Bindungsordnung

Die Bindungsordnung (Bindungsgrad) bezeichnet die Zahl der effektiven Bindungen in einem Molekül. Sie ist definiert als die Hälfte der Zahl, die sich aus der Differenz von bindenden und antibindenden Valenzelektronen (in den Molekülorbitalen) ergibt:

${\displaystyle \mathrm {BO} ={\frac {{\text{bindende Valenzelektronen}}-{\text{antibindende Valenzelektronen}}}{2}}}$

In zweiatomigen Molekülen lässt sich so bestimmen, ob eine Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung vorliegt. Ebenso lässt sich erklären, warum ein He₂-Molekül nicht stabil ist, da die Berechnung des hypothetischen Moleküls eine formale Bindungsordnung von Null ergibt.

Beispiele

Bindungsordnung im Sauerstoff-Molekül O₂

MO-Schema von Triplett-Sauerstoff
mit Besetzung der Energieniveaus

Elektronenkonfiguration der beiden Atome: jeweils 1s²,2s²,2p⁴

An der Bindung beteiligt sind die 2s²- und 2p⁴-Molekülorbitale, d. h. die 2 + 4 = 6 Valenzelektronen je Atom.

In der Bindung bilden die 2s²-Orbitale ein bindendes σ-MO (Sigma-Molekülorbital) und ein antibindendes σ*-MO (Sigma-Molekülorbital) mit jeweils 2 Elektronen: ${\displaystyle \Rightarrow {\text{bindend}}=2,{\text{antibindend}}=2}$,

Die 2p⁴-Orbitale bilden ein bindendes σ-MO und 2 bindende π-MO mit je 2 Elektronen aus, die übrigen 2 Elektronen besetzen jeweils ein antibindendes π*-Molekülorbital: ${\displaystyle \Rightarrow {\text{bindend}}=3\cdot 2=6,{\text{antibindend}}=2}$.

Insgesamt ergibt sich eine Bindungsordnung von:

${\displaystyle \mathrm {BO} (\mathrm {O} _{2})={\frac {(2+6)-(2+2)}{2}}={\frac {8-4}{2}}={\frac {4}{2}}=2}$,

d. h. beim normalen Sauerstoff-Molekül liegt eine Doppelbindung vor.

Literatur

• Peter W. Atkins, Julio de Paula: Physikalische Chemie, 4. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2006, S. 425, ISBN 978-3-527-31546-8
• Erwin Riedel/Christoph Janiak: Anorganische Chemie, 7. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, S. 145, ISBN 978-3-11-018903-2