3 modalități de a calcula ordinea obligațiunilor în chimie

La nivelul atomic, ordinea obligațiunilor este numărul de perechi de electroni îmbinate între doi atomi. În azot administrat (N≡N), de exemplu, ordinea de obligațiuni este de 3 deoarece există 3 legături chimice care leagă cei doi atomi de azot. În teoria moleculară orbitală, ordinea obligațiunilor este, de asemenea, definită ca jumătate din diferența dintre numărul de electroni de legare și anticipare. Pentru un răspuns simplu: Utilizați această formulă: Ordinea obligațiunilor = [(numărul de electroni în moleculele de lipire) - (numărul de electroni în moleculele de anticurătură)] / 2.

Pași

Metoda 1 din 3:

Găsirea rapidă a ordinului de obligațiuni

1. Cunoașteți formula. În teoria orbitală moleculară, ordinea obligațiunilor este definită ca jumătate din diferența dintre numărul de electroni de legare și anticipare. Ordinea obligațiunilor = [(numărul de electroni în moleculele de lipire) - (numărul de electroni în moleculele de anticurătură)] / 2.

Imagine intitulată Rebel împotriva părinților dvs. Pasul 11

2. Știți că cu cât este mai mare ordinea obligațiunilor, cu atât este mai stabilă molecula. Fiecare electron care a intrat într-o orbital molecular de legare va ajuta la stabilizarea noii molecule. Fiecare electron care a intrat într-un orbital molecular antibonaj va acționa pentru a destabiliza noua moleculă. Rețineți noul stat de energie ca ordinul de obligațiuni al moleculei.

Dacă ordinul de obligațiuni este zero, molecula nu poate forma. Comenzile de obligațiuni mai mari indică o stabilitate mai mare pentru noua moleculă.

Imagine intitulată Calculați ordinea obligațiunilor în chimia pasului 7

3. Luați în considerare un exemplu simplu. Atomii de hidrogen au un electron în S Shell, și S Shell este capabil să dețină doi electroni. Când două atomi de hidrogen se îmbină împreună, fiecare completează S coajă de cealaltă. Se formează două orbite de legare. Nici un electroni nu sunt forțați să se mute la următorul orbital superior, p Shell - deci nu se formează orbite anticipate. Ordinea de lipire este astfel

(2 - 0) / 2

$(2-0) / 2$ , care este egal cu 1. Aceasta formează molecula comună h₂: gaz de hidrogen.

Metoda 2 din 3:

Vizualizarea ordinului de obligațiuni de bază

1. Determină ordinea obligațiunilor dintr-o privire. O singură legătură covalentă are o ordine de obligațiuni a unei legături duble covalente, o ordonanță de obligațiune a legăturii covalente triple, trei - și așa mai departe. În forma cea mai de bază, ordinea de obligațiune este numărul de perechi de electroni legați care dețin împreună doi atomi.

Imagine intitulată Calculați ordinea obligațiunilor în chimia pasului 2

2. Luați în considerare modul în care atomii se reunesc împreună în molecule. În orice moleculă dată, atomii componentelor sunt legați împreună de perechi de electroni legați. Acești electroni se rotesc în jurul nucleului unui atom în "orbită," fiecare dintre acestea poate deține doar doi electroni. Dacă nu este un orbital "deplin"-I.E., ea deține doar un electron sau nici un electroni - atunci electronul nepermeală poate lega la un electron liber corespunzător pe un alt atom.

În funcție de mărimea și complexitatea unui atom particular, ar putea avea doar un singur orbital sau ar putea avea până la patru.

Când cea mai apropiată coajă orbitală este plină, electronii noi încep să se adune în următoarea coajă orbitală din nucleu și să continue până când coaja este, de asemenea, plină. Colecția de electroni continuă în scoici orbitali în continuă mărire, deoarece atomii mai mari au mai mulți electroni decât atomii mai mici.

Imagine intitulată Calculați ordinea obligațiunilor în chimia pasului 3

Trageți structurile de dot lewis. Aceasta este o modalitate îndelungată de a vizualiza modul în care atomii într-o moleculă sunt legați unul de celălalt. Trageți atomii ca scrisori (e.G. H pentru hidrogen, CL pentru clor). Ilustrează legăturile dintre ele ca linii (e.G. - pentru o singură legătură, = pentru o dublă legătură și ≡ pentru o legătură triplă). Marcați electronii nelegați și perechile de electroni ca puncte (e.G. : C :). Odată ce ați desenat structura dvs. de dot Lewis, numărați numărul de obligațiuni: aceasta este ordinea obligațiunilor.

Structura dot Lewis pentru azot diatomic ar fi N≡N. Fiecare atom de azot are o pereche de electroni și trei electroni necunoscuți. Atunci când doi atomi de azot se întâlnesc, au combinat șase electroni nelegați care se amestecă într-o puternică legătură triplă covalentă.

Metoda 3 din 3:

Calculul ordinului de obligațiuni pentru teoria orbitală

1. Consultați o diagramă a cochililor de electroni orbitali. Rețineți că fiecare coajă se află în continuare și mai departe din nucleul atomului. Potrivit proprietății entropiei, energia caută întotdeauna cea mai mică stare de ordine posibilă. Electronii vor căuta să populeze cele mai mici cochilii orbitale disponibile.

Imagine intitulată Calculează ordinea obligațiunilor în chimia Pasul 5

2. Cunoașteți diferența dintre orbitele de legare și anticipare. Când doi atomi se reunesc pentru a forma o moleculă, ei încearcă să-și folosească electronii celuilalt pentru a umple cele mai mici stări posibile în cochilii orbitali electroni. Electronii de legare sunt, în esență, electronii care rămân împreună și se încadrează în cele mai mici stări. Electronii anticipați sunt "gratuit" sau electroni necunoscuți care sunt împinși în state orbitale mai mari.

Electronii de legare: Prin observarea modului în care sunt complete cojile orbitale ale fiecărui atom, puteți determina cât de mulți dintre electronii din statele energetice mai mari vor putea să umple cochilii mai stabile, de energie mai scăzută a atomului corespunzător. Aceste "Umplerea electronilor" sunt menționate ca electroni de legare.

Antibonarea electronilor: Când cei doi atomi încearcă să formeze o moleculă prin împărtășirea electronilor, unii electroni vor fi, de fapt, conduși la cochilii orbitali de stare mai mare, deoarece sunt umplute cojile orbitale de stat inferior. Acești electroni sunt denumiți electroni de anticipare.