3 façons de calculer l`ordre des obligations en chimie

Sur le niveau atomique, l`ordre des obligations est le nombre de paires d`électrons liées entre deux atomes. Dans l`azote diatomique (N≡N), par exemple, l`ordre des obligations est 3 car il existe 3 liaisons chimiques reliant les deux atomes d`azote. En théorie orbitale moléculaire, la commande obligataire est également définie comme la moitié de la différence entre le nombre d`électrons de liaison et d`antibitrage. Pour une réponse directe: utilisez cette formule: Ordre d`obligations = [(Nombre d`électrons dans les molécules de liaison) - (nombre d`électrons dans des molécules d`antibitrage)] / 2.

Pas

Méthode 1 de 3:

Trouver une commande obligataire rapidement

1. Connaître la formule. Dans la théorie orbitale moléculaire, l`ordre des obligations est défini la moitié de la différence entre le nombre d`électrons de liaison et d`antibitrage. Ordre d`obligations = [(Nombre d`électrons dans les molécules de liaison) - (nombre d`électrons dans des molécules d`antibitrage)] / 2.

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2. Sachez que plus l`ordre des obligations est élevé, plus la molécule est stable. Chaque électron qui a entré une orbitale moléculaire de liaison aidera à stabiliser la nouvelle molécule. Chaque électron qui est entré dans une orbitale moléculaire antibonding agira pour déstabiliser la nouvelle molécule. Notez le nouvel état de l`énergie comme ordre d`obligations de la molécule.

Si l`ordre des obligations est zéro, la molécule ne peut pas former. Les commandes d`obligations supérieures indiquent une plus grande stabilité pour la nouvelle molécule.

Image intitulée Calculer l`ordre des obligations en chimie étape 7

3. Considérer un exemple simple. Les atomes d`hydrogène ont un électron dans le s coquille, et le s Shell est capable de tenir deux électrons. Lorsque deux atomes d`hydrogène se lient ensemble, chacun complète la s coquille de l`autre. Deux orbitales de liaison sont formées. Aucun électron n`est obligé de passer à la prochaine orbitale supérieure, la p Shell - aucune orbitale antibitrée n`est formée. L`ordre de liaison est donc

(2 - 0) / 2

$(2-0) / 2$ , qui est égal à 1. Cela forme la molécule commune H₂: gaz hydrogène.

Méthode 2 de 3:

Visualiser la commande obligataire de base

1. Déterminer l`ordre des obligations en un coup d`œil. Une seule liaison covalente a une ordonnance obligataire d`une seule liaison covalente, une ordonnance obligataire de deux cautionnelles triple covalentes, trois - etc. Dans sa forme la plus élémentaire, l`ordre des obligations est le nombre de paires d`électrons liés qui contiennent deux atomes ensemble.

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2. Considérez comment les atomes se réunissent en molécules. Dans une molécule donnée, les atomes de composants sont liés ensemble par des paires d`électrons liées. Ces électrons tournent autour du noyau d`un atome dans "orbitales," chacun d`entre eux ne peut contenir que deux électrons. Si une orbitale n`est pas "plein"-je.e., il ne contient qu`un seul électron, ou pas d`électrons - alors l`électron non apparié peut être liée à un électron libre correspondant sur un autre atome.

En fonction de la taille et de la complexité d`un atome particulier, il pourrait avoir une seule orbitale, ou cela pourrait avoir jusqu`à quatre.

Lorsque la coque orbitale la plus proche est pleine, les nouveaux électrons commencent à se rassembler dans la prochaine coquille orbitale du noyau et continuent jusqu`à ce que la coque soit également pleine. La collection d`électrons se poursuit dans des coquilles orbitales toujours élargies, comme des atomes plus importants ont plus d`électrons que les atomes plus petits.

Image intitulée Calculer l`ordre des obligations en chimie Étape 3

Dessiner des structures de points Lewis. Ceci est un moyen pratique de visualiser comment les atomes d`une molécule sont liés les uns aux autres. Dessiner les atomes comme leurs lettres (e.g. H pour l`hydrogène, CL pour le chlore). Illustrer les liaisons entre eux comme lignes (e.g. - Pour une seule liaison, = pour une double liaison, et ≡ pour une triple obligation). Marquer les électrons non mariés et les paires d`électrons comme points (e.g. : C :). Une fois que vous avez dessiné votre structure de points Lewis, comptez le nombre d`obligations: c`est la commande obligataire.

La structure de points Lewis pour l`azote diatomique serait n≡n. Chaque atome d`azote comporte une paire d`électrons et trois électrons non mariés. Lorsque deux atomes d`azote se rencontrent, la combinaison de six électrons non mariés se mêlent à une puissante liaison covalente triple.

Méthode 3 sur 3:

Calculer l`ordre des obligations pour la théorie orbitale

1. Consultez un diagramme des coquilles orbitales électroniques. Notez que chaque coquille réside plus loin et plus loin du noyau de l`atome. Selon la propriété d`entropie, l`énergie recherche toujours l`état de commande le plus bas possible. Les électrons chercheront à peupler les coquilles orbitales les plus basses disponibles.

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2. Connaître la différence entre les orbitales de liaison et d`antibonding. Lorsque deux atomes se rencontrent pour former une molécule, ils cherchent à utiliser les électrons de l`autre pour remplir les états les plus possibles possibles des coquilles orbitales électroniques. Les électrons de liaison sont essentiellement les électrons qui collent ensemble et tombent dans les états les plus bas. Les électrons antibitrants sont le "libre" ou des électrons non encastrés qui sont poussés vers des états orbitaux plus élevés.

Electrons de liaison: En notant à quel point les coquilles orbitales de chaque atome sont pleines, vous pouvez déterminer le nombre d`électrons dans les états d`énergie supérieure pourra remplir les coques plus stables et plus énergétiques de l`atome correspondant. Celles-ci "Électrons de remplissage" sont appelés électrons de liaison.

Électrons antibitrant: lorsque les deux atomes essaient de former une molécule en partageant des électrons, certains électrons seront effectivement entraînés dans des coquilles orbitales à l`état d`énergie supérieure à mesure que les coquilles orbitatives d`état inférieur à énergie énergétique sont remplies. Ces électrons sont appelés électrons antibitrants.

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