Pdf downloaden
Pdf downloaden
Op het atomaire niveau is bindingsorde het aantal gebonden elektronenparen tussen twee atomen. Diatomische stikstof (N≡N), bijvoorbeeld, heeft de bindingsorde 3 omdat er 3 chemische bindingen bestaan tussen twee stikstof-atomen. In de moleculaire orbitalentheorie, wordt bindingsorde ook gedefinieerd als de helft van het verschil tussen het aantal gebonden en ongebonden elektronen. Voor een duidelijk antwoord: gebruik de volgende formule: Bindingsorde = [(aantal elektronen in bindende molecuulorbitalen) - (aantal elektronen in antibindende molecuulorbitalen)]/2 . [1] X Bron
Stappen
-
Ken de formule. In de moleculaire orbitalentheorie wordt bindingsorde gedefinieerd als de helft van het verschil tussen het aantal bindende en antibindende elektronen. Bindingsorde = [(aantal elektronen in bindende molecuulorbitalen) - (aantal elektronen in antibindende molecuulorbitalen)]/2 .
-
Weet dat hoe hoger de bindingsorde, hoe stabieler het molecuul. Elk elektron toegevoegd aan een bindende moleculaire orbitaal zal helpen bij het stabiliseren van het nieuwe molecuul. Elke elektron toegevoegd aan een antibindende moleculaire orbitaal zal de nieuwe molecule destabiliseren. Noteer de nieuwe energietoestand als de bindingsorde van het molecuul.
- Als de bindingsorde nul is, kan de molecule niet vormen. De hogere bindingsordes geven meer stabiliteit aan het nieuwe molecuul.
-
Denk na over een eenvoudig voorbeeld. Waterstofatomen hebben één elektron in de s -schil en die schil kan twee elektronen bevatten. Wanneer twee waterstofatomen samen een binding vormen, vult elk de s -schil van de ander. Twee bindende orbitalen worden gevormd. Geen van de elektronen is gedwongen om te verhuizen naar de volgende hogere orbital, de p -schil & ndash; dus worden er geen antibindende orbitalen gevormd. De volgorde van de hechting is dus , en dat is gelijk aan 1. Dit vormt het molecuul H 2 : waterstofgas.Advertentie
-
Bepaal de bindingsorde in één oogopslag. Een enkele covalente binding heeft een bindingsorde één, een dubbele covalente binding een bindingsorde van twee, een drievoudige covalente binding een van drie – enzovoort. [2] X Bron In zijn meest elementaire vorm is de bindingsorde het aantal gebonden elektronenparen die twee atomen bij elkaar houden.
-
Denk na over hoe atomen samen moleculen vormen. De afzonderlijke atomen in een molecuul worden samengebonden door gebonden elektronparen. Deze elektronen draaien rond de kern van een atoom in 'orbitalen' die elk slechts twee elektronen kunnen vasthouden. Als een orbitaal niet 'helemaal gevuld is' -- bijv., het bevat slechts één elektron of geen elektronen – dan kan een ongebonden elektron een binding aangaan met een overeenkomstig vrije elektron van een ander atoom.
- Afhankelijk van de grootte en complexiteit van een bepaalde atoom kan het één tot vier orbitalen hebben.
- Wanneer de dichtstbijzijnde orbitale schil vol is, gaan nieuwe elektronen zich verzamelen in de volgende orbitale schil vanaf de kern bekeken, totdat die schil ook vol zit. De verzameling elektronen blijft doorgaan in almaar grotere orbitale schillen, omdat grotere atomen meer elektronen hebben dan kleinere atomen. [3] X Bron
-
Teken Lewis-structuren. Dit is een handige manier om te visualiseren hoe de atomen in een molecuul aan elkaar zijn gebonden. Teken de atomen als hun letters (bijv. H voor waterstof, Cl voor chloor). Geef de bindingen aan als lijnen (bijv., '-' voor een enkele binding, '=' voor een dubbele binding, en '≡' voor een drievoudige binding). Markeer de ongebonden elektronen en elektronenparen als stippen (bijvoorbeeld: C:). [4] X Bron Zodra je de Lewis-structuur hebt getekend, tel je het aantal bindingen (de bindingsorde).
- De Lewis-structuur voor diatomische stikstof wordt N≡N. Elk stikstofatoom beschikt over een elektronenpaar en drie ongebonden elektronen. Wanneer twee stikstofatomen elkaar ontmoeten, vormen de gecombineerde zes ongebonden elektronen een krachtige drievoudige covalente binding. [5] X Bron
Advertentie
-
Gebruik een diagram van elektron orbitaalschillen als referentie. Merk op dat elke schelp verder en verder van de kern van het atoom ligt. Volgens de entropie tracht energie altijd de laagst mogelijke staat te bereiken. De elektronen trachten altijd de laagste orbitale schelpen die beschikbaar zijn te vullen.
-
Ken het verschil tussen bindende en antibindende orbitalen. Wanneer twee atomen samenkomen om een molecuul te vormen, willen ze elkaars elektronen gebruiken om de laagste mogelijke toestanden in de orbitale schillen te vullen. Bindende elektronen zijn in wezen elektronen die bij elkaar blijven en in de laagste energietoestand vallen. Antibindende elektronen zijn de 'vrije' of ongebonden elektronen die in hogere orbitale niveaus worden geduwd. [6] X Bron
- Bindende elektronen: door op te merken hoe vol de orbitale schelpen van elk atoom zijn, kunt je bepalen hoeveel van de elektronen in een hogere energietoestand in staat zijn om de stabielere, lagere energieniveaus van het overeenkomstige atoom te vullen. Deze 'opvul'-elektronen worden aangeduid als het binden van elektronen.
- Antibindende elektronen: wanneer twee atomen proberen om een molecuul te vormen door het met elkaar delen van elektronen, zullen sommige elektronen daadwerkelijk naar orbitale schillen met een hoger energieniveau worden gedreven, omdat de orbitale schillen met lagere energieniveaus zijn opgevuld. Deze elektronen worden aangeduid als antibindende elektronen. [7] X Bron
Advertentie
Bronnen
- ↑ 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://www.chem.ucla.edu/harding/lewisdots.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
Over dit artikel
Deze pagina is 4.191 keer bekeken.
Advertentie
Meld je aan voor de gratis nieuwsbrief van wikiHow!
Je vindt dan elke week handige handleidingen in je inbox.
Meld me aan!
