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 aus zwei Elektronen besteht.

So wird die Bindungsordnung berechnet

1. Suchen Sie das Molekülorbitaldiagramm des Moleküls, oder ermitteln Sie, wie viele Valenzelektronen es besitzt.
2. Zählen Sie die Elektronen in bindenden Orbitalen (mit den Bezeichnungen σ und π).
3. Zählen Sie die Elektronen in antibindenden Orbitalen (mit den Bezeichnungen σ* und π*).
4. Ziehen Sie die Anzahl der antibindenden Elektronen von der Anzahl der bindenden Elektronen ab.
5. Teilen Sie das Ergebnis durch 2.

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

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

Bei Formeln wird zwischen Groß- und Kleinschreibung unterschieden: CO (Kohlenmonoxid) ist nicht derselbe Eintrag wie co oder Co. Das Werkzeug erkennt eine feste Liste von 37 Formeln: 13 homonukleare zweiatomige Moleküle (wie H₂, O₂ und Ne₂) und 24 gängige Verbindungen. Einige Einträge, etwa He₂, Be₂ und Ne₂, liefern eine Bindungsordnung von 0, was bedeutet, dass die Molekülorbitaltheorie keine stabile Bindung vorhersagt. Bei einem mehratomigen Molekül wie CO₂ gibt es eine über alle Bindungen des Moleküls gemittelte Bindungsordnung zurück, nicht einen eigenen Wert für jede Bindung. Die Eingabe einer Formel außerhalb dieser Liste führt zu einer Meldung, die um ein einfacheres Molekül bittet.

Zusammenhang zwischen Bindungsordnung, Bindungsstärke und Bindungslänge

Bindungsordnung und Bindungslänge verändern sich gegenläufig: Steigt die Bindungsordnung, sinkt die Bindungslänge. Bindungsordnung und Bindungsstärke verändern sich gleichsinnig: Steigt die Bindungsordnung, steigt auch die Energie, die zum Aufbrechen der Bindung nötig ist. Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen zeigen dieses Muster deutlich. Die folgenden Werte stammen aus der Bindungstabelle in OpenStax Chemistry 2e.

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 sind ein völlig eigener 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 streng genommen nicht. Manche Nachschlagetabellen, darunter auch die dieses Rechners, führen für solche Verbindungen dennoch eine nominelle Bindungsordnung von 1 als grobe Ersatzgröße auf, doch diese Zahl hat nicht dieselbe physikalische Bedeutung wie bei einem kovalenten Molekül wie O₂ oder N₂.

Häufig gestellte Fragen

Was ist die Bindungsordnung in einfachen Worten? Es ist eine Zahl, die angibt, wie viele Bindungen zwei Atome zusammenhalten: 1 für eine Einfachbindung, 2 für eine Doppelbindung, 3 für eine Dreifachbindung und Bruchzahlen wie 1,5 für Moleküle mit Resonanz.

Wie wird die Bindungsordnung berechnet? Ziehen Sie die Anzahl der antibindenden Elektronen von der Anzahl der bindenden Elektronen ab und teilen Sie das Ergebnis dann durch 2.

Warum hat Stickstoff (N₂) eine höhere Bindungsordnung als Sauerstoff (O₂)? N₂ hat nur 2 antibindende Elektronen, O₂ dagegen 4. Weniger antibindende Elektronen bedeuten eine stärkere Gesamtbindung, daher ist die Bindungsordnung von N₂ mit 3 höher als die von O₂ mit 2.

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

Bedeutet eine höhere Bindungsordnung immer ein stabileres Molekül? Meist bedeutet eine höhere Bindungsordnung eine stärkere einzelne Bindung, doch die Stabilität des gesamten Moleküls hängt auch von der Geometrie, der Resonanz und der Stabilität der Produkte ab, die bei einer Reaktion entstehen würden.

Gilt die Bindungsordnung auch für ionische Verbindungen wie Kochsalz? Nicht im strengen Sinn der Molekülorbitaltheorie. Ionische Verbindungen werden durch die Anziehung zwischen geladenen Ionen zusammengehalten und nicht durch gemeinsame Elektronenpaare. Die Formel „bindende minus antibindende Elektronen“ beschreibt sie daher nicht wirklich, selbst wenn zur Vereinfachung ein nomineller Wert aufgeführt ist.

Referenzen

1. OpenStax (Rice University). Chemistry 2e, Abschnitt 8.4 "Molecular Orbital Theory". Chemistry 2e: Molekülorbitaltheorie — Bindungsordnung = (bindende − antibindende Elektronen) / 2; O₂ hat zwei ungepaarte Elektronen; Bindungsordnungen O₂ = 2, N₂ = 3.
2. OpenStax (Rice University). Chemistry 2e, Abschnitt 7.5 "Strengths of Ionic and Covalent Bonds". Chemistry 2e: Stärke ionischer und kovalenter Bindungen — C–C 1,54 Å, 345 kJ/mol; C=C 1,34 Å, 611 kJ/mol; C≡C 1,20 Å, 837 kJ/mol.