Что такое порядок связи?

Порядок связи — это величина, показывающая число химических связей между парой атомов; она выводится из теории молекулярных орбиталей (МО). Этот параметр говорит о прочности и устойчивости связи: чем выше порядок связи, тем прочнее и короче связь, а нулевой порядок означает, что устойчивая связь не образуется вовсе. Калькулятор подходит для любых двухатомных и молекулярных систем — достаточно знать заселённость молекулярных орбиталей электронами.

Как пользоваться калькулятором

Введите общее число электронов на связывающих молекулярных орбиталях и число электронов на разрыхляющих орбиталях (их обычно обозначают звёздочкой, например σ* и π*). Нажмите «Рассчитать» — и результат появится мгновенно. Количество электронов удобно считывать прямо с энергетической диаграммы молекулярных орбиталей.

Разбор формулы

Порядок связи вычисляется так:

$$\text{Порядок связи} = \frac{N_b - N_a}{2}$$

где $N_b$ — число связывающих электронов, а $N_a$ — число разрыхляющих электронов. Деление на два отражает тот факт, что одинарная ковалентная связь состоит из пары электронов. Дробные значения порядка связи (например, 1,5 или 2,5) вполне допустимы и встречаются у таких частиц, как O₂⁻ и NO.

Энергетическая диаграмма молекулярных орбиталей со связывающими и разрыхляющими электронами — Диаграмма молекулярных орбиталей: электроны заполняют связывающие (нижние) и разрыхляющие (верхние) орбитали.

Пример расчёта

Возьмём молекулу азота N₂. На связывающих орбиталях у неё 10 электронов, а на разрыхляющих — 4. Порядок связи $$= \frac{10 - 4}{2} = \frac{6}{2} = \mathbf{3}.$$ Это подтверждает знаменитую тройную связь азота — именно поэтому N₂ так химически инертен.

Диаграмма заполнения молекулярных орбиталей молекулы кислорода O2 — Разбор примера: заполнение молекулярных орбиталей O2 для нахождения порядка связи 2.

Частые вопросы

Может ли порядок связи быть дробным? Да. У частиц с нечётным числом электронов, например у супероксид-иона O₂⁻, порядок связи равен 1,5.

Что означает нулевой порядок связи? Это значит, что число связывающих и разрыхляющих электронов одинаково, поэтому суммарной связи не образуется — как, например, у гипотетической молекулы He₂.

Чем выше порядок связи, тем короче связь? Как правило, да: больший порядок связи соответствует меньшей длине связи и более высокой энергии её диссоциации.

Порядки связей обычных двухатомных молекул

Порядок связи в теории молекулярных орбиталей (МО) — это чистое число пар связывающих электронов, удерживающих два атома вместе. Он рассчитывается как:

$$\text{Порядок связи} = \frac{N_b - N_a}{2}$$

где $N_b$ — число электронов в связывающих молекулярных орбиталях, а $N_a$ — число электронов в антисвязывающих молекулярных орбиталях. В таблице ниже приведены стандартные результаты для обычных двухатомных молекул и ионов второго периода, а также их экспериментально наблюдаемое магнитное поведение.

Вид	Всего валентных электронов	Связывающие электроны ($N_b$)	Антисвязывающие электроны ($N_a$)	Порядок связи	Магнитное свойство
H₂	2	2	0	1	Диамагнитный
He₂	4	2	2	0	Не связан
B₂	6	4	2	1	Парамагнитный
C₂	8	6	2	2	Диамагнитный
N₂	10	8	2	3	Диамагнитный
O₂	12	8	4	2	Парамагнитный
O₂⁻ (супероксид)	13	8	5	1,5	Парамагнитный
O₂²⁻ (пероксид)	14	8	6	1	Диамагнитный
F₂	14	8	6	1	Диамагнитный
NO	11	8	3	2,5	Парамагнитный
CO	10	8	2	3	Диамагнитный

Примечание: приведённые выше подсчёты электронов выполнены для молекулярных орбиталей, образованных из валентных (2s и 2p, или 1s для H/He) атомных орбиталей. He₂ включён для демонстрации порядка связи, равного нулю — равное число связывающих и антисвязывающих электронов означает отсутствие чистой связи, поэтому двухатомный гелий не существует как стабильная молекула.

Интерпретация результата порядка связи

Порядок связи — это прямая численная мера того, насколько прочно два атома удерживаются вместе. В целом, более высокий порядок связи соответствует более короткой длине связи и более высокой энергии диссоциации связи (энергия, необходимая для разрыва связи). Знак и величина результата говорят вам, должна ли молекула существовать и какова её стабильность.

Порядок связи = 0: Чистая связь отсутствует. Связывающие и антисвязывающие электроны компенсируют друг друга полностью, поэтому два атома не удерживаются вместе (напр., He₂, Be₂). Предсказывается, что молекула не существует как стабильный вид.
Порядок связи = 1: Одна чистая связь, аналогичная одинарной связи по Льюису (напр., H₂, F₂). Относительно длинная связь, относительно низкая энергия диссоциации по сравнению с двойными или тройными связями.
Порядок связи = 1,5: Дробное значение между одинарной и двойной связью, характерное для видов с непарным электроном в антисвязывающей орбитали (напр., супероксид O₂⁻). Указывает на делокализацию или частичную связь и промежуточную длину/прочность связи.
Порядок связи = 2: Двойная связь (напр., O₂, C₂). Короче и прочнее, чем одинарная связь.
Порядок связи = 3: Тройная связь — одна из самых прочных и коротких связей (напр., N₂, CO). N₂ имеет одну из самых высоких известных энергий диссоциации, поэтому она так малореактивна.

Дробные порядки связей (такие как 0,5, 1,5 или 2,5) возникают всякий раз, когда число чистых связывающих электронов нечётно. Они полностью допустимы в теории МО и отражают делокализацию электронов, которую простые структуры Льюиса не могут показать. Вид с положительным, но дробным порядком связи в целом является реальной, хотя иногда и реактивной, молекулой или ионом.

Нулевой или отрицательный порядок связи указывает на то, что антисвязывающие электроны равны по числу или превышают связывающие электроны, поэтому чистая связь не образуется и вид предсказывается как нестабильный. При сравнении связанных видов тот, который имеет больший порядок связи, должен иметь более короткую и более прочную связь.

Ключевые термины и определения

Связывающая орбиталь: Молекулярная орбиталь, образованная конструктивным перекрытием (синфазной комбинацией) атомных орбиталей. Электроны в ней сконцентрированы между ядрами, понижая энергию и удерживая атомы вместе.
Антисвязывающая орбиталь: Молекулярная орбиталь, образованная деструктивным перекрытием (противофазной комбинацией) атомных орбиталей, с узлом между ядрами. Она имеет более высокую энергию; электроны в ней ослабляют или компенсируют связь. Часто отмечается звёздочкой (напр., $\sigma^*$, $\pi^*$).
Сигма ($\sigma$) орбиталь: Молекулярная орбиталь, симметричная относительно межъядерной оси, образованная лобовым (торец-в-торец) перекрытием атомных орбиталей. Сигма-связи обычно являются самыми прочными однокомпонентными связями.
Пи ($\pi$) орбиталь: Молекулярная орбиталь, образованная боковым перекрытием p-орбиталей, с плотностью электронов выше и ниже межъядерной оси. Пи-орбитали отвечают за дополнительную связь в двойных и тройных связях.
$N_b$ (связывающие электроны): Общее число электронов, занимающих связывающие молекулярные орбитали.
$N_a$ (антисвязывающие электроны): Общее число электронов, занимающих антисвязывающие молекулярные орбитали.
Диаграмма МО (диаграмма молекулярных орбиталей): Диаграмма энергетических уровней, показывающая, как атомные орбитали комбинируются в связывающие и антисвязывающие молекулярные орбитали, в которые электроны заполняются в соответствии с принципом Ауфбау, правилом Хунда и принципом исключения Паули.
Порядок связи: Чистое число пар связывающих электронов между двумя атомами, рассчитываемое как $(N_b - N_a)/2$. Коррелирует с прочностью связи и обратно коррелирует с длиной связи.
Парамагнитный: Описывает вид с одним или несколькими непарными электронами, который притягивается внешним магнитным полем (напр., O₂).
Диамагнитный: Описывает вид, в котором все электроны спарены, который слабо отталкивается внешним магнитным полем (напр., N₂).

Калькулятор порядка связи

Введите расчет

Математическая формула

Результатов