Calculer l'ordre des liaisons en chimie

Teneur

Au niveau atomique, l`ordre des liaisons est le nombre de paires d`électrons liés entre deux atomes. L`azote diatomique (N≡N), par exemple, a un ordre de liaison 3 car il existe 3 liaisons chimiques entre deux atomes d`azote. Dans la théorie des orbitales moléculaires, l`ordre des liaisons est également défini comme la moitié de la différence entre le nombre d`électrons liés et non liés. Pour une réponse claire, utilisez la formule suivante : Ordre de liaison = [(nombre d`électrons liant les orbitales moléculaires) - (nombre d`électrons dans les orbitales moléculaires antiliantes)]/2.

Pas

Méthode 1 sur 3 : Déterminer rapidement l`ordre des obligations

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1. Connaître la formule. Dans la théorie des orbitales moléculaires, l`ordre des liaisons est défini comme la moitié de la différence entre le nombre d`électrons de liaison et anti-liaison. Ordre de liaison = [(nombre d`électrons liant les orbitales moléculaires) - (nombre d`électrons dans les orbitales moléculaires antiliantes)]/2.

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2. Sachez que plus l`ordre de liaison est élevé, plus la molécule est stable. Tout électron ajouté à une orbitale moléculaire de liaison aidera à stabiliser la nouvelle molécule. Tout électron ajouté à une orbitale moléculaire anti-liante déstabilisera la nouvelle molécule. Notez le nouvel état d`énergie comme l`ordre de liaison de la molécule.

Si l`ordre des liaisons est nul, la molécule ne peut pas se former. Les ordres de liaison plus élevés donnent plus de stabilité à la nouvelle molécule.

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3. Pensez à un exemple simple. Les atomes d`hydrogène ont un électron dans le s-coquille et cette coquille peut contenir deux électrons. Lorsque deux atomes d`hydrogène se lient, chacun remplit le s-pelure de l`autre. Deux orbitales de liaison sont formées. Aucun des électrons n`est forcé de se déplacer vers l`orbitale supérieure suivante, la p-peler & ndash; donc aucune orbitale antiliante n`est formée. L`ordre de la liaison est donc

(2 - 0) / 2

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

Méthode 2 sur 3 : Visualiser l`ordre fondamental des obligations

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1. Déterminez l`ordre des obligations en un coup d`œil. Une liaison covalente simple a un ordre de liaison de un, une liaison covalente double a un ordre de liaison de deux, une liaison covalente triple a un ordre de liaison de trois - et ainsi de suite. Dans sa forme la plus basique, l`ordre des liaisons est le nombre de paires d`électrons liés qui maintiennent deux atomes ensemble.

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2. Pensez à la façon dont les atomes assemblent les molécules. Les atomes individuels d`une molécule sont liés entre eux par des paires d`électrons liés. Ces électrons tournent autour du noyau d`un atome dans des « orbitales » qui ne peuvent contenir chacune que deux électrons. Si une orbitale n`est pas « complètement remplie » - par exemple., il ne contient qu`un électron ou aucun électron - alors un électron non lié peut se lier avec un électron libre correspondant d`un autre atome.

Selon la taille et la complexité d`un atome particulier, il peut avoir une à quatre orbitales.

Lorsque la coquille orbitale la plus proche est pleine, de nouveaux électrons s`accumulent dans la prochaine coquille orbitale vue du noyau, jusqu`à ce que cette coquille soit également pleine. L`ensemble des électrons se poursuit dans des couches orbitales de plus en plus grandes, car les atomes plus gros ont plus d`électrons que les atomes plus petits.

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3. Dessiner des structures de Lewis. C`est un moyen utile de visualiser comment les atomes d`une molécule sont liés entre eux. Dessinez les atomes comme leurs lettres (par exemple. H pour l`hydrogène, Cl pour le chlore). Indiquez les liaisons sous forme de lignes (par ex., `-` pour une simple liaison, `=` pour une double liaison et `≡` pour une triple liaison). Marquez les électrons non liés et les paires d`électrons sous forme de points (exemple : C :). Une fois que vous avez dessiné la structure de Lewis, comptez le nombre de liaisons (l`ordre des liaisons).

La structure de Lewis pour l`azote diatomique devient N≡N. Chaque atome d`azote a une paire d`électrons et trois électrons non liés. Lorsque deux atomes d`azote se rencontrent, les six électrons non liés combinés forment une puissante triple liaison covalente.

Méthode 3 sur 3: Calculer l`ordre des liaisons pour la théorie orbitale

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1. Utilisez un diagramme de coquilles orbitales électroniques comme référence. Notez que chaque coquille est de plus en plus éloignée du noyau de l`atome. Selon l`entropie, l`énergie essaie toujours d`atteindre l`état le plus bas possible. Les électrons essaient toujours de remplir les couches orbitales les plus basses disponibles.

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2. Connaître la différence entre les orbitales de liaison et antiliaison. Lorsque deux atomes se réunissent pour former une molécule, ils veulent utiliser les électrons de l`autre pour remplir les états les plus bas possibles dans les coquilles orbitales. Les électrons de liaison sont essentiellement des électrons qui se collent et tombent dans l`état d`énergie le plus bas. Les électrons antiliants sont les électrons « libres » ou non liés qui sont poussés vers des niveaux orbitaux plus élevés.

Liaison des électrons : en remarquant à quel point les coquilles orbitales de chaque atome sont pleines, vous pouvez déterminer combien d`électrons dans un état d`énergie plus élevé sont capables de remplir les niveaux d`énergie plus stables et plus bas de l`atome correspondant. Ces électrons de « remplissage » sont appelés électrons de liaison.

Électrons anti-liants : lorsque deux atomes tentent de former une molécule en partageant des électrons, certains électrons seront en fait dirigés vers des coquilles orbitales de niveau d`énergie supérieur car les coquilles orbitales de niveau d`énergie inférieur sont remplies. Ces électrons sont appelés électrons anti-liants.