Bindingsorden

I kjemi er bindingsorden, som introdusert av Linus Pauling, definert som forskjellen mellom antall bindinger og anti-bindinger.

Selve bindingstallet er antallet elektronpar (kovalente bindinger) mellom to atomer. For eksempel, i diatomisk nitrogen N≡N er bindingstallet 3, i etyn H−C≡C−H er bindingstallet mellom de to karbonatomene også 3, og C−H er bindingsorden 1. Bindingstallet gir en indikasjon på stabiliteten til en binding. Isoelektroniske arter har samme bindingsnummer.

I molekyler som har resonans eller ikke-klassiske bindinger, kan bindingsnummeret ikke være et heltall. I benzen inneholder de delokaliserte molekylære orbitalene 6 pi-elektroner over seks karboner, noe som i hovedsak gir en halv pi-binding sammen med sigma-bindingen for hvert par karbonatomer, noe som gir et beregnet bindingstall på 1,5. Videre kan bindingstall på 1,1, for eksempel, oppstå under komplekse scenarier og i hovedsak referere til bindingsstyrke i forhold til bindinger med rekkefølge 1.

Bond order in molecular orbital theory

I molekylorbitalteorien er bindingsorden definert som halvparten av forskjellen mellom antall bindingselektroner og antall antibindingselektroner i henhold til ligningen nedenfor. Dette gir ofte, men ikke alltid, lignende resultater for bindinger nær deres likevektslengder, men det fungerer ikke for strekte bindinger. Bindingsorden er også en indeks for bindingsstyrke og brukes også mye i valensbindingsteori.

${\text{B.O.}}={\frac {{\text{antall bindingselektroner}}-{\text{antall antibindingselektroner}}}{2}}\$

Generelt, jo høyere bindingsorden, jo sterkere binding. Bindingsorden på en halv kan være stabile, som vist av stabiliteten til H+
2 (bindingslengde 106 pm, bindingsenergi 269 kJ/mol) og He+
2 (bindingslengde 108 pm, bindingsenergi 251 kJ/mol).

Hückel MO-teori tilbyr en annen tilnærming for å definere bindingsordrer basert på MO-koeffisienter, for planare molekyler med delokalisert π-binding. Teorien deler binding i et sigma-rammeverk og et pi-system. π-bindingsrekkefølgen mellom atomene r og s avledet fra Hückel-teorien ble definert av Charles Coulson ved å bruke orbitalkoeffisientene til Hückel MOer:

$p_{rs}=\sum _{i}n_{i}c_{ri}c_{si}$,

Her strekker summen seg over bare π molekylære orbitaler, og n_i er antall elektroner som okkuperer orbital i med koeffisienter c_ri og c_si på atomer henholdsvis r og s. Forutsatt en bindingsorden på 1 fra sigma-komponenten gir dette en total bindingsorden på (σ + π) av 5/3 = 1.67 for benzen i stedet for den ofte siterte 1.5, noe som viser en viss grad av tvetydighet i hvordan begrepet bindingsorden er definert.

For mer forseggjorte former for MO-teori som involverer større basissett, har ytterligere andre definisjoner blitt foreslått. En standard kvantemekanisk definisjon for bindingsorden har vært diskutert i lang tid. En omfattende metode for å beregne bindingsordren fra kvantekjemiberegninger ble publisert i 2017.

Andre definisjoner

Bindingsordenskonseptet brukes i molekylærdynamikk og bindingsordenspotensialer. Størrelsen på bindingsorden er assosiert med bindingslengden. Ifølge Linus Pauling i 1947 er bindingsorden mellom atomene i og j eksperimentelt beskrevet som

$s_{ij}=\exp {\left[{\frac {d_{1}-d_{ij}}{b}}\right]}$

hvor $d_{1}$ er enkeltbindingslengden, $d_{ij}$ er bindingslengden eksperimentelt målt, og b er en konstant, avhengig av atomene. Pauling foreslo en verdi på 0.353 Å for b, for karbon-karbon bindingfen i den opprinnelige ligningen:

$d_{1}-d_{ij}=0.353~{\text{ln}}s_{ij}$

Verdien av konstanten b avhenger av atomene. Denne definisjonen av bindingsrekkefølge er noe ad hoc og bare enkel å bruke for diatomiske molekyler.