Bindungsordnung
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:
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
| Bindungsordnung | Zahl der bindenden Elektronen | Name der Bindung | Beispiele Elemente | Beispiele C-C-Bindungen in Kohlenwasserstoffen |
|---|---|---|---|---|
| 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 |
| 3 | 6 | Dreifachbindung | Distickstoff N2 | Ethin: C☰C-Dreifachbindung |
Bindungsordnung im Sauerstoff-Molekül O2
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 und ein antibindendes MO (Sigma-Molekülorbital) mit jeweils 2 Elektronen: ,
Die 2p4-Orbitale bilden ein bindendes MO und 2 bindende MO mit je 2 Elektronen aus, die übrigen 2 Elektronen besetzen jeweils ein antibindendes Orbital: .
Insgesamt ergibt sich eine Bindungsordnung von:
- ,
d. h. beim normalen Sauerstoff-Molekül liegt eine Doppelbindung vor.
Literatur
- 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