Bindingsorden Kalkulator - Bestem Molekylær Bindingsstyrke

Hva er bindingstall?

Bindingstallet er et tall som viser hvor mange kjemiske bindinger som forbinder to atomer i et molekyl. Det stammer fra molekylorbitalteorien, en modell for kjemisk binding der elektroner fyller delte orbitaler som omgir hele molekylet, i stedet for å være knyttet til ett atom. Et bindingstall på 1 betyr en enkeltbinding, 2 betyr en dobbeltbinding, og 3 betyr en trippelbinding. Bindingstallet forutsier også bindingsstyrke og bindingslengde: Et høyere bindingstall betyr en kortere og sterkere binding.

Formel for bindingstall

Molekylorbitaler finnes i to typer. En bindende orbital inneholder elektroner som trekker de to atomene sammen. En antibindende orbital inneholder elektroner som skyver atomene fra hverandre. Bindingstallet beregnes ut fra elektronene i hver type:

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

Divisjon med 2 tar hensyn til at én binding tilsvarer ett delt elektronpar.

Slik beregnes bindingstallet

1. Finn molekylorbitaldiagrammet for molekylet, eller beregn hvor mange valenselektroner det har.
2. Tell elektronene i bindende orbitaler (merket σ og π).
3. Tell elektronene i antibindende orbitaler (merket σ* og π*).
4. Trekk antallet antibindende elektroner fra antallet bindende elektroner.
5. Del resultatet på 2.

oksygen (O₂)

Oksygen har 12 valenselektroner. Når molekylorbitaldiagrammet fylles, plasseres 8 elektroner i bindende orbitaler og 4 i antibindende orbitaler.

Bindingstall = (8 − 4) / 2 = 2

Dette stemmer med dobbeltbindingen O=O som kjemikere observerer eksperimentelt. Molekylorbitalbildet forklarer også hvorfor O₂ er paramagnetisk (tiltrekkes av et magnetfelt): To av de antibindende elektronene er uparede, noe en enkel Lewis-struktur ikke kan vise.

Vanlige molekyler og deres bindingstall

Fraksjonelle bindingsordener, som 2,5 for nitrogenmonoksid (NO), oppstår når et molekyl har et oddetall elektroner, eller når strukturen er en blanding av mer enn én ordning. Benzen er et kjent eksempel som ikke står i denne tabellen: Hver karbon–karbon-binding har et bindingstall på 1,5, midt mellom en enkelt- og en dobbeltbinding, fordi elektronene i ringen er jevnt fordelt rundt alle de seks karbonatomene i stedet for å være fast plassert.

Nitrogens trippelbinding er uvanlig sterk, og derfor motstår N₂-gass spalting selv om nitrogen utgjør det meste av jordens atmosfære. Fluor har, til tross for at det er et svært reaktivt grunnstoff, bare en enkeltbinding i F₂. Denne relativt svake bindingen er én av grunnene til at F₂ reagerer så lett med andre stoffer.

Bruk av kalkulatoren

Skriv inn en kjemisk formel i inntastingsfeltet, for eksempel O2, N2, CO eller H2O, med vanlige tall i stedet for senket skrift. Bindingstallet vises automatisk så snart en gjenkjent formel er skrevet inn; det finnes ingen egen knapp som må trykkes. Velg Reset for å tømme feltet.

Formler skiller mellom store og små bokstaver: CO (karbonmonoksid) er ikke det samme som co eller Co. Verktøyet gjenkjenner en fast liste med 37 vanlige molekyler: 13 homonukleære toatomige molekyler som H₂ og O₂, samt 24 enkle forbindelser som CO₂, NH₃ og NaCl. For et molekyl med mer enn to atomer oppgir det bindingstallet for hovedbindingen, ikke én verdi per binding. For CO₂ er dette en C=O-binding, så svaret er 2. For eten (C₂H₄) er det C=C-bindingen, så svaret er også 2, ikke et gjennomsnitt som inkluderer de fire enkeltbindingene mellom C og H. En formel som ikke står på listen, gir en melding om at bindingstallet ikke er tilgjengelig.

Diagrammet ved siden av resultatet tegner én linje for hver hel binding, slik en strukturformel gjør: én linje for en enkeltbinding, to for en dobbeltbinding og tre for en trippelbinding. Et brøkbindingsstall legger til en stiplet linje for den resterende delen av en binding, slik at NO (2,5) tegnes som to heltrukne linjer og én stiplet linje.

Hvordan bindingstallet henger sammen med bindingsstyrke og -lengde

Bindingstall og bindingslengde varierer i motsatt retning: Når bindingstallet øker, synker bindingslengden. Bindingstall og bindingsstyrke varierer i samme retning: Når bindingstallet øker, øker også energien som kreves for å bryte bindingen. Karbon–karbon-bindinger illustrerer dette mønsteret tydelig.

Det samme mønsteret viser seg i infrarød spektroskopi, en teknikk som identifiserer bindinger ved frekvensen til lyset de absorberer. Trippelbindinger vibrerer ved høyere frekvenser enn dobbeltbindinger, som vibrerer ved høyere frekvenser enn enkeltbindinger. Derfor kan kjemikere ofte fastslå hvilken bindingstype som finnes, bare ut fra hvor en prøve absorberer infrarødt lys.

Begrensninger ved bindingstall

Formelen ovenfor fungerer godt for enkle kovalente molekyler, der to atomer deler elektroner direkte. Den gjelder mindre presist i andre tilfeller.

Molekyler med resonans, som benzen eller ozon, får bare et gjennomsnittlig bindingstall, ikke en verdi for én bestemt struktur. Forbindelser av overgangsmetaller involverer d-orbitaler og andre effekter som den grunnleggende formelen for bindende minus antibindende elektroner ikke fanger opp. I slike tilfeller bruker kjemikere mer spesialiserte metoder, som Mayer-bindingsorden.

Ioneforbindelser er et helt annet tilfelle. Natriumklorid (NaCl) holdes sammen av den elektriske tiltrekningen mellom Na⁺- og Cl⁻-ioner, ikke av et delt elektronpar i en molekylorbital. Et bindingstall basert på molekylorbitaler beskriver derfor ikke denne typen binding strengt tatt. Enkelte referansetabeller, inkludert kalkulatoren, oppgir likevel en nominell verdi beregnet fra Lewis-formelen (1 for NaCl, 2 for MgO), men dette tallet har ikke samme fysiske betydning som for et kovalent molekyl som O₂ eller N₂.

Ofte stilte spørsmål

Hva er bindingstall, enkelt forklart? Det er et tall som viser hvor mange bindinger som holder to atomer sammen: 1 for en enkeltbinding, 2 for en dobbeltbinding, 3 for en trippelbinding og brøker som 1,5 for molekyler med resonans.

Hvordan beregnes bindingstallet? Trekk antallet antibindende elektroner fra antallet bindende elektroner, og del deretter på 2.

Hvorfor har nitrogen (N₂) et høyere bindingstall enn oksygen (O₂)? N₂ har bare 2 antibindende elektroner, mens O₂ har 4. Færre antibindende elektroner betyr en sterkere nettobinding, så bindingstallet for N₂ på 3 er høyere enn bindingstallet for O₂ på 2.

Kan bindingstallet være en brøk? Ja. Molekyler med et oddetall valenselektroner, eller med resonans mellom flere strukturer, har brøkvise bindingstall, som 2,5 for NO eller 1,5 for karbon–karbon-bindingene i benzen.

Betyr et høyere bindingstall alltid et mer stabilt molekyl? Vanligvis betyr et høyere bindingstall en sterkere enkeltbinding, men den samlede molekylstabiliteten avhenger også av geometrien, resonansen og stabiliteten til produktene en reaksjon ville danne.

Gjelder bindingstall for ioneforbindelser som koksalt? Ikke i streng molekylorbitalforstand. Ioniske forbindelser holdes sammen av tiltrekningen mellom ladde ioner i stedet for delte elektronpar. Derfor beskriver ikke formelen for bindende minus antibindende elektroner dem egentlig, selv når en nominell verdi oppgis av praktiske grunner.

Referanser

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