Es gibt einige “chemische” Größen, mit deren Hilfe chemische Strukturen beschrieben werden. Eine dieser “Größen” ist die sogenannte Bindungsordnung. Die Bindungsordnung beschreibt mit Hilfe der MO-Theorie (=> Elektronenkonfiguration) die effektive “Elektronendichte” zwischen einzelnen Bindungspartnern. Daher sagt man auch, dass die Bindungsordnung die Zahl der “effektiven” Bindungen in einer Struktur beschreibt. Warum wird dies als effektiv bezeichnet? So hat beispielsweise Benzol eine Bindungsordnung von 1,5 und tatsächlich liegt die C-C-Atombindung im Benzol zwischen einer C-C-Einfachbindung und einer C=C-Doppelbindung. Wie wir später in der Organischen Chemie kennenlernen werden, liegt bei Benzol eine aromatische Struktur vor (kleiner Exkurs, warum man die BO als effektive Bindung bezeichnet).
Prinzipiell ist die Bindungsordnung definiert als die Differenz der Anzahl der Elektronen in den bindenden MO und der Anzahl der Elektronen in nichtbindenden MO dividiert durch die Anzahl der Bindungsparter. Leider hat diese “Regel” auch viele Ausnahmen und Berücksichtigungen.
Daher “berechnet” man in der Schule die Bindungsordnung von zweiatomigen Molekülen. Die Bindungsordnung ist dabei die Hälfte der Differenz aus der Zahl von bindenden und antibindenden Elektronen der Molekülorbitale (die Molekülorbitale ergeben sich dabei durch die Addition der Atomorbitale).
Beispielsweise: He hat eine Elektronenkonfiguration von 1s2. Würde man nun 2 He- Atome zu einem He2-Molekül “reagieren” lassen, gilt: man “addiert” zwei s-Orbitale mit je zwei Elektronen. In diesem Fall erhalten wir ein bindendes MO-Orbital mit zwei Elektronen besetzt und ein antibindendes MON-Orbital mit zwei Elektronen besetzt.
Bindungsordnung = (2 – 2) : 2 = 0
Das bedeutet, dass ein zweiatomige Helium-Molekül eine Bindungsordnung von 0 hat, d.h. es gibt dieses Molekül nicht, zwischen beiden Bindungspartnern findet keine Bindung statt. Daher wird auch die Bindungsordnung in der Schule unterrichtet, denn sie belegt, warum beispielsweise Edelgase “einatomig” vorliegen (was wir aus der Allgemeinen Chemie bereits kennen)
Die Bindungsordnung dient aber nicht nur dem “Nachweis”, warum ein zweiatomiges Molekül nicht stabil ist bzw. nicht existiert. Mit Hilfe der Bindungsordnung lässt sich in zweiatomigen Molekülen auch berechnen, ob in einer chemischen Struktur eine Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung vorliegt. Wie auch bei aromatischen Verbindungen lässt sich mit Hilfe der Bindungsordnung eine “grobe” Tendenz über die Bindung aussagen. Mit steigender Bindungsordnung nimmt die Länge der Bindung zwischen zwei Reaktionspartnern ab (die Bindung wird kürzer, die Bindung zwischen den beiden Atomen dadurch stärker).
Die Bindungsordnung ist eine Maßzahl für die Stärke und Stabilität einer chemischen Bindung. Sie wird definiert als die Unterschiedszahl zwischen der Anzahl der bindenden und antibindenden Elektronen, geteilt durch zwei.
Für eine Einzelbindung ist die Bindungsordnung 1, für eine Doppelbindung ist sie 2 und für eine Dreifachbindung ist sie 3.
Eine Bindungsordnung von Zero bedeutet, dass keine chemische Bindung zwischen den Atomen besteht. Es gibt gleich viele bindende wie antibindende Elektronen.
Bei der Bildung von Ionenverbindungen findet kein Austausch von Elektronen statt. Daher bleibt die Bindungsordnung im Allgemeinen unverändert.
Ja, die Bindungsordnung kann eine Bruchzahl sein. Diese Situation tritt häufig bei unvollständigen Elektronenkonfigurationen oder bei Molekülorbitalen auf.
Im Allgemeinen gilt: Je höher die Bindungsordnung, desto kürzer und stärker ist die Bindung. Eine hohe Bindungsordnung resultiert in einer kurzen und starken Bindung.
Je höher die Bindungsordnung, desto höher ist die Bindungsenergie, das bedeutet, mehr Energie wird benötigt, um die Bindung zu brechen.
In Resonanzstrukturen ist die Bindungsordnung ein Durchschnittswert, der die Teilungsstruktur von Elektronen zwischen verschiedenen Strukturen berücksichtigt.
Die Bindungsordnung von molekularem Wasserstoff (H2) ist 1, da es eine Einzelbindung zwischen den beiden Wasserstoffatomen gibt.
In der Molekülorbitaltheorie berechnet man die Bindungsordnung als die Differenz zwischen der Anzahl der bindenden Elektronen und der antibindenden Elektronen geteilt durch zwei.