Aatomitasandil on sidemete järjekord kahe aatomi vaheliste seotud elektronpaaride arv. Näiteks kaheaatomilises lämmastikus (N N) on sidemete järjekord 3, kuna neid lämmastikuaatomeid ühendab 3 keemilist sidet. Molekulaarse orbitaalteooria kohaselt on sidemete järjekord määratletud ka kui pool sideme- ja sidumisvastaste elektronide arvu erinevusest. Lihtsama vastuse saamiseks kasutage järgmist valemit: Võlakirjade järjekord = [(elektronide arv sidumismolekulis) - (elektronide arv sidumisvastases molekulis)]/2.
Samm
Meetod 1 /3: Bond orderi kiire leidmine
Samm 1. Tea valemit
Molekulaarse orbitaalteooria kohaselt on sidemete järjekord määratletud kui pool sideme- ja sidumisvastaste elektronide arvu erinevusest. Võlakirjade järjekord = [(elektronide arv sidumismolekulis) - (elektronide arv sidumisvastases molekulis)]/2.
Samm 2. Tea, et mida kõrgem on sidemete järjekord, seda stabiilsem on molekul
Iga elektron, mis siseneb siduvasse molekuli orbitaali, aitab stabiliseerida uut molekuli. Iga elektron, mis siseneb sidumisvastasele molekulaarsele orbitaalile, destabiliseerib uue molekuli. Registreerige uus energiatase molekuli sideme järjekorrana.
Kui sideme järjekord on null, ei saa molekuli moodustada. Mida suurem on sidemete järjekord, see näitab uue molekuli suuremat stabiilsust
Samm 3. Mõelge lihtsale näitele
Vesinikuaatomil on s -kestas üks elektron ja s -kest mahutab kaks elektroni. Kui kaks vesinikuaatomit seovad, täidab kumbki teise kesta. Moodustuvad kaks siduvat orbitaali. Ükski elektron ei ole sunnitud liikuma kõrgemale orbitaalile, p-kestale, seega ei teki sidumisvastaseid orbitaale. Seega muutub võlakirjade järjekord (2−0)/2 { displaystyle (2-0)/2}
yang sama dengan 1. Hasil ini membentuk molekul umum H2: gas hidrogen.
Metode 2 dari 3: Memvisualisasikan Orde Ikatan Dasar
Samm 1. Kiiresti määrake võlakirjade järjekord
Üksikute kovalentsete võlakirjade võlakirjade järjekord on üks; kahekovalentsed sidemed, võlakirjade järjekord kaks; kolmekordsed kovalentsed võlakirjad, kolmekordsete võlakirjade tellimused jne. Kõige põhilisemal kujul on sidemete järjekord siduvate elektronpaaride arv, milles on kaks aatomit.
Samm 2. Mõelge, kuidas aatomid molekulide moodustamiseks kokku saavad
Kõigis molekulides hoiavad aatomikomponente omavahel seotud elektronpaarid. Elektronid tiirlevad ümber aatomi tuuma orbitaalidel, iga orbitaal mahutab ainult kaks elektroni. Kui orbitaal pole näiteks täis, siis on orbitaalil ainult üks elektron või puudub see üldse, siis saab paaritu elektron siduda teise aatomi vastava vaba elektroniga.
- Sõltuvalt nende suurusest ja keerukusest võib aatomil olla ainult üks orbitaal või kuni neli.
- Kui lähim orbitaalkest on täis, hakkavad uued elektronid kogunema järgmisse orbitaalkesta, mis asub väljaspool tuuma, ja jätkavad, kuni see kest on samuti täis. Elektronide kogumine jätkub üha laienevates orbitaalkestades, sest suurematel aatomitel on rohkem elektrone kui väiksematel aatomitel.
Samm 3. Joonista Lewise punkti struktuur
See on lihtne viis visualiseerida, kuidas molekuli aatomid omavahel siduvad. Joonista aatomid tähtede järgi (näiteks H vesinik, Cl kloor). Joonista joontele aatomitevahelised sidemed (näiteks - üksiksidemete puhul, = kaksiksidemete ja kolmiksidemete puhul). Märgistage sidumata elektronid ja elektronpaarid punktidega (nt: C:). Kui olete joonistanud Lewise punkti struktuuri, loendage võlakirjade arv: see on võlakirjade järjekord.
Kaheaatomilise lämmastiku Lewise punktstruktuur on N≡N. Iga lämmastikuaatom koosneb ühest elektronpaarist ja kolmest sidumata elektronist. Kui kaks lämmastikuaatomit kohtuvad, moodustavad kahe aatomi 6 kinnitamata elektroni tugeva kolmik -kovalentse sideme
Meetod 3/3: Orbitaalteooria võlakirjade arvutamine
Samm 1. Mõtle elektronide orbiidi kestade skeemile
Pange tähele, et aatomikoored asuvad tuumast kaugemal. Entroopia omaduse järgi otsib energia alati kõige madalamat taset. Elektronid täidavad madalaima võimaliku orbitaalkesta.
Samm 2. Teadke sidumis- ja sidumisvastaste orbitaalide erinevust
Kui kaks aatomit ühendavad, moodustavad nad molekuli, püüavad nad üksteise elektronide abil täita madalaima elektronide orbitaalkesta. Võlakirjaelektronid on põhimõtteliselt elektronid, mis kombineeruvad ja on madalaimal tasemel. Sidumisvastased elektronid on "vabad" või sidumata elektronid, mis lükatakse kõrgemale orbitaaltasandile.
- Elektronide sidumine: jälgides, kui täis on iga aatomi orbitaalkest, saate kindlaks teha, mitu elektroni kõrgemal energiatasandil suudab täita vastava aatomi madalama energia ja stabiilsemad kestad. Neid "täitvaid elektrone" nimetatakse siduvateks elektronideks.
- Sidumist takistavad elektronid: kui kaks aatomit üritavad elektroni jagades molekuli moodustada, lükatakse osa elektrone kõrgema energiatasemega orbitaalkesta, kuna madalama energiatasemega orbitaalkest on täis. Neid elektrone nimetatakse sidumisvastasteks elektronideks.
