Bindingsorden Beregner - Bestem Molekylær Bindingsstyrke

Hvad er bindingsorden?

Bindingsorden er et tal, der viser, hvor mange kemiske bindinger der forbinder to atomer i et molekyle. Begrebet kommer fra molekylorbitalteorien, en model for kemisk binding, hvor elektroner udfylder fælles orbitaler, der omgiver hele molekylet, i stedet for at forblive på ét atom. En bindingsorden på 1 betyder en enkeltbinding, 2 betyder en dobbeltbinding, og 3 betyder en tripelbinding. Bindingsorden forudsiger også bindingsstyrke og bindingslængde: En højere bindingsorden betyder en kortere og stærkere binding.

Formel for bindingsorden

Molekylorbitaler findes i to typer. En bindende orbital indeholder elektroner, der trækker de to atomer sammen. En antibindende orbital indeholder elektroner, der skubber atomerne fra hinanden. Bindingsorden beregnes ud fra elektronerne i hver type:

$\text{Bindingsorden} = \frac{\text{bindende elektroner} - \text{antibindende elektroner}}{2}$

Division med 2 tager højde for, at én binding består af to elektroner.

Sådan beregnes bindingsorden

1. Find molekylets molekylorbitaldiagram, eller bestem, hvor mange valenselektroner det har.
2. Tæl elektronerne i bindende orbitaler (mærket σ og π).
3. Tæl elektronerne i antibindende orbitaler (mærket σ* og π*).
4. Træk antallet af antibindende elektroner fra antallet af bindende elektroner.
5. Divider resultatet med 2.

Gennemregnet eksempel: oxygen (O₂)

Oxygen har 12 valenselektroner. Når molekylorbitaldiagrammet udfyldes, placeres 8 elektroner i bindende orbitaler og 4 i antibindende orbitaler.

Bindingsorden = (8 − 4) / 2 = 2

Dette stemmer overens med den O=O-dobbeltbinding, som kemikere observerer eksperimentelt. Molekylorbitalbilledet forklarer også, hvorfor O₂ er paramagnetisk (tiltrækkes af et magnetfelt): To af dets antibindende elektroner er uparrede, hvilket en simpel Lewis-struktur ikke kan vise.

Almindelige molekyler og deres bindingsordener

Ikke-heltallige bindingsordener, såsom en bindingsorden på 2,5 for nitrogenmonoxid (NO), opstår, når et molekyle har et ulige antal elektroner, eller når dets struktur er en blanding af mere end én opbygning. Benzen er et velkendt eksempel uden for denne tabel: Hver binding mellem carbonatomer har en bindingsorden på 1,5, midt imellem en enkelt- og en dobbeltbinding, fordi ringens elektroner er jævnt fordelt over alle seks carbonatomer i stedet for at være fastlåst på bestemte steder.

Nitrogens tripelbinding er usædvanligt stærk, og derfor modstår N₂-gas at blive spaltet, selv om nitrogen udgør størstedelen af atmosfæren på Jorden. Fluor er, trods sin høje reaktivitet, kun bundet med en enkeltbinding i F₂; denne relativt svage binding er en af grundene til, at F₂ reagerer så let med andre stoffer.

Brug af beregneren

Skriv en kemisk formel i inputfeltet, f.eks. O2, N2, CO eller H2O, ved at bruge almindelige tal i stedet for sænket skrift. Bindingsordenen vises automatisk, så snart en genkendt formel er indtastet; der er ingen separat knap, der skal trykkes på. Vælg Nulstil for at rydde feltet.

Formler skelner mellem store og små bogstaver: CO (kulmonoxid) er ikke den samme post som co eller Co. Værktøjet genkender en fast liste på 37 formler: 13 homonukleære toatomige molekyler (såsom H₂, O₂ og Ne₂) og 24 almindelige forbindelser. Nogle poster, såsom He₂, Be₂ og Ne₂, giver en bindingsorden på 0, hvilket betyder, at molekylorbitalteorien forudsiger, at der ikke findes nogen stabil binding. For et fleratomigt molekyle som CO₂ giver det én gennemsnitlig bindingsorden for alle molekylets bindinger og ikke en separat værdi for hver binding. Hvis man indtaster en formel uden for listen, får man en besked om at angive et simplere molekyle.

Hvordan bindingsorden hænger sammen med bindingsstyrke og -længde

Bindingsorden og bindingslængde bevæger sig i modsatte retninger: Når bindingsordenen stiger, falder bindingslængden. Bindingsorden og bindingsstyrke følges ad: Når bindingsordenen stiger, stiger også den energi, der skal til for at bryde bindingen. Carbon-carbon-bindinger viser mønstret tydeligt. Værdierne herunder stammer fra bindingstabellen i OpenStax Chemistry 2e.

Det samme mønster ses i infrarød spektroskopi, en teknik, der identificerer bindinger ud fra frekvensen af det lys, de absorberer. Tripelbindinger vibrerer ved højere frekvenser end dobbeltbindinger, som vibrerer ved højere frekvenser end enkeltbindinger, så kemikere kan ofte afgøre, hvilken bindingstype der er til stede, blot ud fra hvor en prøve absorberer infrarødt lys.

Begrænsninger ved bindingsorden

Formlen ovenfor fungerer godt for simple kovalente molekyler, hvor to atomer deler elektroner direkte. Den anvendes mindre entydigt i andre tilfælde.

Molekyler med resonans, såsom benzen eller ozon, får kun en gennemsnitlig bindingsorden i stedet for en værdi for én bestemt struktur. Forbindelser med overgangsmetaller involverer d-orbitaler og andre effekter, som den grundlæggende formel med bindende minus antibindende elektroner ikke indfanger; i disse tilfælde bruger kemikere mere specialiserede metoder, såsom Mayers bindingsorden.

Ioniske forbindelser er et helt særskilt tilfælde. Natriumchlorid (NaCl) holdes sammen af den elektriske tiltrækning mellem Na⁺- og Cl⁻-ioner og ikke af et delt elektronpar i en molekylorbital. En bindingsorden fra molekylorbitalteorien beskriver ikke strengt denne form for binding. Nogle opslagstabeller, herunder denne beregners, angiver stadig en nominel bindingsorden på 1 for sådanne forbindelser som en grov erstatning, men tallet har ikke samme fysiske betydning som for et kovalent molekyle som O₂ eller N₂.

Ofte stillede spørgsmål

Hvad er bindingsorden i enkle termer? Det er et tal, der viser, hvor mange bindinger der holder to atomer sammen: 1 for en enkeltbinding, 2 for en dobbeltbinding, 3 for en tripelbinding og brøker såsom 1,5 for molekyler med resonans.

Hvordan beregnes bindingsorden? Træk antallet af antibindende elektroner fra antallet af bindende elektroner, og divider derefter med 2.

Hvorfor har nitrogen (N₂) en højere bindingsorden end oxygen (O₂)? N₂ har kun 2 antibindende elektroner, mens O₂ har 4. Færre antibindende elektroner betyder en stærkere nettobinding, så bindingsordenen for N₂ på 3 er højere end bindingsordenen for O₂ på 2.

Kan bindingsorden være en brøk? Ja. Molekyler med et ulige antal valenselektroner eller med resonans mellem flere strukturer har ikke-heltallige bindingsordener, såsom 2,5 for NO eller 1,5 for bindingerne mellem carbonatomerne i benzen.

Betyder en højere bindingsorden altid et mere stabilt molekyle? Som regel betyder en højere bindingsorden en stærkere individuel binding, men den overordnede molekylstabilitet afhænger også af geometrien, resonansen og stabiliteten af de produkter, som en reaktion ville danne.

Gælder bindingsorden for ionforbindelser som køkkensalt? Ikke i streng molekylorbitalforstand. Ionforbindelser holdes sammen af tiltrækningen mellem ladede ioner og ikke af fælles elektronpar, så formlen med bindende minus antibindende elektroner beskriver dem ikke rigtigt, selv når en nominel værdi angives af praktiske grunde.

Referencer

1. OpenStax (Rice University). Chemistry 2e, afsnit 8.4 "Molecular Orbital Theory". Chemistry 2e: Molecular Orbital Theory — bindingsorden = (bindende − antibindende elektroner) / 2; O₂ har to uparrede elektroner; bindingsordener O₂ = 2, N₂ = 3.
2. OpenStax (Rice University). Chemistry 2e, afsnit 7.5 "Strengths of Ionic and Covalent Bonds". Chemistry 2e: Strengths of Ionic and Covalent Bonds — C–C 1,54 Å, 345 kJ/mol; C=C 1,34 Å, 611 kJ/mol; C≡C 1,20 Å, 837 kJ/mol.