Formule d'ordre obligataire : apprendre la formule, l'importance, les exemples (2024)

Formule de commande obligataire :Hydrogène \(\left( {{{\rm{H}}_2}} \right)\), oxygène \(\left( {{{\rm{O}}_2}} \right)\) et azote \(\left( {{{\rm{N}}_2}} \right)\) sont des molécules diatomiques. Combien de liaisons sont présentes entre chaque molécule ? Le nombre de liaisons dans les trois molécules est-il le même ? Qu'est-ce qui détermine le nombre total d'obligations ? Toutes ces questions sont répondues dans l'article "Formule de commande d'obligations.” Dans cet article, vous apprendrez à calculer l'ordre des liaisons à l'aide de la théorie des orbitales moléculaires, de la structure de Lewis et d'une variété de formules et d'exemples.

L'ordre des obligations décrit la stabilité de l'obligation. L'orbitale moléculaire rend le concept d'ordre de liaison d'une liaison chimique simple à comprendre. Il mesure la force des connexions covalentes atome à atome. L'ordre des liaisons est important dans la théorie des orbitales moléculaires pour déterminer la force des liaisons et est également utilisé dans la théorie des liaisons de valence. Le nombre d'électrons participant à la liaison entre deux atomes lors de la formation d'une molécule est appelé ordre des liaisons. Il est utilisé comme mesure de la stabilité d'une obligation. Le concept d'ordre obligataire et la formule d'ordre obligataire seront abordés dans cet article.

Théorie des orbites moléculaires

Les orbitales moléculaires sont formées par la combinaison d'orbitales atomiques des atomes liés. Par exemple, la formation de la molécule d'hydrogène. Une molécule d'hydrogène est formée par la combinaison d'orbitales atomiques d'hydrogène \({\rm{A}}\) et \({\rm{B}}\) Chaque atome d'hydrogène a un électron dans \({\rm{ 1s }}\) orbitale. Ces orbitales atomiques peuvent être représentées par les fonctions d'onde \({\Psi _{\rm{A}}}\)et \({\Psi _{\rm{B}}}\).

L'orbitale moléculaire \({\rm{\sigma }}\) formée par l'addition d'orbitales atomiques est appelée l'orbitale moléculaire de liaison, et \({{\rm{\sigma }}^ * }\) par soustraction d'orbitales atomiques orbitales est appelée une orbitale moléculaire antiliante.

L'énergie orbitale antiliante est élevée au-dessus de l'énergie orbitale atomique parente qui s'est combinée. En conséquence, l'énergie de l'orbitale de liaison est inférieure à celle des orbitales mères. Cependant, l'énergie totale des deux orbitales moléculaires reste la même que celle des deux orbitales atomiques d'origine.

Qu'est-ce qu'une commande obligataire ?

La stabilité relative d'une molécule peut être déterminée sur la base de l'ordre des liaisons. L'ordre des liaisons est défini comme le nombre de liaisons covalentes entre deux atomes dans une molécule. La formule mentionnée pour mesurer l'ordre des liaisons est égale à la moitié de la différence entre le nombre d'électrons dans les orbitales moléculaires liantes et antiliantes.

\({\rm{Bond}}{\mkern 1mu} {\rm{commande}} = \frac{{{{\rm{N}}_{\rm{b}}} – {{\rm{N }}_{\rm{a}}}}}{2} = \frac{1}{2}\left( {{{\rm{N}}_{\rm{b}}} – {{\ rm{N}}_{\rm{a}}}} \droite)\)

Ici \({{\rm{N}}_{\rm{b}}}\) est le nombre d'électrons dans les orbitales moléculaires de liaison.

\({{\rm{N}}_{\rm{a}}}\) est le nombre d'électrons dans les orbitales moléculaires antiliantes.

Les ordres de liaison de \(1, 2\) ou \(3\) correspondent à des liaisons simples, doubles ou triples et l'ordre des liaisons peut également être fractionnaire.

La séquence des niveaux d'énergie des orbitales moléculaires pour \({\rm{L}}{{\rm{i}}_2},{\rm{B}}{{\rm{e}}_2},\;{ {\rm{B}}_2},{{\rm{C}}_2}\) et \({{\rm{N}}_2}\) est

\({\sigma _{1\;{\rm{s}}}} < {\sigma _{1\;{\rm{s}}}}^* < {\sigma _{2\;{\ rm{s}}}} < {\sigma _{2\;{\rm{s}}}}^* < \left( {{{\rm{\pi }}_{{\rm{2Px}} }} = {{\rm{\pi }}_{{\rm{2Py}}}}} \right) < {\sigma _{{\rm{2Pz}}}} < \left( {{{\ rm{\pi }}^ * }_{2{\rm{Px}}} = {{\rm{\pi }}^ * }_{2{\rm{Py}}}} \right) < { \sigma _{2{\rm{Pz}}}}^ * \)

La séquence d'ordre croissant d'énergie de diverses orbitales moléculaires pour \({{\rm{O}}_2},\;{{\rm{F}}_2}\) est

\({\sigma _{1s}} < {\sigma _{1s}}^* < {\sigma _{2\;{\rm{s}}}} < {\sigma _{2\;{\ rm{s}}}}^* < {\sigma _{2{\rm{Pz}}}} < \left( {{{\rm{\pi }}_{2{\rm{Px}}} } = {{\rm{\pi }}_{2{\rm{Py}}}}} \right) < \left( {{{\rm{\pi }}^ * }_{2{\rm {Px}}} = {{\rm{\pi }}^ * }_{2{\rm{Py}}}} \right) < {\sigma _{2{{\rm{P}}_{ \rm{y}}}}}^*\)

Importance de l'ordre obligataire

La formule de l'ordre des liaisons transmet des informations très importantes sur les molécules et les ions. Ceux-ci sont brièvement discutés.

un)Stabilité des molécules ou des ions :La stabilité des molécules et de leurs ions peut être prédite en termes d'ordre des liaisons. Si l'ordre des obligations est positif \(\left( {{{\rm{N}}_{\rm{b}}} > {{\rm{N}}_{\rm{a}}}} \right) ,\) la molécule ou l'ion sera stable. Dans le cas où c'est zéro \(\left( {{{\rm{N}}_{\rm{b}}} = {{\rm{N}}_{\rm{a}}}} \right) \) ou négatif \(\left( {{{\rm{N}}_{\rm{b}}} < {{\rm{N}}_{\rm{a}}}} \right), \) la molécule ou l'ion sera instable. Une valeur fractionnaire de l'ordre des liaisons suggère que la molécule est instable. Cependant, il existe toujours.

b)Enthalpie de dissociation des liaisons :L'enthalpie de dissociation des liaisons est directement proportionnelle à l'ordre des liaisons. Ainsi, plus la valeur de l'ordre des liaisons est élevée, plus l'enthalpie de dissociation des liaisons sera élevée et vice versa. Ceci est en outre étayé par les données suivantes.

c)Longueur de liaison :L'ordre des obligations est inversem*nt proportionnel à la longueur des obligations. Cela signifie que plus l'ordre de liaison est grand, plus la longueur de liaison est petite.

d) Nombre de liaisons : la valeur de l'ordre des liaisons prédit également le nombre de liaisons dans la molécule. Les ordres de liaison \(1, 2, 3\) signifient la présence de liaisons simples, doubles et triples, respectivement, dans une molécule particulière. Les liaisons chimiques sont toujours intégrales, mais l'ordre des liaisons peut également être fractionnaire.

Exemple de calcul de l'ordre des obligations

Les exemples de calculs d'ordres obligataires sont expliqués ci-dessous :

Molécule de béryllium \(\left( {{\rm{B}}{{\rm{e}}_2}} \right)\)

La configuration électronique du béryllium est \({\rm{1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{,2}}{{\rm{s}}^{ \rm{2}}}\). Le nombre total d'électrons dans \({\rm{B}}{{\rm{e}}_2}\) devrait être \(8\), quatre de chaque atome de béryllium. En gardant à l'esprit le principe d'Aufbau et le principe d'exclusion de Pauli, la configuration électronique de \({\rm{B}}{{\rm{e}}_2}\) sera \({\rm{\sigma 1}}{ {\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^{\rm{}}}{\rm{1}}{{\ rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < \sigma 2}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < }}{{ \rm{\sigma }}^{\rm{}}}{\rm{2}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}\) ou en termes de diagramme de niveau d'énergie, il est représenté ci-dessous.

Ici, \({{\rm{N}}_{\rm{b}}} = 4,\;{{\rm{N}}_{\rm{a}}} = 4\) Donc

Ordre des obligations \( = \frac{1}{2}\left( {\;{{\rm{N}}_{\rm{b}}} – {{\rm{N}}_{\rm{ a}}}} \right) = \frac{1}{2}\left( {4 – 4} \right) = 0\)

c'est-à-dire qu'aucune liaison n'est formée entre deux atomes de béryllium ou en d'autres termes, dans \({\rm{B}}{{\rm{e}}_2}\) n'existe pas.

Ion positif moléculaire d'hydrogène (H₂⁺)

C'est l'espèce moléculaire la plus simple contenant un seul électron. Son existence avait été détectée par spectroscopie lorsqu'une décharge électrique traversait un tube à décharge contenant de l'hydrogène gazeux à basse pression.

Le seul électron présent dans \({\rm{H}}_2^ + \) L'ion entre dans l'orbitale moléculaire \(\sigma (1\;{\rm{s}})\) qui a la plus faible énergie. Ainsi, la configuration électronique de \({\rm{H}}_2^ + \) est \(\sigma {(1\;{\rm{s}})^1}\).

En termes de diagramme de niveau d'énergie, il représente comme

Ici, \({{\rm{N}}_{\rm{b}}} = 1,\;{{\rm{N}}_{\rm{a}}} = 0\) de sorte que

Ordre des obligations\( = \frac{1}{2}\left( {\;{{\rm{N}}_{\rm{b}}} – {{\rm{N}}_{\rm{ a}}}} \right) = \frac{1}{2}\left( {1 – 0} \right) = \frac{1}{2}\)

L'ordre des obligations est \(\frac{1}{2}\)et est positif. Par conséquent, les ions \({\rm{H}}_2^ + \) devraient être stables. Cependant, la moindre valeur de l'ordre des obligations indique que la stabilité n'est pas très élevée.

Ordre de liaison de la molécule d'oxygène (O₂)

La configuration électronique de l'atome O \(({\rm{Z}} = 8)\) est \(1\;{{\rm{s}}^2},2\;{{\rm{s} }^2},2{\rm{p}}{\rm{x}}^2,2{{\rm{p}}{\rm{y}}}^12{{\rm{p}} _{\rm{z}}}^1\). Le nombre total d'électrons dans la molécule \({{\rm{O}}_2}\) est \(16\), huit de chaque atome d'oxygène. 16 électrons sont remplis dans les différentes orbitales moléculaires comme suit :

\({\rm{\sigma 1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^{\rm{* }}}{\rm{1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < \sigma 2}}{{\rm{s}}^{\rm{ 2}}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^ * }{\rm{2}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm { < \sigma 2p}}_{\rm{z}}^{\rm{2}}{\rm{ < }}\left( {{\rm{\pi 2p}}_{\rm{x} }^{\rm{2}}{\rm{ = }}\,{\rm{\pi 2p}}_{\rm{y}}^{\rm{2}}} \right){\rm { < }}\left( {{{\rm{\pi }}^ * }{\rm{2p}}_{\rm{x}}^{\rm{1}}{\rm{ = }} {{\rm{\pi }}^ * }{\rm{2p}}_{\rm{y}}^{\rm{1}}} \right)\)

Ici, \({{\rm{N}}_{\rm{b}}} = 10,\;{{\rm{N}}_{\rm{a}}} = 6\) de sorte que

Ordre obligataire\(= \frac{1}{2}\left( {{{\rm{N}}_{\rm{b}}} – {{\rm{N}}_{\rm{a} }}} \right) = \frac{1}{2}\left( {10 – 6} \right) = 2\)

L'ordre des liaisons \(2\) justifie la présence d'une double liaison dans la molécule\({{\rm{O}}_2}\).

Ordre de liaison de l'ion superoxyde \(\left( {{\rm{O}}_2^ – } \right)\)

L'ion superoxyde est formé par le gain d'un électron par un \({{\rm{O}}_2}\) molécule. Cet électron est additionné dans le \({\pi ^*}2{{\rm{p}}_{\rm{x}}}\) ou \({\pi ^*}2{{\rm{ p}}_{\rm{y}}}\) orbitale moléculaire. Par conséquent, la configuration électronique de \({\rm{O}}_2^ – \) est

\({\rm{\sigma 1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^{\rm{} }}{\rm{1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < \sigma 2}}{{\rm{s}}^{\rm{2 }}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^{\rm{}}}{\rm{2}}{{\rm{s}}^{\rm{2}} }{\rm{ < \sigma 2p}}{\rm{z}}^{\rm{2}}{\rm{ < }}\left( {{\rm{\pi 2p}}{\rm{ x}}^{\rm{2}}{\rm{ = \pi 2p}}{\rm{y}}^{\rm{2}}} \right){\rm{ < }}\left( {{{\rm{\pi }}^{\rm{}}}{\rm{2p}}{\rm{x}}^{\rm{2}}{\rm{ = }}{{\ rm{\pi }}^{\rm{}}}{\rm{2}}{{\rm{p}}_{\rm{y}}}^{\rm{1}}} \right) \)

Ici, \({{\rm{N}}_{\rm{b}}} = 10,\;{{\rm{N}}_{\rm{a}}} = 7\) de sorte que

Ordre des obligations\(= \frac{1}{2}\left( {\;{{\rm{N}}_{\rm{b}}} – {{\rm{N}}_{\rm{ a}}}} \right) = \frac{1}{2}\left( {10 – 7} \right) = \frac{3}{2} = 1,5\)

Ordre de liaison de l'ion peroxyde \(\left( {{{\rm{O}}_2}^{2 - }} \right)\)

L'ion peroxyde \(\left( {{{\rm{O}}_2}^{2 - }} \right)\) est formé par le gain de deux électrons par un \({{\rm{O}}_2 }\) molécule. Ces électrons sont additionnés dans le \({\pi ^*}2{{\rm{p}}_{\rm{x}}}\) et \({\pi ^*}2{{\rm{ p}}_{\rm{y}}}\) orbitale moléculaire. Par conséquent, la configuration électronique de \({{\rm{O}}_2}^{2 - }\) est

\({\rm{\sigma 1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^{\rm{} }}{\rm{1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < \sigma 2}}{{\rm{s}}^{\rm{2 }}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^{\rm{}}}{\rm{2}}{{\rm{s}}^{\rm{2}} }{\rm{ < \sigma 2p}}{\rm{z}}^{\rm{2}}{\rm{ < }}\left( {{\rm{\pi 2p}}{\rm{ x}}^{\rm{2}}{\rm{ = \pi 2p}}{\rm{y}}^{\rm{2}}} \right){\rm{ < }}\left( {{{\rm{\pi }}^{\rm{}}}{\rm{2p}}{\rm{x}}^{\rm{2}}{\rm{ = }}{{\ rm{\pi }}^{\rm{}}}{\rm{2p}}_{\rm{y}}^{\rm{2}}} \right)\)

Ici, \({{\rm{N}}_{\rm{b}}} = 10,\;{{\rm{N}}_{\rm{a}}} = 8\) de sorte que

Ordre des obligations\( = \frac{1}{2}\left( {\;{{\rm{N}}_{\rm{b}}} – {{\rm{N}}_{\rm{ a}}}} \right) = \frac{1}{2}\left( {10 – 8} \right) = \frac{2}{2} = 1\)

Ordre de liaison de \({\rm{O}}_2^ + \)Ion

\({\rm{O}}_2^ + \) est formé par la perte d'un électron par un \({{\rm{O}}_2}\) molécule. Cet électron est perdu par le \({\pi ^*}2{{\rm{p}}_{\rm{x}}}\) ou \({\pi ^*}2{{\rm{p }}_{\rm{y}}}\) orbitale moléculaire. Par conséquent, la configuration électronique de \({\rm{O}}_2^ + \) est

\({\rm{\sigma 1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^{\rm{} }}{\rm{1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < \sigma 2}}{{\rm{s}}^{\rm{2 }}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^{\rm{}}}{\rm{2}}{{\rm{s}}^{\rm{2}} }{\rm{ < \sigma 2p}}{\rm{z}}^{\rm{2}}{\rm{ < }}\left( {{\rm{\pi 2p}}{\rm{ x}}^{\rm{2}}{\rm{ = \pi 2p}}{\rm{y}}^{\rm{2}}} \right){\rm{ < }}{{\ rm{\pi }}^{\rm{*}}}{\rm{2}}{{\rm{p}}{\rm{x}}}^{\rm{1}}\)

Ici, \({{\rm{N}}_{\rm{b}}} = 10,\;{{\rm{N}}_{\rm{a}}} = 5\) de sorte que

Ordre des obligations\( = \frac{1}{2}\left( {\;{{\rm{N}}_{\rm{b}}} – {{\rm{N}}_{\rm{ a}}}} \right) = \frac{1}{2}\left( {10 – 5} \right) = \frac{5}{2} = 2.5\)

Ordre des liaisons des molécules polyatomiques et des ions

Ordre de liaison de \({\rm{NO}}\) Molécule et \({\rm{N}}{{\rm{O}}^ – }\) ion :

Le nombre total d'électrons dans \({\rm{NO}} = 7\) (de N) \(+ 8\) (de O) \(= 15\)

L'ordre des niveaux d'énergie et donc l'ordre de remplissage des orbitales moléculaires est le même que pour les molécules diatomiques hom*onucléaires avec des électrons supérieurs à \(14\).

Par conséquent, la configuration électronique de \({\rm{NO}}\) est

\({\rm{\sigma 1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^{\rm{} }}{\rm{1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < \sigma 2}}{{\rm{s}}^{\rm{2 }}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^{\rm{}}}{\rm{2}}{{\rm{s}}^{\rm{2}} }{\rm{ < \sigma 2p}}{\rm{z}}^{\rm{2}}{\rm{ < }}\left( {{\rm{\pi 2p}}{\rm{ x}}^{\rm{2}}{\rm{ = \pi 2p}}{\rm{y}}^{\rm{2}}} \right){\rm{ < }}{{\ rm{\pi }}^{\rm{*}}}{\rm{2}}{{\rm{p}}{\rm{x}}}^{\rm{1}}\)

Ordre des obligations\( = \frac{1}{2}\left( {\;{{\rm{N}}_{\rm{b}}} – {{\rm{N}}_{\rm{ a}}}} \right) = \frac{1}{2}\left( {10 – 5} \right) = \frac{5}{2} = 2.5\)

Bond ou de NON⁺Molécule

Cependant, l'ion \({\rm{N}}{{\rm{O}}^ + }\) est formé par la suppression d'un électron de NO. La configuration électronique de \({\rm{N}}{{\rm{O}}^ + }\) est

\({\rm{\sigma 1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^{\rm{} }}{\rm{1}}{{\rm{s}}^{\rm{2}}}{\rm{ < \sigma 2}}{{\rm{s}}^{\rm{2 }}}{\rm{ < }}{{\rm{\sigma }}^{\rm{}}}{\rm{2}}{{\rm{s}}^{\rm{2}} }{\rm{ < \sigma 2p}}{\rm{z}}^{\rm{2}}{\rm{ < }}\left( {{\rm{\pi 2p}}{\rm{ x}}^{\rm{2}}{\rm{ = \pi 2p}}_{\rm{y}}^{\rm{2}}} \right)\)

Ordre des obligations \( = \frac{1}{2}\left( {\;{{\rm{N}}_{\rm{b}}} – {{\rm{N}}_{\rm{ a}}}} \right) = \frac{1}{2}\left( {10 – 4} \right) = \frac{6}{2} = 3\)

Formule de commande d'obligations basée sur la structure de Lewis

L'ordre des liaisons est également défini comme le nombre de liaisons entre deux atomes dans une molécule.

Par exemple, l'ordre de liaison de \({{\rm{H}}_2}\) est 1, c'est-à-dire qu'il a une seule paire partagée d'électrons, l'ordre de liaison de \({{\rm{O}}_2}\ ) est \(2\), c'est-à-dire qu'il a deux paires d'électrons partagées et \({{\rm{N}}_2}\) a trois paires d'électrons partagées ; donc l'ordre des liaisons est \(3\).

Les espèces isoélectroniques (molécules et ions) ont le même ordre de liaison.

Exemple : \({{\rm{F}}_2},{\rm{O}}_2^{2 - }\) a \(18\) électrons chacun et a un ordre de liaison 1. \({{\rm {N}}_2},{\rm{CO}}\) et \({\rm{N}}{{\rm{O}}^ + }\) ont \(14\) électrons chacun et ordre de liaison est \(3\).

Avec l'augmentation de l'ordre des liaisons, l'enthalpie des liaisons augmente et la longueur des liaisons diminue.

Formule de commande d'obligations pour les structures de résonance

\({\rm{Obligation}}\,{\rm{ordre}} = \frac{{{\rm{Somme}}\,{\rm{of}}\,{\rm{individuel}}\, {\rm{bond}}\,{\rm{commandes}}}}{{{\rm{nombre}}\,{\rm{of}}\,{\rm{bonding}}\,{\rm {groupes}}}}\)

Exemple : Ordre de liaison de l'ion carbonate \(\left( {{\rm{C}}{{\rm{O}}_3}^{2 – }} \right)\)

La structure de points de Lewis de \({\rm{CO}}_3^{2 - }\) est la suivante,

Par conséquent, \({\rm{Bond}}\,{\rm{order}} = \frac{{{\rm{Sum}}\,{\rm{of}}\,{\rm{individual}} \,{\rm{bond}}\,{\rm{commandes}}}}{{{\rm{nombre}}\,{\rm{of}}\,{\rm{bonding}}\,{ \rm{groupes}}}}\)

Ordre des obligations \( = \frac{{1 + 1 + 2}}{3}\)

Ordre des obligations \({\rm{ = 1}}{\rm{.33}}\)

La longueur de la liaison C-O est \(142\) pm, C\(=\)O est \(116\) pm tandis que la longueur de la liaison de l'ion carbonate est \(131\) pm.

Formule de commande moyenne d'obligations

L'ordre obligataire moyen est donné par

\({\rm{Moyenne}}\,{\rm{obligation}}\,{\rm{commande}} = \frac{{{\rm{Nombre}}\,{\rm{of}}\, {\rm{obligations}}}}{{{\rm{Nombre}}\,{\rm{of}}\,{\rm{résonance}}\,{\rm{structures}}}}\)

Exemple : Ordre de liaison de l'ion nitrite \(\left( {{\rm{NO}}_2^ – } \right)\)

La structure de Lewis de l'ion nitrite est

\({\rm{Moyenne}}\,{\rm{obligation}}\,{\rm{commande}} = \frac{{{\rm{Nombre}}\,{\rm{of}}\, {\rm{obligations}}}}{{{\rm{Nombre}}\,{\rm{of}}\,{\rm{résonance}}\,{\rm{structures}}}}\)

\({\rm{ Moyenne\, liaison\, ordre }} = \frac{{2 + 1}}{2}\)

\({\rm{ Moyenne\, obligation\, ordre }} = 1,5\)

Raccourci pour le calcul de l'ordre des obligations entre 10 et 18 électrons

L'ordre des obligations peut être calculé par la formule suivante

\({\rm{ Liaison\, ordre }} = 3 - 0,5{\rm{n}}\)

Ici n est la différence entre le nombre total d'électrons et \(14\) dans la molécule donnée.

Exemple 1 : Ordre des obligations de \({\rm{CO}}\)

Répondre:Nombre total d'électrons \(= 6\) (de \({\rm{C}}\)) \(+ 8\) (de \({\rm{O}}\)) \(= 14\)

\({\rm{n = 14 - 14 = 0}}\)

\({\rm{ Liaison\, ordre }} = 3 - 0,5{\rm{n}}\)

\({\rm{ Liaison\, ordre }} = 3 - 0,5 \fois 0\)

\({\rm{ Lien\, ordre }} = 3\)

Exemple 2 : Ordre obligataire de \({\rm{O}}_2^{2 – }\)

Répondre:Nombre total d'électrons \( = 8 \times 2\) (de chaque oxygène ) \(+ 2\) (pour la charge -ve) \(= 18\)

\({\rm{n = 18 – 14 = 4}}\)

\({\rm{ Liaison\, ordre }} = 3 - 0,5{\rm{n}}\)

\({\rm{ Liaison\, ordre }} = 3 – 0,5 \fois 4\)

\({\rm{ Lien\, ordre }} = 3 – 2 = 1\)

Résumé

Dans l'article Formule d'ordre de liaison, vous avez saisi les formules pour trouver l'ordre de liaison basé sur la théorie des orbites moléculaires et la structure de Lewis. Vous pouvez expliquer les informations véhiculées par l'ordre des liaisons, telles que la stabilité, le nombre de liaisons, etc. L'ordre des liaisons de la molécule d'oxygène, de l'ion peroxyde, de l'ion superoxyde, de l'ion carbonate et bien d'autres peut être calculé par formule ou méthode courte avec la connaissance de cet article.

FAQ sur la formule d'ordre obligataire