Bindingsorde Calculator - Bepaal Moleculaire Bindingssterkte

Wat is bindingsorde?

De bindingsorde is een getal dat aangeeft hoeveel chemische bindingen twee atomen in een molecuul met elkaar verbinden. Het begrip komt uit de molecuulorbitaaltheorie, een model van chemische binding waarin elektronen gedeelde orbitalen vullen die het hele molecuul omringen, in plaats van op één atoom te blijven. Een bindingsorde van 1 betekent een enkelvoudige binding, 2 betekent een dubbele binding en 3 betekent een drievoudige binding. De bindingsorde voorspelt ook de sterkte en lengte van een binding: een hogere bindingsorde betekent een kortere, sterkere binding.

Formule voor de bindingsorde

Molecuulorbitalen zijn er in twee soorten. Een bindend orbitaal bevat elektronen die de twee atomen naar elkaar toe trekken. Een antibindend orbitaal bevat elektronen die de atomen uit elkaar duwen. De bindingsorde wordt berekend met de elektronen in elk type orbitaal:

$\text{Bindingsorde} = \frac{\text{bindende elektronen} - \text{antibindende elektronen}}{2}$

Delen door 2 houdt rekening met het feit dat één binding overeenkomt met één gedeeld elektronenpaar.

Hoe bereken je de bindingsorde?

1. Zoek het molecuulorbitaalschema van het molecuul op, of bepaal hoeveel valentie-elektronen het heeft.
2. Tel de elektronen in bindende orbitalen (aangeduid met σ en π).
3. Tel de elektronen in antibindende orbitalen (aangeduid met σ* en π*).
4. Trek het aantal antibindende elektronen af van het aantal bindende elektronen.
5. Deel het resultaat door 2.

Uitgewerkt voorbeeld: zuurstof (O₂)

Zuurstof heeft 12 valentie-elektronen. Bij het vullen van het molecuulorbitaalschema komen 8 elektronen in bindende orbitalen terecht en 4 in antibindende orbitalen.

Bindingsorde = (8 − 4) / 2 = 2

Dit komt overeen met de dubbele O=O-binding die chemici experimenteel waarnemen. Het molecuulorbitaalbeeld verklaart ook waarom O₂ paramagnetisch is (wordt aangetrokken door een magnetisch veld): twee van de antibindende elektronen zijn ongepaard, iets wat een eenvoudige Lewis-structuur niet kan laten zien.

Veelvoorkomende moleculen en hun bindingsorden

Fractionele bindingsorden, zoals 2,5 voor stikstofmonoxide (NO), ontstaan wanneer een molecuul een oneven aantal elektronen heeft of wanneer de structuur een combinatie is van meerdere rangschikkingen. Benzeen is een bekend voorbeeld buiten deze tabel: elke koolstof-koolstofbinding heeft een bindingsorde van 1,5, halverwege een enkelvoudige en een dubbele binding, omdat de elektronen in de ring gelijkmatig over alle zes koolstofatomen zijn verdeeld en niet op vaste plaatsen zitten.

De drievoudige binding van stikstof is ongewoon sterk. Daarom is N₂-gas moeilijk te splitsen, hoewel stikstof het grootste deel van de atmosfeer van de aarde vormt. Fluor heeft, ondanks het feit dat het een zeer reactief element is, slechts een enkelvoudige binding in F₂; die relatief zwakke binding is een van de redenen waarom F₂ zo gemakkelijk met andere stoffen reageert.

De calculator gebruiken

Typ een chemische formule in het invoervak, zoals O2, N2, CO of H2O, met gewone cijfers in plaats van indexcijfers. De bindingsorde verschijnt automatisch zodra een herkende formule is ingevoerd; er is geen aparte knop om in te drukken. Selecteer Reset om het veld leeg te maken.

Formules zijn hoofdlettergevoelig: CO (koolstofmonoxide) is niet dezelfde invoer als co of Co. De tool herkent een vaste lijst van 37 veelvoorkomende moleculen: 13 homonucleaire twee-atomige moleculen, zoals H₂ en O₂, en 24 eenvoudige verbindingen, zoals CO₂, NH₃ en NaCl. Voor een molecuul met meer dan twee atomen geeft de tool de bindingsorde van de belangrijkste binding, niet één waarde per binding. Voor CO₂ is dat een C=O-binding, dus het antwoord is 2; voor etheen (C₂H₄) is het de C=C-binding, dus ook daar is het antwoord 2, en niet een gemiddelde waarin de vier enkelvoudige C–H-bindingen zijn meegerekend. Een formule die niet in de lijst staat, geeft een melding dat de bindingsorde niet beschikbaar is.

Het diagram naast het resultaat tekent één lijn voor elke volledige binding, zoals een structuurformule dat doet: één lijn voor een enkelvoudige binding, twee voor een dubbele binding en drie voor een drievoudige binding. Bij een fractionele bindingsorde wordt voor het resterende deel van een binding een onderbroken lijn toegevoegd. NO (2,5) wordt daarom weergegeven als twee ononderbroken lijnen en één onderbroken lijn.

Verband tussen bindingsorde, bindingssterkte en bindingslengte

Bindingsorde en bindingslengte veranderen in tegengestelde richting: als de bindingsorde toeneemt, neemt de bindingslengte af. Bindingsorde en bindingssterkte veranderen in dezelfde richting: als de bindingsorde toeneemt, neemt ook de energie toe die nodig is om de binding te verbreken. Koolstof-koolstofbindingen laten dit patroon duidelijk zien.

Hetzelfde patroon komt naar voren in infraroodspectroscopie, een techniek waarmee bindingen worden geïdentificeerd aan de hand van de frequentie van het licht dat ze absorberen. Drievoudige bindingen trillen bij hogere frequenties dan dubbele bindingen, die weer bij hogere frequenties trillen dan enkelvoudige bindingen. Daardoor kunnen chemici vaak aan de hand van de plaats waar een monster infrarood licht absorbeert, bepalen welk type binding aanwezig is.

Beperkingen van de bindingsorde

De bovenstaande formule werkt goed voor eenvoudige covalente moleculen, waarin twee atomen elektronen rechtstreeks delen. Elders is de toepassing minder eenvoudig.

Moleculen met resonantie, zoals benzeen of ozon, krijgen alleen een gemiddelde bindingsorde en geen waarde voor één exacte structuur. Verbindingen van overgangsmetalen omvatten d-orbitalen en andere effecten die de eenvoudige formule voor bindende elektronen minus antibindende elektronen niet omvat; voor die gevallen gebruiken chemici gespecialiseerde methoden, zoals de bindingsorde van Mayer.

Ionverbindingen vormen een geheel afzonderlijk geval. Natriumchloride (NaCl) wordt bijeengehouden door de elektrische aantrekkingskracht tussen Na⁺- en Cl⁻-ionen, niet door een gedeeld elektronenpaar in een molecuulorbitaal. Een molecuulorbitaalbindingsorde beschrijft dit type binding dus niet strikt. Sommige referentietabellen, waaronder die van deze calculator, vermelden toch een nominale waarde die uit de Lewis-formule is geteld (1 voor NaCl, 2 voor MgO), maar dat getal heeft niet dezelfde fysische betekenis als bij een covalent molecuul zoals O₂ of N₂.

Veelgestelde vragen

Wat is bindingsorde in eenvoudige bewoordingen? Het is een getal dat aangeeft hoeveel bindingen twee atomen bij elkaar houden: 1 voor een enkelvoudige binding, 2 voor een dubbele binding, 3 voor een drievoudige binding en breuken zoals 1,5 voor moleculen met resonantie.

Hoe wordt de bindingsorde berekend? Trek het aantal antibindende elektronen af van het aantal bindende elektronen en deel het resultaat vervolgens door 2.

Waarom heeft stikstof (N₂) een hogere bindingsorde dan zuurstof (O₂)? N₂ heeft slechts 2 antibindende elektronen, terwijl O₂ er 4 heeft. Minder antibindende elektronen betekent een sterkere nettobinding. Daarom is de bindingsorde van N₂, 3, hoger dan de bindingsorde van O₂, 2.

Kan de bindingsorde een breuk zijn? Ja. Moleculen met een oneven aantal valentie-elektronen of met resonantie tussen meerdere structuren hebben fractionele bindingsorden, zoals 2,5 voor NO of 1,5 voor de koolstof-koolstofbindingen in benzeen.

Betekent een hogere bindingsorde altijd een stabieler molecuul? Meestal betekent een hogere bindingsorde een sterkere afzonderlijke binding, maar de stabiliteit van het molecuul als geheel hangt ook af van de geometrie, resonantie en de stabiliteit van de producten die bij een reactie zouden ontstaan.

Is de bindingsorde van toepassing op ionverbindingen zoals keukenzout? Niet in de strikte betekenis van de molecuulorbitaaltheorie. Ionverbindingen worden bijeengehouden door de aantrekking tussen geladen ionen en niet door gedeelde elektronenparen. De formule voor bindende elektronen minus antibindende elektronen beschrijft ze daarom niet echt, ook wanneer voor het gemak een nominale waarde wordt vermeld.

Referenties

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 (10e editie). Oxford University Press.
4. Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic Chemistry (5e editie). Pearson.