Atominiame lygmenyje jungčių tvarka yra susietų elektronų porų tarp dviejų atomų skaičius. Pavyzdžiui, diatominiame azote (N N) jungčių tvarka yra 3, nes yra 3 cheminės jungtys, jungiančios du azoto atomus. Molekulinės orbitos teorijoje ryšių tvarka taip pat apibrėžiama kaip pusė skirtumo tarp jungiamųjų ir nesusiejančių elektronų. Norėdami lengviau atsakyti: naudokite šią formulę: Ryšio eiliškumas = [(elektronų skaičius jungiamojoje molekulėje) - (elektronų skaičius nesusiejančioje molekulėje)]/2.
Žingsnis
1 būdas iš 3: greitai suraskite obligacijų užsakymą
Žingsnis 1. Žinokite formulę
Molekulinės orbitos teorijoje ryšių eiliškumas apibrėžiamas kaip pusė skirtumo tarp jungiamųjų ir nesusijusių elektronų. Ryšio eiliškumas = [(elektronų skaičius jungiamojoje molekulėje) - (elektronų skaičius nesusiejančioje molekulėje)]/2.
Žingsnis 2. Žinokite, kad kuo didesnė ryšių tvarka, tuo stabilesnė molekulė
Kiekvienas elektronas, patekęs į jungiamąją molekulinę orbitą, padės stabilizuoti naują molekulę. Kiekvienas elektronas, patenkantis į nesusijusią molekulinę orbitą, destabilizuoja naują molekulę. Įrašykite naują energijos lygį kaip molekulės jungčių tvarką.
Jei jungčių tvarka yra lygi nuliui, molekulė negali būti suformuota. Didesnė jungčių tvarka rodo didesnį naujos molekulės stabilumą
Žingsnis 3. Apsvarstykite paprastą pavyzdį
Vandenilio atomas turi vieną elektroną apvalkale, o apvalkalas gali turėti du elektronus. Kai jungiasi du vandenilio atomai, kiekvienas užpildo kito apvalkalą. Susidaro dvi jungiamosios orbitos. Joks elektronas nėra priverstas pereiti į aukštesnę orbitą, p apvalkalą, todėl nesusidaro nesusijusios orbitos. Taigi obligacijų tvarka tampa (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
Žingsnis 1. Greitai nustatykite obligacijų eiliškumą
Pavienių kovalentinių obligacijų obligacijų eiliškumas yra vienas; dvigubos kovalentinės obligacijos, obligacijų tvarka du; trigubos kovalentinės obligacijos, trigubų obligacijų užsakymai ir pan. Pagrindine forma jungčių tvarka yra susietų elektronų porų, turinčių du atomus, skaičius.
Žingsnis 2. Apsvarstykite, kaip atomai susijungia ir sudaro molekules
Visose molekulėse atominius komponentus laiko kartu sujungtos elektronų poros. Elektronai sukasi aplink atomo branduolį orbitose, kiekviena orbita gali laikyti tik du elektronus. Jei orbita nėra pilna, pavyzdžiui, orbitoje yra tik vienas elektronas arba jo visai nėra, tada nesuporuotas elektronas gali susieti su atitinkamu laisvu elektronu kitame atome.
- Priklausomai nuo jų dydžio ir sudėtingumo, atomas gali turėti tik vieną orbitą arba keturis.
- Kai artimiausias orbitos apvalkalas yra pilnas, nauji elektronai pradeda kauptis kitame orbitos apvalkale už branduolio ribų ir tęsiasi tol, kol tas apvalkalas taip pat bus pilnas. Elektronų rinkimas tęsiasi vis besiplečiančiose orbitose, nes didesni atomai turi daugiau elektronų nei mažesni atomai.
Žingsnis 3. Nubrėžkite Lewiso taško struktūrą
Tai paprastas būdas įsivaizduoti, kaip molekulės atomai jungiasi vienas su kitu. Nubrėžkite atomus pagal raides (pavyzdžiui, H - vandenilis, Cl - chloras). Nubrėžkite ryšius tarp atomų ant linijų (pavyzdžiui, - vienkartinėms, = dviguboms ir triguboms). Nesujungtus elektronus ir elektronų poras pažymėkite taškais (pvz.: C:). Nubrėžę Lewiso taško struktūrą, suskaičiuokite obligacijų skaičių: tai yra obligacijų tvarka.
Dviatomo azoto Lewiso taško struktūra yra N≡N. Kiekvienas azoto atomas susideda iš vienos elektronų poros ir trijų nesujungtų elektronų. Kai susitinka du azoto atomai, 6 neprisijungę dviejų atomų elektronai susijungia ir sudaro stiprią trigubą kovalentinį ryšį
3 iš 3 metodas: Orbitos teorijos obligacijų užsakymo apskaičiavimas
Žingsnis 1. Apsvarstykite elektronų orbitos apvalkalo diagramą
Atkreipkite dėmesį, kad atominiai apvalkalai yra toliau nuo branduolio. Pagal entropijos savybę energija visada siekia žemiausio lygio. Elektronai užpildys žemiausią turimą orbitos apvalkalą.
Žingsnis 2. Žinokite skirtumą tarp klijavimo ir nesurišimo orbitų
Kai du atomai susijungia ir sudaro molekulę, jie bando panaudoti vienas kito elektronus, kad užpildytų žemiausią elektronų orbitos apvalkalą. Bondo elektronai iš esmės yra elektronai, kurie jungiasi ir yra žemiausiame lygyje. Antirištiniai elektronai yra „laisvi“arba nesusieti elektronai, kurie yra pastumti į aukštesnį orbitos lygį.
- Sujungiantys elektronai: Stebėdami, kiek kiekvieno atomo orbitos apvalkalai yra užpildyti, galite nustatyti, kiek elektronų aukštesniame energijos lygyje gali užpildyti atitinkamos atomo mažesnės energijos ir stabilesnius apvalkalus. Šie „užpildantys elektronai“vadinami jungiamaisiais elektronais.
- Sujungiantys elektronai: kai du atomai bando suformuoti molekulę dalindamiesi elektronais, kai kurie elektronai bus stumiami į orbitos apvalkalą, turintį didesnį energijos lygį, nes orbitinis apvalkalas su mažesniu energijos lygiu yra pilnas. Šie elektronai vadinami nesusijungiančiais elektronais.
