Атомдук деңгээлде, байланыш тартиби - бул эки атомдун ортосундагы байланышкан электрон жуптарынын саны. Мисалы, эки атомдуу азотто (N N), байланыш тартиби 3, анткени эки азот атомун байланыштыруучу 3 химиялык байланыш бар. Молекулярдык орбиталдык теорияда, байланыш тартиби ошондой эле байланыштын жана анти-байланыш электрондарынын санынын ортосундагы айырмачылыктын жарымы катары аныкталат. Оңой жооп алуу үчүн: бул формуланы колдонуңуз: Бонд тартиби = [(Байланыш молекуласындагы электрон саны) - (Байланышка каршы молекулада электрон саны)]/2.
Кадам
Метод 3: Бонд заказын тез табуу
Кадам 1. Формуланы билиңиз
Молекулярдык орбиталык теорияда, байланыш тартиби, байланыштын жана анти-байланыш электронунун санынын ортосундагы айырмачылыктын жарымы катары аныкталат. Бонд тартиби = [(Байланыш молекуласындагы электрон саны) - (Байланышка каршы молекулада электрон саны)]/2.
Кадам 2. Билиңиз, байланыш тартиби канчалык жогору болсо, молекула ошончолук туруктуу болот
Байланышуучу молекулярдык орбиталга кирген ар бир электрон жаңы молекуланы турукташтырууга жардам берет. Байланышка каршы молекулярдык орбиталга кирген ар бир электрон жаңы молекуланы туруксуздаштырат. Жаңы энергия деңгээлин молекуланын байланыш тартиби катары жазыңыз.
Байланыш тартиби нөлгө барабар болсо, молекула пайда боло албайт. Байланыш тартиби канчалык жогору болсо, жаңы молекуланын туруктуулугун көрсөтөт
3 -кадам. Жөнөкөй мисалды карап көрөлү
Водород атомунун кабыгында бир электрону бар, жана анын кабыгы эки электронду кармай алат. Эки суутек атому байланышканда, ар бири экинчисинин кабыгын толуктайт. Эки байланыш орбиталы пайда болот. Эч бир электрон жогорку орбиталга өтүүгө мажбурланбайт, п кабыгы, андыктан байланышка каршы орбиталдар пайда болбойт. Ошентип, байланыш тартиби (2−0)/2 { displaystyle (2-0)/2} болуп калат
yang sama dengan 1. Hasil ini membentuk molekul umum H2: gas hidrogen.
Metode 2 dari 3: Memvisualisasikan Orde Ikatan Dasar
Кадам 1. Облигациянын тартибин тез арада аныктаңыз
Жалгыз коваленттик байланыштар бирдиктүү заказга ээ; кош коваленттик байланыштар, байланыш тартиби эки; үчилтик коваленттик байланыштар, үчилтик облигациялар ж.б. Эң негизги формасында, байланыш тартиби - бул эки атомду камтыган байланышкан электрон жуптарынын саны.
2 -кадам. Атомдор кантип молекулаларды пайда кылуу үчүн биригерин карап көрөлү
Бардык молекулаларда атомдук компоненттер бири -бири менен байланышкан электрон жуптары менен кармалышат. Электрондор орбиталдарда атомдун ядросунун айланасында айланышат, ар бир орбитал эки электронду гана кармай алат. Эгерде орбитал толук болбосо, мисалы, орбитал бир гана электронду кармайт же такыр жок болсо, анда жупташпаган электрон башка атомдогу тиешелүү эркин электрон менен байланыша алат.
- Чоңдугуна жана татаалдыгына жараша бир атомдун бир гана орбиталы болушу мүмкүн, же төрткө чейин болушу мүмкүн.
- Эң жакын орбиталык кабык толгондо, ядронун сыртындагы кийинки орбиталдык кабыкта жаңы электрондор топтоло баштайт жана ал кабык толгончо уланат. Электрон чогултуу дайыма кеңейип бараткан орбиталык кабыктарда уланат, анткени чоң атомдор кичинекей атомдорго караганда көбүрөөк электронго ээ.
3 -кадам. Льюис чекитинин структурасын чийиңиз
Бул молекуланын атомдорунун бири -бири менен кантип байланышканын элестетүүнүн оңой жолу. Атомдорду тамгаларга ылайык чийиңиз (мисалы, суутек үчүн H, хлор үчүн Cl). Атомдордун ортосундагы байланыштарды сызыктарга чийиңиз (мисалы, - жалгыз байланыштар үчүн, = кош байланыштар үчүн жана үч байланыштар үчүн). Байланышпаган электрондорду жана электрон түгөйлөрүн чекиттер менен белгилегиле (мис., C:). Сиз Lewis чекитинин структурасын тарткандан кийин, облигациялардын санын эсептеңиз: бул байланыш тартиби.
Эки атомдуу азоттун Льюис чекитинин структурасы N≡N. Ар бир азот атому бир электрон жуптан жана үч байланышсыз электрондон турат. Эки азот атому жолукканда, эки атомдун 6 жабышпаган электрону биригип, күчтүү үч коваленттик байланышты пайда кылышат
3 методу 3: Орбита теориясы үчүн Бонд тартибин эсептөө
Кадам 1. Электрондук орбиталдык кабыктын схемасын карап көрөлү
Атомдук снаряддар ядродон алда канча алыс жайгашканына көңүл бургула. Энтропиянын касиетине ылайык, энергия дайыма эң төмөнкү деңгээлге умтулат. Электрондор эң төмөнкү орбиталык кабыкты толтурат.
Кадам 2. Байланышуу менен антибайланыштуу орбиталдардын айырмасын билиңиз
Эки атом биригип, бир молекула пайда болгондо, эң төмөнкү электрон орбиталык кабыгын толтуруу үчүн бири -биринин электронун колдонууга аракет кылышат. Бонд электрондору негизинен биригүүчү жана эң төмөнкү деңгээлдеги электрондор. Байланышка каршы электрондор-бул орбиталдык деңгээлге көтөрүлгөн "эркин" же чектелбеген электрон.
- Электрондорду бириктирүү: Ар бир атом үчүн орбиталык кабыкчалардын канчалык толгонун байкоо менен, сиз энергиянын жогорку деңгээлиндеги канча электрон тиешелүү энергиянын төмөнкү энергиясын жана туруктуу кабыгын толтура аларын аныктай аласыз. Бул "толтуруучу электрондор" байланыштыруучу электрон деп аталат.
- Антибондондук электрондор: эки атом электрондорду бөлүшүү менен молекуланы түзүүгө аракет кылышканда, кээ бир электрондор энергиянын деңгээли жогору болгон орбиталдык кабыкка түртүлөт, анткени энергия деңгээли төмөн болгон орбиталдык кабык толгон. Бул электрондор байланышка каршы электрон деп аталат.
