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À l'échelle atomique, l'ordre de liaison encore appelé indice de liaison est le nombre de paires d'électrons liant deux atomes. Par exemple, dans le cas du diazote (N≡N), l'ordre de liaison est de 3 parce qu'il y a 3 liaisons reliant les deux atomes d'azote. Dans la théorie des orbitales moléculaires, l'ordre de liaison est également défini comme la moitié de la différence entre le nombre d'électrons liants et le nombre d'électrons antiliants. Pour une réponse directe, vous devez utiliser la formule suivante : Ordre de liaison = [(nombre d'électrons dans les orbitales moléculaires liantes) - (le nombre d'électrons dans les orbitales moléculaires antiliantes)]/2 [1] X Source de recherche .
Étapes
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Découvrez la formule. Dans la théorie des orbitales moléculaires, l'ordre de liaison est défini comme étant la moitié de la différence entre le nombre d'électrons liants et d'électrons antiliants. Ordre de liaison = [(nombre d'électrons dans les orbitales moléculaires liantes) - (nombre d'électrons dans les orbitales moléculaires antiliantes)]/2 .
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Notez que plus l'indice de liaison est grand, plus stable est la molécule. Chaque électron composant une orbitale moléculaire liante contribue à stabiliser la nouvelle molécule. Chaque électron qui entre dans une orbitale moléculaire antiliante va agir pour déstabiliser la nouvelle molécule. Considérez l'état d'énergie de la nouvelle molécule comme l'ordre de liaison moléculaire.
- Si l'ordre de liaison est égal à zéro, la molécule ne pourra se former. Un ordre plus élevé indique également une plus grande stabilité de liaison moléculaire.
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Prenez un exemple très simple. L'atome d'hydrogène a un électron avec un orbital sphérique (s), qui est capable de supporter deux électrons. Lorsque deux atomes d'hydrogène sont liés, chacun d'eux remplit l'orbitale de l'autre. Ainsi, deux orbites liantes vont se former. Aucune force n'oblige un électron à se déplacer vers l'orbite la plus élevée, l'orbite p et par conséquent, aucune orbitale antiliante n'est formée. L'indice de liaison est donc , qui est égal à 1. C'est ce qui forme la molécule du dihydrogène H 2 qui est également appelée « hydrogène moléculaire ».Publicité
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Déterminez rapidement l'ordre de liaison. Une liaison covalente simple possède un ordre de liaison, une liaison double en possède deux, une liaison triple en possède trois et ainsi de suite [2] X Source de recherche . Dans sa forme la plus basique, l'ordre de liaison est le nombre de liaisons chimiques entre une paire d'atomes.
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Notez comment les atomes se combinent pour former des molécules. Dans une molécule donnée, les atomes de composant sont reliés par des paires d'électrons fusionnés. Ces électrons tournent autour du noyau d'un atome qui est en orbite, dont chacun peut accueillir seulement deux électrons. Si une orbitale n'est pas remplie, par exemple si elle ne dispose que d'un électron ou n'en dispose pas, l'électron non apparié peut se lier à l'électron libre correspondant ou à un autre atome.
- En fonction de la taille et de la complexité d'un atome, ce dernier peut comprendre entre une et quatre orbitales.
- Lorsque la couche orbitale la plus proche est complète, de nouveaux électrons commencent à s'accumuler autour de la prochaine couche orbitale à l'extérieur du noyau, jusqu'à ce qu'elle soit complète. Ce processus se poursuit dans les couches orbitales plus larges, car les plus gros atomes ont un plus grand nombre d'électrons que les petits.
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Dessinez des représentations de Lewis . Ceci est un moyen très pratique pour visualiser la façon dont les atomes présents dans une molécule sont liés les uns aux autres. Tout d'abord, représentez-les par leur formule chimique (par exemple, H pour hydrogène, Cl pour chlore, etc.). Puis, illustrez les liaisons entre elles sous forme de lignes (par exemple, une liaison simple peut être représentée par - , une liaison double peut être représentée par = et une liaison triple peut être représentée par ≡). Marquez les électrons non appariés et les paires d'électrons par des points (par exemple : C : ). Une fois que vous avez dessiné votre représentation de Lewis, comptez le nombre de liaisons, qui ne représente rien d'autre que l'indice de liaison.
- La représentation de Lewis pour le diazote serait N≡N. Chaque atome d'azote possède une paire d'électrons et trois électrons non appariés. Lorsque deux atomes d'azote sont liés, on obtient six électrons non appariés formant ainsi une solide liaison triple [3] X Source de recherche .
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Méthode 3
Méthode 3 sur 3:
Calculer l'ordre de liaison selon la théorie de l'orbitale moléculaire (TOM)
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Consultez le diagramme de Klechkowski. Sachez que chaque couche électronique est plus éloignée du noyau de l'atome que la précédente. D'après l'entropie de Shannon, l'énergie est toujours attirée par l'état le plus faible d'un indice de liaison. Les électrons essaieront de remplir les couches orbitales les plus lointaines.
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Découvrez la différence entre les orbitaux liants et antiliants. Deux atomes qui se lient pour former une molécule cherchent à utiliser les électrons de chacun pour combler les niveaux d'énergie les plus bas dans leurs couches électroniques. Essentiellement, les électrons liants sont des électrons qui se collent et qui appartiennent aux niveaux inférieurs. Les électrons antiliants sont des électrons libres ou non appariés qui sont passés dans les niveaux les plus élevés [4] X Source de recherche .
- Les électrons liants : en observant la façon dont les couches orbitales de chaque atome se remplissent, vous pouvez déterminer le nombre d'électrons se trouvant dans les niveaux d'énergies les plus élevées pouvant combler les couches les plus stables de niveau d'énergie plus faible de l'atome correspondant. Ces électrons qui remplissent les autres couches orbitales sont appelés des électrons liants.
- Les électrons antiliants : quand deux atomes essaient de former une molécule en se partageant des électrons, certains d'entre eux seront attirés par les couches orbitales de niveau d'énergie plus élevé, étant donné que les couches orbitales de niveau d'énergie plus faible se remplissent. Ils sont qualifiés d'électrons antiliants [5] X Source de recherche .
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Références
- ↑ https://fr.wikipedia.org/wiki/Diagramme_d'orbitales_mol%C3%A9culaires
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Theoretical_Chemistry/Chemical_Bonding/General_Principles_of_Chemical_Bonding/Bond_Order_and_Lengths
- ↑ 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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