Berechnen Sie anhand der Zahl bindender und antibindender Elektronen die Bindungsordnung eines zweiatomigen Moleküls nach der Molekülorbitaltheorie und prüfen Sie, ob die Bindung stabil ist.
Elektronenzählungen im Molekülorbital
Gesamtelektronen in bindenden Molekülorbitalen (σ, π).
Gesamtelektronen in antibindenden Molekülorbitalen (σ*, π*).
Beispiele für zweiatomige Moleküle
Anleiheauftrag
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Geben Sie oben die Anzahl der bindenden und antibindenden Elektronen ein, um die Bindungsordnung zu berechnen.
Stabilität
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Eine Bindungsordnung größer als Null weist auf ein Molekül hin, von dem vorhergesagt wird, dass es existiert und stabil ist.
Anleihetyp
—
Die Bindungsreihenfolge wird einem Bindungstyp zugeordnet: 1 = einfach, 2 = doppelt, 3 = dreifach und Bruchwerte dazwischen.
3 Min. Lesezeit3 Schritte7 Begriffe3 Beispiele6 häufig gestellte FragenBond order = (bonding electrons − antibonding electrons) / 2
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Schritt für Schritt
So verwenden Sie diesen Rechner
3 Schritte▸
1
Geben Sie die Anzahl der Bindungselektronen ein
Zählen Sie die Gesamtzahl der Elektronen, die bindende Molekülorbitale (σ und π) für die zweiatomige Spezies besetzen, und geben Sie sie in das Feld „Bindende Elektronen“ ein.
2
Geben Sie die Anzahl der antibindenden Elektronen ein
Zählen Sie die Elektronen, die antibindende Molekülorbitale (σ* und π*) besetzen, und geben Sie sie in das Feld „Antibindende Elektronen“ ein. Der Rechner wird sofort aktualisiert.
3
Lesen Sie die Bindungsordnung und -stabilität
Auf der Registerkarte „Bond Order“ wird der berechnete Wert angezeigt. Wechseln Sie zu Stabilität, um zu sehen, ob die Existenz des Moleküls vorhergesagt wird, und zu MO-Referenz für den passenden Bindungstyp.
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Grundlagen
Formel und Methodik
1 Formel▸
Bindungsordnung (Molekülorbitaltheorie)
Bond order = (bonding electrons − antibonding electrons) / 2
Die Molekülorbitaltheorie (MO) füllt bindende und antibindende Orbitale nach dem Aufbau-Prinzip mit Elektronen. Die Bindungsordnung zählt die Nettozahl der Bindungen, indem antibindende Elektronen von bindenden Elektronen subtrahiert und durch zwei dividiert werden, da jede Bindung einem Elektronenpaar entspricht.
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Glossar
Wichtige Begriffe erklärt
7 Begriffe▸
Eine dimensionslose Zahl, berechnet als (bindende Elektronen − antibindende Elektronen) / 2, die angibt, wie viele kovalente Nettobindungen zwischen zwei Atomen in der Molekülorbitaltheorie bestehen.
Elektronen, die Molekülorbitale mit niedrigerer Energie als die übergeordneten Atomorbitale besetzen, stabilisieren das Molekül und ziehen die gebundenen Atome zusammen.
Elektronen, die Molekülorbitale mit höherer Energie als die übergeordneten Atomorbitale besetzen, markiert mit einem Sternchen (σ*, π*), die Bindungswechselwirkungen schwächen oder aufheben.
Ein Raumbereich um ein Molekül, in dem sich wahrscheinlich Elektronen befinden, der durch die lineare Kombination von Atomorbitalen der gebundenen Atome gebildet wird.
In diesem Zusammenhang gilt eine zweiatomige Spezies als stabil, wenn ihre Bindungsordnung größer als Null ist, was bedeutet, dass eine Nettobindungswechselwirkung die Atome zusammenhält.
Ein Molekül, das aus genau zwei Atomen besteht, entweder aus demselben Element (homonuklear, wie O2) oder aus verschiedenen Elementen (heteronuklear, wie CO).
Molekülorbitaltheorie, ein Modell der chemischen Bindung, das Elektronen als über das gesamte Molekül in bindenden und antibindenden Orbitalen delokalisiert und nicht auf eine einzelne Bindung beschränkt beschreibt.
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Beispiele
Beispiele aus der Praxis
3 Praxisbeispiele▸
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Student der allgemeinen Chemie
Sauerstoff (O₂)
Elektronen binden 8Antibindende Elektronen 4
Bindungsordnung = (8 − 4) / 2 = 2, also hat O2 eine Bindungsordnung von 2 – eine Doppelbindung. Dies deckt sich mit der bekannten O=O-Doppelbindung und der Tatsache, dass O2 aufgrund zweier ungepaarter Elektronen in seinen entarteten π*-Orbitalen paramagnetisch ist.
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Student der allgemeinen Chemie
Stickstoff (N₂)
Elektronen binden 10Antibindende Elektronen 4
Bindungsordnung = (10 − 4) / 2 = 3, passend zur bekannten N≡N-Dreifachbindung. Diese sehr hohe Bindungsordnung erklärt, warum N2 eine ungewöhnlich kurze, starke Bindung hat und bei Raumtemperatur relativ unreaktiv ist.
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Student der allgemeinen Chemie
Heliumdimer (He₂)
Elektronen binden 4Antibindende Elektronen 4
Bindungsordnung = (4 − 4) / 2 = 0. Die Bindungs- und Antibindungsbeiträge heben sich genau auf, sodass He2 keine Nettobindungsordnung hat – deshalb bildet Helium unter normalen Bedingungen kein stabiles zweiatomiges Molekül.
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Quellenangabe
Diesen Rechner zitieren
APA und MLA▸
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Die Bindungsordnung ist eine der nützlichsten Vorhersagen der Molekülorbitaltheorie (MO): eine einzelne Zahl, die angibt, wie viele Nettobindungen zwei Atome zusammenhalten, ob überhaupt eine zweiatomige Spezies existieren sollte und wie stark und kurz die Bindung ungefähr sein wird. Dieser Rechner geht die Formel durch, die benötigten Eingaben und zeigt, wo das einfache Elektronenzählmodell zu scheitern beginnt.
So funktioniert der Bond-Order-Rechner
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Die Molekülorbitaltheorie kombiniert die Atomorbitale zweier gebundener Atome zu einem neuen Satz von Molekülorbitalen, aufgeteilt in bindende Orbitale mit niedrigerer Energie und antibindende Orbitale mit höherer Energie. Elektronen füllen diese Orbitale von der niedrigsten zur höchsten Energie und folgen dabei der gleichen Aufbau- und Hund-Regel-Logik, die für atomare Elektronenkonfigurationen verwendet wird.
Die Bindungsordnung wird dann als (bindende Elektronen − antibindende Elektronen) / 2 berechnet. Die Division durch zwei berücksichtigt die Tatsache, dass jede kovalente Bindung durch ein Elektronenpaar gebildet wird. Eine Bindungsordnung von 1 entspricht einer Einfachbindung, 2 einer Doppelbindung, 3 einer Dreifachbindung und gebrochene Werte (wie 1,5 in O2⁻) sind vollkommen gültig und entsprechen Bindungen mittlerer Stärke.
Eingaben und was sie bedeuten
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Dieser Rechner benötigt zwei Eingaben: die Gesamtzahl der Elektronen in bindenden Molekülorbitalen und die Gesamtzahl in antibindenden Molekülorbitalen. Beide Zahlen ergeben sich aus dem Ausfüllen des Molekülorbitaldiagramms für die betreffende Spezies – für ein einfaches homonukleares zweiatomiges Atom wie O2 oder N2 bedeutet dies, dass die σ2s-, σ*2s-, σ2p-, π2p- und π*2p-Orbitale in der Energiereihenfolge durchgearbeitet werden.
Die Bindungselektronenzahl ist typischerweise die größere der beiden, da ein Molekül mehr bindende als antibindende Elektronen benötigt, um stabil zu sein. Das Ergebnis der Bindungsordnung reagiert am empfindlichsten auf den Unterschied zwischen den beiden Zählwerten – ein Schwung von nur zwei Elektronen in beide Richtungen verschiebt die Bindungsordnung um eine ganze Zahl.
Grenzen und Randfälle
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Eine Bindungsordnung von Null (wie in He2 oder Ne2) bedeutet, dass der Rechner keine stabile Bindung vorhersagt – dies entspricht der experimentellen Realität für Edelgas-Dimere unter Standardbedingungen. Negative Elektronenzahlen sind physikalisch nicht aussagekräftig und werden als ungültige Eingabe behandelt.
Eine einfache Bindungsreihenfolge aus der Elektronenzählung funktioniert gut für zweiatomige Hauptgruppenelemente, erfasst jedoch keine bindungsordnungsunabhängigen Effekte wie Elektronenkorrelation, relativistische Effekte in schweren Elementen oder die Feinheiten der Übergangsmetallbindung, bei der die Beteiligung des d-Orbitals das einfache MO-Bild komplizieren kann. Betrachten Sie in diesen Fällen das Ergebnis als nützliche erste Näherung und nicht als endgültige Antwort.
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Fragen
Häufig gestellte Fragen
6 Fragen▸
Wie lautet die Bestellformel für Anleihen?+
Bindungsordnung = (bindende Elektronen − antibindende Elektronen) / 2. Sie zählen die Elektronen, die bindende Molekülorbitale füllen, subtrahieren die Elektronen, die antibindende Molekülorbitale füllen, und dividieren durch zwei, da jede Bindung aus einem Elektronenpaar besteht.
Wie ist die Bindungsordnung von O₂?+
O2 hat 8 bindende Elektronen und 4 antibindende Elektronen, was eine Bindungsordnung von (8 − 4) / 2 = 2 ergibt. Dies entspricht seiner bekannten O=O-Doppelbindung und erklärt, warum O2 paramagnetisch ist, mit zwei ungepaarten Elektronen in seinen π*-Orbitalen.
Warum existiert He₂ nicht als stabiles Molekül?+
He2 hätte 4 Bindungselektronen und 4 Antibindungselektronen, was eine Bindungsordnung von (4 − 4) / 2 = 0 ergibt. Da sich die Bindungs- und Antibindungsbeiträge genau aufheben, gibt es keine Nettobindungswechselwirkung, sodass sich unter normalen Bedingungen kein stabiles He2-Molekül bildet.
Was bedeutet eine höhere Anleiheordnung?+
Eine höhere Bindungsordnung bedeutet im Allgemeinen eine stärkere, kürzere Bindung. Bindungsordnung 1 ist eine Einfachbindung, 2 ist eine Doppelbindung und 3 ist eine Dreifachbindung – wenn man von N2 (Bindungsordnung 3) über O2 (Bindungsordnung 2) zu F2 (Bindungsordnung 1) geht, nimmt die Bindungsstärke ab und die Bindungslänge zu.
Kann die Anleihereihenfolge ein Bruchteil sein?+
Ja. Die Molekülorbitaltheorie erlaubt gebrochene Bindungsordnungen immer dann, wenn sich die Elektronenzahlen nicht gleichmäßig durch zwei teilen, wie zum Beispiel bei O2⁻ (Superoxid) mit einer Bindungsordnung von 1,5. Bruchzahlige Bindungsordnungen entsprechen mittleren Bindungsstärken zwischen ganzzahligen Bindungstypen.
Welche Einheiten werden bei der Anleihebestellung verwendet?+
Die Bindungsordnung ist eine dimensionslose Zahl – sie hat keine Einheiten. Es stellt das Verhältnis der Nettobindungselektronenpaare dar und dient lediglich als Vergleichsindex für die Bindungsstärke und die Bindungszahl zwischen Atomen.
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