Bindungsordnung

aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie
Wechseln zu: Navigation, Suche

Die Bindungsordnung 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:

\mathrm{BO} = \frac{\text{bindende Valenzelektronen} - \text{antibindende Valenzelektronen}}{2}

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 beim Ausrechnen des hypothetischen Moleküls eine formale Bindungsordnung von Null erhalten wird.

Beispiel[Bearbeiten]

MO-Schema von Triplett-Sauerstoff
mit Besetzung der Energieniveaus

Bindungsordnung im Sauerstoff-Molekül O2:

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 und ein antibindendes \sigma-MO (Sigma-Molekülorbital) mit jeweils 2 Elektronen: \Rightarrow \text{bindend} = 2, \text{antibindend} = 2,

Die 2p4-Orbitale bilden ein bindendes \sigma-MO und 2 bindende \pi-MO mit je 2 Elektronen aus, die übrigen 2 Elektronen besetzen jeweils ein antibindendes \pi-Orbital: \Rightarrow \text{bindend} = 3 \cdot 2 = 6, \text{antibindend} = 2.

Insgesamt ergibt sich eine Bindungsordnung von:

\mathrm{BO}(\mathrm{O}_2) = \frac{(2 + 6) - (2 + 2)}{2} = \frac{8 - 4}{2} = \frac{4}{2} = 2,

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