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

Beispiel

Bindungsordnung im O2-Molekül:

Elektronenkonfiguration des Sauerstoffs: 1s2,2s2,2p4

An der Bindung beteiligt sind 2s2- und 2p4-Molekülorbitale.

In der Bindung bilden die 2s2 Orbitale ein bindendes und antibindendes σ − MO (Sigmamolekülorbital) aus, die jeweils mit 2 Elektronen besetzt sind.

Die 2p4-Orbitale bilden ein bindendes σ − MO und 2 π − MO mit je 2 Elektronen aus.

Die übrigen 2 Elektronen besetzten jeweils ein antibindendes π − Orbital.

Daraus ergibt sich eine Bindungsordnung von \frac{8 \times bindend - 4 \times antibindend}{2} = \frac{4}{2} = 2.

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

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