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A nivel atómico, el orden de enlace es el número de pares de electrones que se enlazan entre dos átomos. Por ejemplo, en el caso del dinitrógeno (N≡N), el orden de enlace es 3 debido a que hay 3 enlaces químicos que enlazan los dos átomos de nitrógeno. En la teoría de los orbitales moleculares, el orden de enlace también se define como la mitad de la diferencia entre la cantidad de electrones enlazantes y antienlazantes. Si quieres obtener una respuesta sencilla, emplea la siguiente fórmula: Orden de enlace = [(número de electrones en las moléculas de enlace) - (número de electrones en las moléculas antienlazantes)]/2 .
Pasos
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Determina la fórmula. En la teoría de los orbitales moleculares, se puede definir el orden de enlace como la mitad de la diferencia entre el número de electrones enlazantes y antienlazantes. Orden de enlace = [(número de electrones en las moléculas de enlace) - (número de electrones en las moléculas antienlazantes)]/2 .
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Ten en cuenta que, a mayor sea el orden de enlace, más estable es la molécula. Cada electrón que ingresó en un orbital molecular de enlace ayudará a estabilizar la nueva molécula. Cada electrón que haya ingresado en un orbital molecular antienlazante actuará para desestabilizar la nueva molécula. Considerael nuevo estado de energía como el orden de enlace de la molécula.
- Si el orden de enlace es cero, la molécula no puede formarse. Los órdenes de enlace más altos indican una mayor estabilidad para la nueva molécula.
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Ten en cuenta un ejemplo sencillo. Los átomos de hidrógeno tienen un electrón en la capa s , la cual es capaz de contener dos electrones. Cuando se enlazan dos átomos de hidrógeno, cada uno completa la capa s del otro. A continuación, se forman dos orbitales de enlace. Ningún electrón es forzado a moverse al siguiente orbital superior, es decir, a la capa p ; por lo que no se forman orbitales antienlazantes. Por consiguiente, el orden de enlace es , el cual equivale a 1. Esto forma la molécula común H 2 : gas hidrógeno.Anuncio
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Identifica el orden de enlace de un simple vistazo. Un enlace covalente simple posee un orden de enlace de uno; un enlace covalente doble, de dos; un enlace covalente triple, de tres, y así sucesivamente. [1] X Fuente de investigación En su forma más básica, el orden de enlace es el número de pares de electrones enlazados que hacen que dos átomos se mantengan juntos.
- Si quieres una perspectiva más detallada, consulta la tabla periódica para ver qué tipo de enlace tienes.
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Considera la manera en que los átomos se unen en moléculas. En cualquier molécula determinada, los átomos componentes se unen por medio de pares de electrones enlazados, los cuales giran en torno al núcleo de un átomo en “orbitales”, pudiendo contener cada uno de estos únicamente dos electrones. Si un orbital no está “lleno (es decir, contiene únicamente un electrón o no tiene ninguno), el electrón no enlazado puede unirse a un electrón libre correspondiente en otro átomo.
- En función de qué tan grande y qué tan complejo sea un átomo determinado, este podría tener un único orbital o hasta cuatro.
- Una vez que el orbital más próximo esté lleno, nuevos electrones comenzarán a acumularse en la siguiente capa orbital que sale del núcleo y continuarán hasta que dicha capa también se llene. Los electrones seguirán acumulándose en capas orbitales cada vez más amplias, ya que los átomos de mayor tamaño contienen más electrones que los más pequeños. [2] X Fuente de investigación
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Grafica estructuras de puntos de Lewis . Esta es una forma útil de visualizar la manera en que los átomos en el interior de una molécula se enlazan entre sí. Dibuja los átomos empleando las letras que los representan (p.ej., H para hidrógeno, Cl para cloro). Ilustra los enlaces entre ellos como líneas (p.ej., – para un enlace simple, = para un enlace doble, y ≡ para un enlace triple). Marca los electrones no enlazados y los pares de electrones como puntos (p.ej., :C:). Después de graficar la estructura de puntos de Lewis, cuenta el número de enlaces: este será el orden de enlace.
- Por ejemplo, la estructura de puntos de Lewis para el dinitrógeno sería la siguiente: N≡N. Cada átomo de nitrógeno presenta un par de electrones y tres electrones no enlazados. Cuando dos átomos de nitrógeno se unen, sus seis electrones no enlazados combinados se entremezclan en un poderoso enlace triple covalente. [3] X Fuente de investigación
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Método 3
Método 3 de 3:
Calcular el orden de enlace para la teoría de los orbitales
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Consulta un diagrama de capas orbitales de electrones. Ten en mente que cada capa se ubica cada vez más alejada del núcleo del átomo. Según la propiedad de la entropía, la energía siempre busca el más bajo estado de orden posible. Los electrones buscarán poblar las capas orbitales más bajas que estén disponibles.
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Determina la diferencia existente entre orbitales enlazantes y antienlazantes. Cuando dos átomos se unen para formar una molécula, intentan emplear los electrones del otro para rellenar los estados más bajos posibles en las capas orbitales de electrones. Básicamente, los electrones enlazantes son aquellos que se unen y caen en los estados más bajos. Los electrones antienlazantes son los electrones “libres” o no enlazados que son empujados hacia estados orbitales más altos. [4] X Fuente de investigación
- Electrones enlazantes: al observar la cantidad de capas orbitales llenas de cada átomo, podrás determinar cuántos de los electrones en estados de mayor energía podrán rellenar las capas más estables y de menor energía de dicho átomo. Estos “electrones de relleno” son denominados como electrones de enlace.
- Electrones antienlazantes: cuando dos átomos intentan formar una molécula al compartir electrones, algunos de dichos electrones se dirigirán a capas orbitales de estado de mayor energía a medida que las capas orbitales de menor energía se van llenando. Estos electrones se denominan electrones antienlazantes. [5] X Fuente de investigación
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Referencias
- ↑ 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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