Vad är Bond Order?

Orbitals: Crash Course Chemistry #25 (Juni 2019).

Anonim

Tjugo år före kvantemekanikens utveckling insåg amerikanska forskare GN Lewis att molekyler måste kombinera och organisera sig enligt en viss princip. Hans teori koncentrerades kring kovalenta bindningar, som i motsats till joniska bindningar inte krävde en utbyte av valenselektroner, utan istället krävde atomer att dela några av dem. Atomer delar lika många elektroner som krävs för att helt fylla sitt valensskal.

Obligationsorder enligt Valence Bond-teorin

Till exempel är bindningsordningen för koldioxid och metan 4, vilken lätt kan urskiljas genom att undersöka deras Lewis-strukturer. Lägg märke till hur storheten av elektroner som delas mellan varje par fyller tillräckligt med valensskalet hos båda atomen. Vätgas kräver bara en enda elektron, eftersom skalet är fyllt när det innehåller 2 elektroner, inte 8.

Lewis strukturer av koldioxid och metan.

Det finns också molekyler som kan beskrivas med mer än en Lewis-struktur, såsom svaveldioxid. Obligationsordningen för en sådan molekyl är medelvärdet av obligationsordern för alla möjliga strukturer som beskriver den. Obligationsordningen för svaveldioxid är därför 1, 5, inte 3.

Svaveldioxid uppvisar två Lewis-strukturer.

Beräkningsbindningsordningen genom att helt enkelt referera till antalet linjer i en molekyls Lewis-struktur är emellertid endast acceptabel enligt Valence Bond (VB) -teorin. När det gäller Molecular Orbital (MO) teorin, kan alternativt teorin som beskriver molekylär bindning, bindningsordningen vara densamma, men konsekvenserna är drastiskt annorlunda.

Valence Bond-teori mot molekylär orbitalteori

(Fotokredit: Pixabay)

Därför kan konsekvenserna av MO-teorin ofta vara drastiskt annorlunda. Till exempel befinner sig bindningsordningen för en syremolekyl att vara 2 i båda teorierna, men VB-teorin förklarar inte de paramagnetiska egenskaper som syre uppvisar. Experiment har visat hur flytande syre påverkas svagt av ett magnetfält. En atom uppvisar någon typ av magnetism när den innehåller icke-parade elektroner. Om du hänvisar till syre Lewis-strukturen, kommer du att finna att alla elektroner är parade, vilket skulle göra atomen atomisk eller opåverkad av ett magnetfält. MO-teorin avslöjar emellertid syrestruktur i sin sanna detalj. MO-teorin förutsätter med rätta förekomsten av orörda elektroner i syreens orbitaler och därmed dess paramagnetism.

Obligationsorder enligt Molecular Orbital teori

Människor medvetna om reglerna kan hänvisa till detta uttryck för att beräkna bindningsordningen för en molekyl:

De som inte är medvetna har inget annat val än att lära sig. Om det hjälper kan man helt enkelt lära sig reglerna för att fylla atoma orbitaler. Reglerna för att fylla molekylära orbitaler är desamma, förutom att varje "bindande" orbital följs av en "anti-bindande" orbital. Medan atomorbitaler fylls som 1s2s2p

.

molekylära orbitaler fylls som 1s * 2s2s * 2p

.

. De asteriskade orbitalerna representerar anti-bindande orbitaler. Tyvärr kommer reglerna inte att förklaras fullständigt här, eftersom det skulle leda till att vi onödigt avviker. Du hittar dem i den här artikeln.

Människor medvetna om reglerna kan beräkna bindningsordningen för, säg syre, genom att använda ovanstående uttryck. Totalt består en enda molekyl av syre av 12 valenselektroner. Nu, enligt reglerna, måste elektronerna ordnas på detta sätt:

Vi ser att det finns 8 elektroner fördelade i bindande orbitaler, medan 4 är i anti-bindande orbitaler. Ersätt siffrorna i uttrycket och du kommer att finna att bindningsordningen för syre är 2.

De två orbitalerna är som Jekyll och Hyde - de bor i samma geometri, men anti-bindande orbital existerar på en ökande hög energinivå, vilket förnekar kombinationen av elektroner någon stabilitet, medan bindningsbanan existerar vid en energi där elektronerna kan bekvämt binda, vilket medger att den resulterande molekylen uppnår stabilitet. Faktum är att energin hos en bindande omlopp är lägre än energin hos de enskilda nivåerna som elektronerna bor i en enda atom. Det betyder att elektronerna hellre skulle kombinera och bilda en molekyl än vad som finns i unparad.

Bindningsomgången hos en vätemolekyl existerar vid en lägre energi än de individuella nivåerna av enskilda väteatomer. Det betyder att elektronerna hellre skulle kombinera och bilda en molekyl än vad som existerar i ett upplösat tillstånd.

För att sammanfatta, om du inte är bekant med MO-teorin, kan du beräkna bindningsordningen för en molekyl genom att dra sin Lewis-struktur och sedan kontrollera det totala antalet elektroner som har delats (det finns strikta regler för att rita Lewis-strukturer som ja, men jag antar att läsaren är medveten om dem. Om inte, hänvisa till den här länken). Om du är bekant med MO-teorin kan du emellertid beräkna bindningsordningen genom att först fylla molekylära orbitaler med bindande och anti-bindande molekyler med valenselektroner enligt reglerna och hänvisa sedan till uttrycket.

Obligationsordningen för en molekyl ger oss ett mått eller index för styrkan hos de bindningar som binder den. Obligationerna binder atomer som ett gummiband som binder dina båda händer. En dubbelbindning skulle innebära att gummibandet nu viks i halva och bundet runt dina händer. På grund av styrkan i den nya dubbelbindningen har dina händer flyttat närmare varandra. Molekylen är nu mer stabil. På samma sätt skulle tre bindningar eller tre vikar flytta händerna ännu närmare. Ju desto starkare bindningen desto mer energi krävs för att bryta den - händerna är mycket enklare att frigöra när de är bundna av ett enkelsidigt gummiband än ett dubbel- eller trippelband. Den energi som krävs för att bryta bindningen kallas molekylernas bindningsenergi.