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Bindungsordnung Die Bindungsgrad bezeichnet die Zahl der effektiven Bindungen in einem Molekül Sie ist definiert als die

Bindungsordnung

Die Bindungsordnung (Bindungsgrad) bezeichnet die Zahl der effektiven Bindungen in einem Molekül. Sie ist definiert als die Hälfte der Zahl, die sich aus der Differenz von bindenden und antibindenden Valenzelektronen (in den Molekülorbitalen) ergibt:

In zweiatomigen Molekülen lässt sich so bestimmen, ob eine Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung vorliegt. Ebenso lässt sich erklären, warum ein He2-Molekül nicht stabil ist, da die Berechnung des hypothetischen Moleküls eine formale Bindungsordnung von Null ergibt.

Beispiele Bearbeiten

Bindungsordnung Zahl der bindenden Elektronen Name der Bindung Beispiele Elemente Beispiele C-C-Bindungen in Kohlenwasserstoffen
und andere Bindungen
0 0 keine Bindung Neon Ne Methan: keine C-C-Bindung
0,5 1 halbe Bindung Diwasserstoffkation H2+
1 2 Einfachbindung Difluor F2 Ethan: C–C-Einfachbindung
1,5 3 Anderthalbfachbindung Ozon O3 Benzol: Mesomerie zwischen Einfach- und Doppelbindung
2 4 Doppelbindung Disauerstoff O2 Ethen: C=C-Doppelbindung
2,5 5 Zweieinhalbfachbindung Stickstoffmonoxid: N=O
3 6 Dreifachbindung Distickstoff N2 Ethin: C☰C-Dreifachbindung

Bindungsordnung im Sauerstoff-Molekül O2 Bearbeiten

MO-Schema von Triplett-Sauerstoff
mit Besetzung der Energieniveaus

Elektronenkonfiguration der beiden Atome: jeweils 1s2,2s2,2p4

An der Bindung beteiligt sind die 2s2- und 2p4-Molekülorbitale, d. h. die 2 + 4 = 6 Valenzelektronen je Atom.

In der Bindung bilden die 2s2-Orbitale ein bindendes σ-MO (Sigma-Molekülorbital) und ein antibindendes σ*-MO (Sigma-Molekülorbital) mit jeweils 2 Elektronen: ,

Die 2p4-Orbitale bilden ein bindendes σ-MO und 2 bindende π-MO mit je 2 Elektronen aus, die übrigen 2 Elektronen besetzen jeweils ein antibindendes π*-Molekülorbital: .

Insgesamt ergibt sich eine Bindungsordnung von:

d. h. beim normalen Sauerstoff-Molekül liegt eine Doppelbindung vor.

Literatur Bearbeiten

  • Peter W. Atkins, Julio de Paula: Physikalische Chemie, 4. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2006, S. 425, ISBN 978-3-527-31546-8
  • Erwin Riedel/Christoph Janiak: Anorganische Chemie, 7. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, S. 145, ISBN 978-3-11-018903-2
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Die Bindungsordnung Bindungsgrad bezeichnet die Zahl der effektiven Bindungen in einem Molekul Sie ist definiert als die Halfte der Zahl die sich aus der Differenz von bindenden und antibindenden Valenzelektronen in den Molekulorbitalen ergibt B O bindende Valenzelektronen antibindende Valenzelektronen 2 displaystyle mathrm BO frac text bindende Valenzelektronen text antibindende Valenzelektronen 2 In zweiatomigen Molekulen lasst sich so bestimmen ob eine Einfach Doppel oder Dreifachbindung vorliegt Ebenso lasst sich erklaren warum ein He2 Molekul nicht stabil ist da die Berechnung des hypothetischen Molekuls eine formale Bindungsordnung von Null ergibt Beispiele BearbeitenBindungsordnung Zahl der bindenden Elektronen Name der Bindung Beispiele Elemente Beispiele C C Bindungen in Kohlenwasserstoffenund andere Bindungen0 0 keine Bindung Neon Ne Methan keine C C Bindung0 5 1 halbe Bindung Diwasserstoffkation H2 1 2 Einfachbindung Difluor F2 Ethan C C Einfachbindung1 5 3 Anderthalbfachbindung Ozon O3 Benzol Mesomerie zwischen Einfach und Doppelbindung2 4 Doppelbindung Disauerstoff O2 Ethen C C Doppelbindung2 5 5 Zweieinhalbfachbindung Stickstoffmonoxid N O3 6 Dreifachbindung Distickstoff N2 Ethin C C DreifachbindungBindungsordnung im Sauerstoff Molekul O2 Bearbeiten nbsp MO Schema von Triplett Sauerstoffmit Besetzung der EnergieniveausElektronenkonfiguration der beiden Atome jeweils 1s2 2s2 2p4An der Bindung beteiligt sind die 2s2 und 2p4 Molekulorbitale d h die 2 4 6 Valenzelektronen je Atom In der Bindung bilden die 2s2 Orbitale ein bindendes s MO Sigma Molekulorbital und ein antibindendes s MO Sigma Molekulorbital mit jeweils 2 Elektronen bindend 2 antibindend 2 displaystyle Rightarrow text bindend 2 text antibindend 2 nbsp Die 2p4 Orbitale bilden ein bindendes s MO und 2 bindende p MO mit je 2 Elektronen aus die ubrigen 2 Elektronen besetzen jeweils ein antibindendes p Molekulorbital bindend 3 2 6 antibindend 2 displaystyle Rightarrow text bindend 3 cdot 2 6 text antibindend 2 nbsp Insgesamt ergibt sich eine Bindungsordnung von B O O 2 2 6 2 2 2 8 4 2 4 2 2 displaystyle mathrm BO mathrm O 2 frac 2 6 2 2 2 frac 8 4 2 frac 4 2 2 nbsp d h beim normalen Sauerstoff Molekul liegt eine Doppelbindung vor Literatur BearbeitenPeter W Atkins Julio de Paula Physikalische Chemie 4 Auflage Wiley VCH Weinheim 2006 S 425 ISBN 978 3 527 31546 8 Erwin Riedel Christoph Janiak Anorganische Chemie 7 Auflage de Gruyter Berlin 2007 S 145 ISBN 978 3 11 018903 2 Abgerufen von https de wikipedia org w index php title Bindungsordnung amp oldid 209674404