Bindungsordnungsrechner - Bestimmen Sie die molekulare Bindungsstärke

Was ist die Bindungsordnung?

Die Bindungsordnung ist eine Zahl, die angibt, wie viele chemische Bindungen zwei Atome in einem Molekül miteinander verbinden. Sie stammt aus der Molekülorbitaltheorie, einem Modell der chemischen Bindung, bei dem Elektronen gemeinsame Orbitale besetzen, die das gesamte Molekül umgeben, anstatt an ein einzelnes Atom gebunden zu bleiben. Eine Bindungsordnung von 1 bedeutet eine Einfachbindung, 2 eine Doppelbindung und 3 eine Dreifachbindung. Die Bindungsordnung sagt außerdem Bindungsstärke und Bindungslänge voraus: Eine höhere Bindungsordnung bedeutet eine kürzere und stärkere Bindung.

Formel der Bindungsordnung

Molekülorbitale gibt es in zwei Arten. Ein bindendes Orbital enthält Elektronen, die die beiden Atome zusammenziehen. Ein antibindendes Orbital enthält Elektronen, die die Atome auseinandertreiben. Die Bindungsordnung wird aus den Elektronen in den beiden Arten berechnet:

$\text{Bindungsordnung} = \frac{\text{bindende Elektronen} - \text{antibindende Elektronen}}{2}$

Die Division durch 2 berücksichtigt, dass eine Bindung einem gemeinsamen Elektronenpaar entspricht.

So wird die Bindungsordnung berechnet

1. Das Molekülorbitaldiagramm des Moleküls finden oder ermitteln, wie viele Valenzelektronen es besitzt.
2. Die Elektronen in bindenden Orbitalen zählen (mit den Bezeichnungen σ und π).
3. Die Elektronen in antibindenden Orbitalen zählen (mit den Bezeichnungen σ* und π*).
4. Die Anzahl der antibindenden Elektronen von der Anzahl der bindenden Elektronen abziehen.
5. Das Ergebnis durch 2 teilen.

Durchgerechnetes Beispiel: Sauerstoff (O₂)

Sauerstoff besitzt 12 Valenzelektronen. Beim Auffüllen seines Molekülorbitaldiagramms werden 8 Elektronen in bindenden Orbitalen und 4 in antibindenden Orbitalen angeordnet.

Bindungsordnung = (8 − 4) / 2 = 2

Dies stimmt mit der experimentell beobachteten O=O-Doppelbindung überein. Das Molekülorbitalmodell erklärt auch, warum O₂ paramagnetisch ist (von einem Magnetfeld angezogen wird): Zwei seiner antibindenden Elektronen sind ungepaart, was eine einfache Lewis-Struktur nicht zeigen kann.

Häufige Moleküle und ihre Bindungsordnungen

Gebrochene Bindungsordnungen, etwa 2,5 bei Stickstoffmonoxid (NO), treten auf, wenn ein Molekül eine ungerade Zahl von Elektronen besitzt oder wenn seine Struktur eine Mischung aus mehr als einer Anordnung ist. Benzol ist ein bekanntes Beispiel außerhalb dieser Tabelle: Jede Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindung hat eine Bindungsordnung von 1,5, also einen Wert zwischen einer Einfach- und einer Doppelbindung, weil die Elektronen des Rings gleichmäßig über alle sechs Kohlenstoffatome verteilt und nicht an festen Positionen angeordnet sind.

Die Dreifachbindung des Stickstoffs ist ungewöhnlich stark. Deshalb widersteht N₂-Gas der Aufspaltung, obwohl Stickstoff den größten Teil der Erdatmosphäre ausmacht. Fluor besitzt trotz seiner hohen Reaktivität in F₂ nur eine Einfachbindung; diese vergleichsweise schwache Bindung ist ein Grund dafür, dass F₂ so leicht mit anderen Stoffen reagiert.

Verwendung des Rechners

Eine chemische Formel wie O2, N2, CO oder H2O in das Eingabefeld eingeben und dabei normale Ziffern statt tiefgestellter Zahlen verwenden. Sobald eine erkannte Formel eingegeben wurde, erscheint die Bindungsordnung automatisch; eine separate Schaltfläche muss nicht betätigt werden. „Zurücksetzen“ auswählen, um das Feld zu leeren.

Bei Formeln wird zwischen Groß- und Kleinschreibung unterschieden: CO (Kohlenstoffmonoxid) ist nicht derselbe Eintrag wie co oder Co. Das Werkzeug erkennt eine feste Liste von 37 häufigen Molekülen: 13 homonukleare zweiatomige Moleküle wie H₂ und O₂ sowie 24 einfache Verbindungen wie CO₂, NH₃ und NaCl. Bei einem Molekül mit mehr als zwei Atomen gibt es die Bindungsordnung der Hauptbindung und nicht je einen Wert für jede Bindung an. Bei CO₂ ist das eine C=O-Bindung, daher lautet das Ergebnis 2; bei Ethen (C₂H₄) ist es die C=C-Bindung, sodass auch dort das Ergebnis 2 lautet und nicht ein Durchschnittswert, der die vier C–H-Einfachbindungen einschließen würde. Bei einer Formel außerhalb der Liste erscheint eine Meldung, dass die Bindungsordnung nicht verfügbar ist.

Das Diagramm neben dem Ergebnis zeichnet für jede vollständige Bindung eine Linie, wie es auch eine Strukturformel tut: eine Linie für eine Einfachbindung, zwei für eine Doppelbindung und drei für eine Dreifachbindung. Bei einer gebrochenen Bindungsordnung wird für den verbleibenden Teil einer Bindung eine gestrichelte Linie ergänzt. NO (2,5) wird daher als zwei durchgezogene Linien und eine gestrichelte Linie dargestellt.

Zusammenhang zwischen Bindungsordnung, Bindungsstärke und Bindungslänge

Bindungsordnung und Bindungslänge verhalten sich entgegengesetzt: Mit zunehmender Bindungsordnung nimmt die Bindungslänge ab. Bindungsordnung und Bindungsstärke nehmen gemeinsam zu: Mit zunehmender Bindungsordnung steigt auch die Energie, die zum Aufbrechen der Bindung erforderlich ist. Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen veranschaulichen dieses Muster deutlich.

Dasselbe Muster zeigt sich in der Infrarotspektroskopie, einem Verfahren, mit dem Bindungen anhand der Frequenz des von ihnen absorbierten Lichts identifiziert werden. Dreifachbindungen schwingen mit höheren Frequenzen als Doppelbindungen, und diese wiederum mit höheren Frequenzen als Einfachbindungen. Daher können Chemiker häufig allein anhand der Stelle, an der eine Probe Infrarotlicht absorbiert, feststellen, welcher Bindungstyp vorliegt.

Grenzen der Bindungsordnung

Die obige Formel funktioniert gut für einfache kovalente Moleküle, bei denen zwei Atome Elektronen direkt gemeinsam nutzen. In anderen Fällen ist sie weniger eindeutig anwendbar.

Moleküle mit Resonanz, etwa Benzol oder Ozon, erhalten nur eine gemittelte Bindungsordnung und keinen Wert für eine einzige, genau definierte Struktur. Übergangsmetallverbindungen umfassen d-Orbitale und weitere Effekte, die die grundlegende Formel aus bindenden minus antibindenden Elektronen nicht erfasst. Für solche Fälle verwenden Chemiker speziellere Verfahren, etwa die Mayer-Bindungsordnung.

Ionische Verbindungen bilden einen völlig anderen Fall. Natriumchlorid (NaCl) wird durch die elektrische Anziehung zwischen Na⁺- und Cl⁻-Ionen zusammengehalten, nicht durch ein gemeinsames Elektronenpaar in einem Molekülorbital. Eine Bindungsordnung aus der Molekülorbitaltheorie beschreibt diese Art der Bindung daher nicht streng. Einige Referenztabellen, auch der vorliegende Rechner, führen dennoch einen Nennwert auf, der aus der Lewis-Formel gezählt wird (1 für NaCl, 2 für MgO). Diese Zahl hat jedoch nicht dieselbe physikalische Bedeutung wie bei einem kovalenten Molekül wie O₂ oder N₂.

Häufig gestellte Fragen

Was ist die Bindungsordnung einfach erklärt? Sie ist eine Zahl, die angibt, wie viele Bindungen zwei Atome zusammenhalten: 1 für eine Einfachbindung, 2 für eine Doppelbindung, 3 für eine Dreifachbindung und Bruchwerte wie 1,5 bei Molekülen mit Resonanz.

Wie wird die Bindungsordnung berechnet? Die Anzahl der antibindenden Elektronen von der Anzahl der bindenden Elektronen abziehen und anschließend durch 2 teilen.

Warum hat Stickstoff (N₂) eine höhere Bindungsordnung als Sauerstoff (O₂)? N₂ besitzt nur 2 antibindende Elektronen, während O₂ 4 besitzt. Weniger antibindende Elektronen bedeuten eine stärkere resultierende Bindung. Daher ist die Bindungsordnung von N₂ mit 3 höher als die Bindungsordnung von O₂ mit 2.

Kann die Bindungsordnung ein Bruchwert sein? Ja. Moleküle mit einer ungeraden Zahl von Valenzelektronen oder mit Resonanz zwischen mehreren Strukturen haben gebrochene Bindungsordnungen, etwa 2,5 bei NO oder 1,5 bei den Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen des Benzols.

Bedeutet eine höhere Bindungsordnung immer ein stabileres Molekül? Eine höhere Bindungsordnung bedeutet gewöhnlich eine stärkere einzelne Bindung. Die Stabilität des gesamten Moleküls hängt jedoch auch von der Geometrie, der Resonanz und der Stabilität der bei einer Reaktion entstehenden Produkte ab.

Gilt die Bindungsordnung für ionische Verbindungen wie Kochsalz? Nicht im strengen Sinn der Molekülorbitaltheorie. Ionische Verbindungen werden durch die Anziehung zwischen geladenen Ionen und nicht durch gemeinsame Elektronenpaare zusammengehalten. Daher beschreibt die Formel aus bindenden minus antibindenden Elektronen sie nicht wirklich, auch wenn aus praktischen Gründen ein Nennwert angegeben wird.

Referenzen

1. Mulliken, R. S. (1955). „Electronic Population Analysis on LCAO-MO Molecular Wave Functions.“ The Journal of Chemical Physics, 23(10), 1833–1840.
2. Pauling, L. (1931). „The Nature of the Chemical Bond.“ Journal of the American Chemical Society, 53(4), 1367–1400.
3. Atkins, P. W., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10. Aufl.). Oxford University Press.
4. Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic Chemistry (5. Aufl.). Pearson.