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Auf atomarer Ebene ist die Bindungsordnung die Anzahl der gebundenen Elektronenpaare zwischen zwei Atomen. In diatomischem Stickstoff (N≡N) zum Beispiel ist die Bindungsordnung 3, denn die zwei Stickstoffatome werden durch 3 chemische Bindungen verbunden. In der Molekülorbitaltheorie wird die Bindungsordnung auch als die Hälfte der Differenz zwischen der Anzahl der gebundenen und ungebundenen Elektronen definiert. Für eine unkomplizierte Antwort verwendest du diese Formel: Bindungsordnung = [(Anzahl der Elektronen in verbundenen Molekülen) – (Anzahl der Elektronen in nicht gebundenen Molekülen)]/2 . [1] X Forschungsquelle
Vorgehensweise
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Kenne die Formel. In der Molekularorbitaltheorie wird die Bindungsordnung definiert als die Hälfte der Differenz zwischen der Anzahl der gebundenen und der nichtgebundenen Elektronen. Bindungsordnung = [(Anzahl der Elektronen in verbundenen Molekülen) – (Anzahl der Elektronen in nicht gebundenen Molekülen)]/2 .
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Wisse, dass das Molekül umso stabiler ist, je höher die Bindungsordnung ist. Jedes Elektron, das ein gebundenes Molekülorbital eingeht, hilft das neue Molekül zu stabilisieren. Jedes Elektron, das ein nicht gebundenes Molekülorbital eingegangen ist, destabilisiert das neue Molekül. Notiere den neuen Energiezustand als die Bindungsordnung des Moleküls.
- Wenn die Bindungsordnung Null ist, kann das Molekül nicht gebildet werden. Höhere Bindungsordnungen deuten auf eine höhere Stabilität des neuen Moleküls hin.
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Sehen wir uns ein einfaches Beispiel an. Wasserstoffatome haben ein Elektron in der s-Schale und die s-Schale kann zwei Elektronen aufnehmen. Zwei gebundene Orbitale werden gebildet. Keine Elektronen werden gezwungen, in das nächsthöhere Orbital überzugehen, die p-Schale – es werden also keine nicht gebundenen Orbitale gebildet. Die Bindungsordnung ist somit , was 1 entspricht. Daraus wird das geläufige Molekül H 2 gebildet: Wasserstoffgas.Werbeanzeige
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Bestimme die Bindungsordnung auf einen Blick. Eine einfache kovalente Bindung hat eine Bindungsordnung von eins; eine doppelt kovalente Bindung hat eine Bindungsordnung von zwei; eine dreifach kovalente Bindung drei und so weiter. [2] X Forschungsquelle In ihrer einfachsten Form ist die Bindungsordnung die Anzahl der gebundenen Elektronenpaare, die zwei Atome zusammenhalten.
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Denke darüber nach, wie Atome zu Molekülen zusammenkommen. In jedem beliebigen Molekül werden die Atome durch gebundene Elektronenpaare zusammengehalten. Diese Elektronen drehen sich in "Orbitalen" rund um den Kern eines Atoms, von denen jedes nur zwei Elektronen beinhalten kann. Wenn ein Orbital nicht "voll" ist — d.h. es hält nur ein Elektron oder keine Elektronen — kann das ungebundene Elektron sich mit einem entsprechenden freien Elektron eines anderen Atoms verbinden.
- Abhängig von der Größe und der Komplexität eines bestimmten Atoms könnte es nur ein Orbital haben oder sogar vier.
- Wenn die nächstgelegene Orbitalschale voll ist, beginnen neue Elektronen sich in der nächsten Orbitalschale vom Kern aus gesehen anzusammeln und fahren fort, bis die Schale voll ist. Die Ansammlung von Elektronen setzt sich in immer größer werdenden Orbitalschalen fort, da größere Atome mehr Elektronen haben als kleinere Atome. [3] X Forschungsquelle
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Zeichne Lewis-Strukturen . Das ist eine praktische Art zu veranschaulichen, wie Atome in einem Molekül miteinander verbunden sind. Zeichne die Atome mit ihren Buchstaben (z.B. H für Wasserstoff, Cl für Chlor). Stelle die Bindungen zwischen ihnen als Linien dar (z.B. – für eine einzige Bindung, = für eine doppelte Bindung und ≡ für eine dreifache Bindung). Stelle die ungebundenen Elektronen und Elektronenpaare als Punkte dar (z.B. :C:). Wenn du die Lewis-Struktur gezeichnet hast, zählst du die Anzahl der Bindungen: das ist die Bindungsordnung.
- Die Lewis-Struktur für diatomischen Stickstoff wäre N≡N. Jedes Stickstoffatom hat ein Elektronenpaar und drei ungebundene Elektronen. Wenn zwei Stickstoffatome aufeinandertreffen, mischen sich ihre insgesamt sechs ungebundenen Elektronen zu einer starken dreifach kovalenten Bindung. [4] X Forschungsquelle
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Sieh dir ein Diagramm der Orbitalschalen der Elektronen an. Beachte, dass jede Schale immer weiter vom Kern entfernt ist. Gemäß der Eigenschaft der Entropie sucht Energie immer den niedrigstmöglichen Zustand. Die Elektronen versuchen, die niedrigsten Orbitalschalen zu besetzen, die vorhanden sind.
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Wisse den Unterschied zwischen gebundenen und nicht gebundenen Orbitalen. Wenn zwei Atome zusammenkommen und ein Molekül bilden, versuchen sie gegenseitig ihre Elektronen zu verwenden, um den niedrigstmöglichen Zustand in den Orbitalschalen zu füllen. Gebundene Elektronen sind im Grunde die Elektronen, die sich aneinander binden und in die niedrigsten Schalen fallen. Nicht gebundene Elektronen sind "freie" Elektronen, die in höhere Orbitalschalen gedrückt werden. [5] X Forschungsquelle
- Gebundene Elektronen: Indem du notierst, wie voll die Orbitalschalen jedes Atoms sind, kannst du ermitteln, wie viele der Elektrone in höherem Energiezustand die stabileren Schalen mit niedrigem Energiezustand des entsprechenden Atoms füllen können. Diese "füllenden Elektronen" werden als gebundene Elektronen bezeichnet.
- Nicht gebundene Elektronen: Wenn die zweit Atome versuchen, ein Molekül zu bilden, indem sie Elektronen teilen, werden manche Elektronen tatsächlich in Orbitalschalen mit höherem Energiezustand getrieben, während die Orbitaltheorie mit niedrigerem Energiezustand gefüllt werden. Diese Elektronen werden als ungebundene Elektronen bezeichnet. [6] X Forschungsquelle
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Referenzen
- ↑ https://www.boundless.com/chemistry/textbooks/boundless-chemistry-textbook/advanced-concepts-of-chemical-bonding-10/molecular-orbital-theory-82/bond-order-366-591/
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Theoretical_Chemistry/Chemical_Bonding/General_Principles_of_Chemical_Bonding/Bond_Order_and_Lengths
- ↑ http://chemistry.tutorvista.com/organic-chemistry/bond-order.html
- ↑ http://chemistry.stackexchange.com/questions/27588/how-to-determine-the-bond-order-using-the-lewis-structure
- ↑ http://www.chemguide.co.uk/atoms/properties/atomorbs.html
- ↑ http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch8/mo.html
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