektronpar, der rummer to atomer.
Trin 2. Overvej, hvordan atomer kommer sammen for at danne molekyler
I alle molekyler holdes atomkomponenterne sammen af bundne elektronpar. Elektronerne kredser om atomets kerne i orbitaler, hver orbital kan kun indeholde to elektroner. Hvis kredsløbet ikke er fuldt, for eksempel, holder orbitalet kun en elektron eller slet ingen, så kan den uparrede elektron bindes med den tilsvarende frie elektron på et andet atom.
- Afhængigt af deres størrelse og kompleksitet kan et atom kun have en orbital, eller det kan være så mange som fire.
- Når den nærmeste orbitalskal er fuld, begynder nye elektroner at akkumulere i den næste orbitale skal uden for kernen og fortsætte, indtil den skal også er fuld. Indsamlingen af elektroner fortsætter i stadigt voksende orbitalskaller, fordi større atomer har flere elektroner end mindre atomer.
Trin 3. Tegn en Lewis -punktstruktur
Det er en let måde at visualisere, hvordan atomerne i et molekyle binder sig til hinanden. Tegn atomer efter bogstaver (f.eks. H for hydrogen, Cl for klor). Tegn bindinger mellem atomer på linjer (f.eks. - for enkeltbindinger, = for dobbeltbindinger og for tredobbeltbindinger). Marker de ubundne elektroner og elektronpar med prikker (f.eks.: C:). Når du har tegnet Lewis -punktstrukturen, tæller du antallet af obligationer: dette er bindingsrækkefølgen.
Lewis -punktstrukturen for diatomisk nitrogen er N≡N. Hvert nitrogenatom består af et elektronpar og tre ubundne elektroner. Når to nitrogenatomer mødes, kombineres de 6 ubundne elektroner i de to atomer til en stærk tredobbelt kovalent binding
Metode 3 af 3: Beregning af bindingsordren for orbitalteori
Trin 1. Overvej diagrammet over elektronorbitalskallen
Bemærk, at atomskallerne er længere væk fra kernen. Ifølge entropiens egenskab søger energi altid det laveste niveau. Elektronerne fylder den lavest tilgængelige orbitalskal.
Trin 2. Kend forskellen mellem binding og anti-binding orbitaler
Når to atomer kombineres for at danne et molekyle, forsøger de at bruge hinandens elektroner til at fylde den laveste elektronorbitalskal. Bindingselektroner er dybest set elektroner, der kombinerer og er på det laveste niveau. Anti-bindingselektroner er "frie" eller ubundne elektroner, der skubbes til et højere orbitalniveau.
- Binding af elektroner: Ved at observere, hvor fulde orbitalskallerne er for hvert atom, kan du bestemme, hvor mange elektroner i de højere energiniveauer, der kan fylde den lavere energi og mere stabile skaller i det tilsvarende atom. Disse "fyldelektroner" betegnes bindingselektroner.
- Antibindende elektroner: Når to atomer forsøger at danne et molekyle ved at dele elektroner, vil nogle elektroner blive skubbet ind i orbitalskallen med det højere energiniveau, fordi orbitalskallen med det lavere energiniveau er fuld. Disse elektroner omtales som anti-binding elektroner.
