Aatomitasandil on sidemete järjestus kahe aatomi vahel olevate seotud elektronpaaride arv. Näiteks kaheaatomilises lämmastikus (N≡N) on sidemete järjekord 3, kuna kahte lämmastikuaatomit ühendab 3 keemilist sidet. Molekulaarorbiidi teoorias on sidemete järjestus defineeritud ka poolena sidemete ja antisiduvate elektronide arvu erinevusest. Otsese vastuse saamiseks kasutage seda valemit: sidemete järjekord = [(elektronide arv sidemolekulides) – (elektronide arv antisidumismolekulides)]/2.
1
Tea valemit. Molekulaarorbiidi teoorias on sidemete järjestus defineeritud kui pool sidemete ja antisiduvate elektronide arvu erinevusest. Sidemete järjekord = [(Elektronide arv sidemolekulides) – (Elektronide arv antisidumismolekulides)]/2.
2
Tea, et mida kõrgem on sidemete järjestus, seda stabiilsem on molekul. Iga elektron, mis sisenes siduvale molekulaarorbitaalile, aitab uut molekuli stabiliseerida. Iga elektron, mis sisenes sidumisvastasele molekulaarorbitaalile, destabiliseerib uut molekuli. Molekuli sidejärjestusena märkige uus energia olek. Kui sideme järjekord on null, ei saa molekul tekkida. Kõrgemad sidemete järjestused näitavad uue molekuli suuremat stabiilsust.
3
Mõelge lihtsale näitele. Vesinikuaatomite s-kihis on üks elektron ja s-kiht on võimeline hoidma kahte elektroni. Kui kaks vesinikuaatomit on omavahel seotud, täidab kumbki teise kesta. Moodustatakse kaks siduvat orbitaali. Ükski elektron ei ole sunnitud liikuma järgmisele kõrgemale orbitaalile, p kestale – seega ei teki antisidumisorbitaale. Sidumisjärjestus on seega (2−0)/2{displaystyle (2-0)/2}, mis võrdub 1-ga. See moodustab ühise molekuli H2: gaasvesinik.
4
Määrake lühidalt võlakirjade järjekord. Ühe kovalentse sideme sidemete järjekord on üks; kaksikkovalentne side, sideme järjekord kaks; kolmikkovalentne side, kolm – ja nii edasi. Kõige põhilisemal kujul on sidemete järjestus kaks aatomit koos hoidvate seotud elektronpaaride arv. Põhjalikuma ülevaate saamiseks kontrollige perioodilisustabelit, et näha, milline side teil on.
5
Mõelge, kuidas aatomid molekulideks ühinevad. Igas antud molekulis on komponendi aatomid omavahel seotud elektronide paaridega. Need elektronid tiirlevad ümber aatomi tuuma “orbitaalidel”, millest igaüks suudab hoida ainult kahte elektroni. Kui orbitaal ei ole “täis”, st selles on ainult üks elektron või mitte ühtegi elektroni, siis saab paaritu elektron seostuda mõne teise aatomi vastava vaba elektroniga. Olenevalt konkreetse aatomi suurusest ja keerukusest võib sellel olla ainult üks orbitaal , või sellel võib olla kuni neli. Kui lähim orbiidi kest on täis, hakkavad uued elektronid kogunema järgmisse orbiidi kesta, mis väljub tuumast ja jätkab seda, kuni ka see kest on täis. Elektronide kogumine jätkub üha laienevates orbiidikihtides, kuna suuremates aatomites on rohkem elektrone kui väiksemates aatomites.
6
Joonistage Lewise punktstruktuurid. See on mugav viis visualiseerida, kuidas molekulis olevad aatomid on üksteisega seotud. Joonistage aatomid nende tähtedena (nt vesiniku jaoks H, kloori jaoks Cl). Näidake nendevahelisi sidemeid joontena (nt – üksikside, = kaksiksideme ja ≡ kolmiksideme puhul). Märkige sidumata elektronid ja elektronide paarid punktidena (nt :C:). Kui olete oma Lewise punktstruktuuri joonistanud, loendage sidemete arv: see on sidemete järjekord. Kaheaatomilise lämmastiku Lewise punktstruktuur oleks N≡N. Igal lämmastikuaatomil on üks elektronpaar ja kolm sidumata elektroni. Kui kaks lämmastikuaatomit kohtuvad, segunevad nende ühendatud kuus sidumata elektroni võimsaks kolmikkovalentseks sidemeks.
7
Tutvuge elektronide orbiidi kestade diagrammiga. Pange tähele, et iga kest asub aatomi tuumast üha kaugemal. Entroopia omaduse järgi taotleb energia alati võimalikult madalat korrasolekut. Elektronid püüavad asustada madalaimaid saadaolevaid orbiidi kestasid.
8
Tea, mis vahe on sidumis- ja antisidumisorbitaalidel. Kui kaks aatomit ühinevad ja moodustavad molekuli, püüavad nad kasutada üksteise elektrone, et täita elektronide orbiidi kestades võimalikult madalaid olekuid. Siduvad elektronid on sisuliselt elektronid, mis kleepuvad kokku ja langevad kõige madalamatesse olekutesse. Sidumisvastased elektronid on “vabad” või sidumata elektronid, mis lükatakse kõrgematesse orbiidi olekutesse. Sidemeelektronid: jälgides, kui täis on iga aatomi orbitaalkestad, saate määrata, kui palju elektrone kõrgema energia olekutes suudab täita. vastava aatomi stabiilsemad, madalama energia olekuga kestad. Neid “täiteelektroneid” nimetatakse sidumiselektronideks. Sidumisvastased elektronid: kui kaks aatomit püüavad moodustada molekuli elektronide jagamise teel, suunatakse mõned elektronid tegelikult kõrgema energia olekuga orbitaalkihtidele kui madalama energia olekuga orbitaalidele. kestad on täidetud. Neid elektrone nimetatakse antisiduvateks elektronideks.