Op atoomvlak is die bindingsorde die aantal gebonde elektronpare tussen twee atome. Byvoorbeeld, in diatomiese stikstof (N N) is die bindingsorde 3 omdat daar 3 chemiese bindings is wat die twee stikstofatome verbind. In die molekulêre orbitale teorie word die bindingsorde ook gedefinieer as die helfte van die verskil tussen die aantal bindings- en anti-bindingselektrone. Vir 'n makliker antwoord: gebruik hierdie formule: Bindingsvolgorde = [(Aantal elektrone in bindingsmolekule) - (Aantal elektrone in anti -bindingsmolekule)]/2.
Stap
Metode 1 van 3: vind vinnig die verbandorder
Stap 1. Ken die formule
In die molekulêre orbitale teorie word die bindingsorde gedefinieer as die helfte van die verskil tussen die aantal bindings- en anti-bindingselektrone. Bindingsvolgorde = [(Aantal elektrone in bindingsmolekule) - (Aantal elektrone in anti -bindingsmolekule)]/2.
Stap 2. Weet dat hoe hoër die bindingsvolgorde, hoe stabieler 'n molekuul is
Elke elektron wat die bindende molekulêre orbitaal binnedring, sal help om die nuwe molekule te stabiliseer. Elke elektron wat die anti-binding molekulêre baan binnedring, destabiliseer die nuwe molekule. Teken die nuwe energievlak aan as die bindingsvolgorde van die molekule.
As die bindingsvolgorde nul is, kan die molekule nie gevorm word nie. Hoe hoër die bindingsvolgorde dui op groter stabiliteit vir die nuwe molekule
Stap 3. Beskou 'n eenvoudige voorbeeld
Die waterstofatoom het een elektron in die s -dop, en die s -dop kan twee elektrone bevat. As twee waterstofatome bind, voltooi elkeen die ander se dop. Twee bindende orbitale word gevorm. Geen elektrone word gedwing om na 'n hoër baan, die p-dop, te beweeg nie, dus word geen anti-bindende orbitale gevorm nie. Die verbandorde word dus (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
Stap 1. Bepaal vinnig die verbandorde
Enkel kovalente bindings het 'n bindingsorde van een; dubbele kovalente bindings, bindingsvolgorde twee; drievoudige kovalente bindings, drievoudige verbandorders, ensovoorts. In sy mees basiese vorm is die bindingsorde die aantal gebonde elektronpare wat twee atome bevat.
Stap 2. Beskou hoe atome bymekaarkom om molekules te vorm
In alle molekules word die atoomkomponente bymekaar gehou deur gebinde pare elektrone. Die elektrone draai om die kern van die atoom in orbitale, elke orbitaal kan slegs twee elektrone bevat. As die baan byvoorbeeld nie vol is nie, hou die baan byvoorbeeld slegs een elektron of glad nie, dan kan die ongepaarde elektron met die ooreenstemmende vrye elektron op 'n ander atoom bind.
- Afhangende van hul grootte en kompleksiteit, kan 'n atoom slegs een baan hê, of dit kan soveel as vier wees.
- As die naaste omhulsel dop vol is, begin nuwe elektrone in die volgende baan buite die kern ophoop, en gaan voort totdat die dop ook vol is. Die versameling elektrone gaan voort in steeds groter wordende orbitale skulpe, omdat groter atome meer elektrone as kleiner atome het.
Stap 3. Teken 'n Lewis -puntstruktuur
Dit is 'n maklike manier om te visualiseer hoe die atome in 'n molekule met mekaar verbind. Teken atome volgens letters (byvoorbeeld H vir waterstof, Cl vir chloor). Trek die bindings tussen atome op lyne (byvoorbeeld, - vir enkelbindings, = vir dubbelbindings en vir drievoudige bindings). Merk die ongebonde elektrone en elektronpare met kolletjies (bv.: C:). Sodra u die Lewis -puntstruktuur geteken het, tel die aantal bindings: dit is die bindingsvolgorde.
Die Lewis -puntstruktuur vir diatomiese stikstof is N≡N. Elke stikstofatoom bestaan uit een elektronpaar en drie ongebonde elektrone. Wanneer twee stikstofatome bymekaarkom, vorm die 6 ongebonde elektrone van die twee atome 'n sterk drievoudige kovalente binding
Metode 3 van 3: Berekening van die verbandorde vir orbitale teorie
Stap 1. Beskou die elektron -wentelbaan -diagram
Let op dat die atoomdoppe verder van die kern af is. Volgens die eienskap van entropie soek energie altyd die laagste vlak. Die elektrone vul die laagste beskikbare orbitale dop.
Stap 2. Ken die verskil tussen bindings- en anti-bindingsorbitale
As twee atome saamsmelt om 'n molekule te vorm, probeer hulle mekaar se elektrone gebruik om die laagste elektron -omhulsel te vul. Bindelektrone is basies elektrone wat kombineer en op die laagste vlak is. Anti-bindings elektrone is "vrye" of ongebonde elektrone wat na 'n hoër wentelvlak gestoot word.
- Bindende elektrone: Deur te sien hoe vol die wentelbane vir elke atoom is, kan u bepaal hoeveel elektrone in die hoër energievlakke die laer energie en meer stabiele doppe van die ooreenstemmende atoom kan vul. Hierdie "vulelektrone" word bindingselektrone genoem.
- Antibindende elektrone: wanneer twee atome probeer om 'n molekule te vorm deur elektrone te deel, sal sommige elektrone met die hoër energievlak in die orbitale dop gestoot word omdat die orbitale dop met die laer energievlak vol is. Daar word na hierdie elektrone verwys as anti-bindingselektrone.
