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Générateur de diagrammes d'orbitales moléculaires
En bref : générateur de diagrammes d'orbitales moléculaires pour les molécules et ions diatomiques de H₂ à Ne₂, plus CO, NO, CN⁻ et HF. Il utilise le bon ordre des orbitales (avec ou sans mélange s–p), remplit les électrons selon la règle de Hund et donne l'indice de liaison, le magnétisme, la HO, la BV et la configuration en OM. C'est gratuit, cela fonctionne dans votre navigateur et ne nécessite aucun téléchargement.
Choisissez une molécule ou un ion diatomique pour voir son diagramme d'énergie des OM, avec les orbitales atomiques de part et d'autre, les orbitales moléculaires au centre et chaque électron représenté par une flèche. Le cadre de résultats explique pas à pas l'indice de liaison et le magnétisme.
Saisissez O2, N2+, O2 2-, NO, CO, CN- ou HF, ou choisissez les atomes ci-dessous.
Exemples
Les orbitales liantes sont en bleu-vert, les antiliantes en rouge et les non liantes en gris. Les pointillés indiquent quelles orbitales atomiques se combinent. L'échelle d'énergie est schématique.
Comment utiliser le générateur de diagrammes d'OM
- Saisissez une molécule ou un ion diatomique dans Molécule ou ion, par exemple
O2,N2+,O2 2-ouCN-. Vous pouvez aussi choisir Atome 1, Atome 2 et Charge, ou cliquer sur un bouton d'exemple. - Laissez Ordre des orbitales sur Automatique pour appliquer la règle des manuels, ou imposez l'ordre avec ou sans mélange s–p pour comparer.
- Lisez l'indice de liaison, le magnétisme, la HO, la BV et la configuration en OM dans le cadre de résultats. Le diagramme représente les électrons par des flèches.
- Cliquez sur Télécharger en SVG ou Télécharger en PNG pour enregistrer le diagramme pour vos notes, diaporamas ou fiches d'exercices.
Principe d'un diagramme d'orbitales moléculaires
Quand deux atomes se lient, leurs orbitales atomiques se combinent en orbitales moléculaires (OM). Deux orbitales atomiques donnent une OM liante (plus basse en énergie, densité électronique entre les noyaux) et une OM antiliante (plus haute en énergie, notée *). Le recouvrement axial donne des orbitales σ ; le recouvrement latéral des orbitales p donne une paire d'orbitales π.
Indice de liaison = (électrons dans les OM liantes − électrons dans les OM antiliantes) / 2
Ordre des orbitales des diatomiques de la deuxième période
| Espèce | Ordre des OM de valence (de la plus basse à la plus haute) |
|---|---|
| De Li₂ à N₂, et toute espèce à 14 électrons ou moins (CO, CN⁻, NO⁺, N₂⁺) | σ2s < σ*2s < π2p < σ2p < π*2p < σ*2p |
| O₂, F₂, Ne₂ et les espèces à plus de 14 électrons (O₂⁺, O₂⁻, NO) | σ2s < σ*2s < σ2p < π2p < π*2p < σ*2p |
L'inversion provient du mélange s–p. Chez B, C et N, les niveaux 2s et 2p sont proches : σ2s et σ2p interagissent et σ2p est repoussée au-dessus de π2p. Chez O et F, l'écart 2s–2p est grand, le mélange est faible et σ2p reste sous π2p. Pour les espèces à 15 électrons ou plus, les deux ordres donnent le même nombre d'électrons dans chaque orbitale : l'indice de liaison et le magnétisme ne changent pas.
Règles de remplissage
- Principe de construction (Aufbau) : remplissez d'abord l'OM la plus basse. Chaque orbitale contient deux électrons de spins opposés (principe de Pauli).
- Règle de Hund : dans une paire dégénérée comme π*2p, placez un électron dans chaque orbitale avant d'apparier. C'est pourquoi O₂ possède deux électrons célibataires.
- Magnétisme : tout électron célibataire rend l'espèce paramagnétique (attirée par un aimant). Si tous les électrons sont appariés, elle est diamagnétique.
- HO et BV : la plus haute OM occupée (HOMO) et la plus basse OM vacante (LUMO). Une HO à moitié remplie est aussi appelée SO (OM simplement occupée, SOMO).
Diatomiques hétéronucléaires
Dans CO, NO et CN⁻, l'atome le plus électronégatif possède des orbitales atomiques plus basses en énergie : il est donc dessiné plus bas, à droite. Les OM liantes sont plus proches de cet atome ; les OM antiliantes sont plus proches de l'atome le moins électronégatif. Dans HF, l'orbitale 1s de H ne recouvre que l'orbitale 2p de F alignée avec la liaison. L'orbitale 2s de F et les deux autres orbitales 2p de F restent des doublets non liants : HF a donc un indice de liaison de 1.
Indice, longueur et énergie de liaison comparés
Un indice de liaison plus élevé signifie une liaison plus courte et plus forte. Longueurs de liaison approximatives en pm et énergies de dissociation en kJ/mol :
| Espèce | Électrons | Indice de liaison | Magnétisme (célibataires) | Longueur de liaison (pm) | Énergie de liaison (kJ/mol) |
|---|---|---|---|---|---|
| H₂⁺ | 1 | ½ | paramagnétique (1) | 106 | 256 |
| H₂ | 2 | 1 | diamagnétique | 74 | 436 |
| He₂⁺ | 3 | ½ | paramagnétique (1) | 108 | 230 |
| He₂ | 4 | 0 | diamagnétique | non lié | non lié |
| Li₂ | 6 | 1 | diamagnétique | 267 | 105 |
| Be₂ | 8 | 0 | diamagnétique | 245 | environ 10 |
| B₂ | 10 | 1 | paramagnétique (2) | 159 | 290 |
| C₂ | 12 | 2 | diamagnétique | 124 | 599 |
| N₂ | 14 | 3 | diamagnétique | 110 | 945 |
| N₂⁺ | 13 | 2½ | paramagnétique (1) | 112 | 841 |
| O₂⁺ | 15 | 2½ | paramagnétique (1) | 112 | 643 |
| O₂ | 16 | 2 | paramagnétique (2) | 121 | 498 |
| O₂⁻ (superoxyde) | 17 | 1½ | paramagnétique (1) | 133 | n.d. |
| O₂²⁻ (peroxyde) | 18 | 1 | diamagnétique | 149 | n.d. |
| F₂ | 18 | 1 | diamagnétique | 142 | 159 |
| Ne₂ | 20 | 0 | diamagnétique | non lié | non lié |
| CO | 14 | 3 | diamagnétique | 113 | 1076 |
| NO⁺ | 14 | 3 | diamagnétique | 106 | 1050 |
| CN⁻ | 14 | 3 | diamagnétique | 116 | n.d. |
| NO | 15 | 2½ | paramagnétique (1) | 115 | 631 |
| HF | 10 | 1 | diamagnétique | 92 | 570 |
Évolution dans la série de l'oxygène : O₂⁺ (2½, 112 pm) > O₂ (2, 121 pm) > O₂⁻ (1½, 133 pm) > O₂²⁻ (1, 149 pm). Les espèces isoélectroniques (N₂, CO, CN⁻, NO⁺ à 14 électrons) ont toutes un indice de liaison de 3.
Exemples résolus
O₂ : pourquoi l'oxygène liquide est attiré par un aimant
16 électrons : KK σ2s² σ*2s² σ2p² π2p⁴ π*2p².
10 liants (avec σ1s), 6 antiliants. Les deux électrons π* sont célibataires selon la règle de Hund.
Indice de liaison 2, paramagnétique, 2 célibataires
N₂ : la triple liaison
14 électrons, ordre avec mélange s–p : KK σ2s² σ*2s² π2p⁴ σ2p².
Indice de liaison = (10 − 4)/2.
Indice de liaison 3, diamagnétique, HO σ2p
B₂ et C₂ (grands classiques des examens)
B₂ (10 e) : π2p¹ π2p¹ donne 2 électrons célibataires. C₂ (12 e) : π2p⁴, tous appariés.
Sans mélange s–p, B₂ serait diamagnétique, ce qui contredit l'expérience.
B₂ paramagnétique (IL 1) ; C₂ diamagnétique (IL 2)
NO, NO⁺ et NO⁻
NO possède 15 électrons : un électron dans π*2p. NO⁺ (14) le perd ; NO⁻ (16) ressemble à O₂.
IL = (10 − 5)/2 pour NO.
NO 2½ (1 célibataire), NO⁺ 3, NO⁻ 2 (2 célibataires)
CO : HO et BV
14 électrons comme N₂. La HO est σ2p (3σ), surtout un doublet non liant du carbone ; la BV est π*2p.
C'est pourquoi CO se lie aux métaux par le carbone et accepte la rétrodonation dans π*.
Indice de liaison 3, diamagnétique
He₂ et He₂⁺
He₂ : σ1s² σ*1s², liants = antiliants. He₂⁺ : σ1s² σ*1s¹.
IL = (2 − 1)/2 pour He₂⁺.
He₂ indice de liaison 0 (instable) ; He₂⁺ indice de liaison ½
Erreurs courantes
- Mauvais ordre pour N₂ ou B₂. Utiliser l'ordre de O₂ pour B₂ prédit une molécule diamagnétique. Jusqu'à 14 électrons, π2p vient avant σ2p.
- Apparier trop tôt. Dans une paire π ou π* dégénérée, les deux premiers électrons vont dans des orbitales différentes avec des spins parallèles.
- Oublier la charge. Une charge positive retire des électrons (O₂⁺ en a 15), une charge négative en ajoute (O₂²⁻ en a 18).
- Confondre décompte total et décompte de valence. Compter tous les électrons ou seulement ceux de valence donne le même indice de liaison, car la paire de cœur σ1s et σ*1s s'annule. Soyez simplement cohérent.
- Prendre un indice de liaison 0 pour une liaison faible. Un indice de liaison de 0 (He₂, Be₂, Ne₂) signifie aucune liaison covalente nette ; l'espèce ne devrait pas exister sous forme de molécule stable.
- Croire que le paramagnétisme exige un nombre impair d'électrons. O₂ a un nombre pair d'électrons et reste paramagnétique.
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Ouvrir l'éditeur MolDrawQuestions fréquentes
Quel est l'indice de liaison de O₂ ?
O₂ possède 16 électrons : KK σ2s² σ*2s² σ2p² π2p⁴ π*2p². Électrons liants = 10 et antiliants = 6 (en comptant le cœur 1s), donc indice de liaison = (10 − 6)/2 = 2.
Pourquoi O₂ est-il paramagnétique ?
Les deux derniers électrons se placent dans les deux orbitales π*2p dégénérées. Selon la règle de Hund, ils occupent des orbitales différentes avec des spins parallèles : O₂ possède donc 2 électrons célibataires et est attiré par un champ magnétique.
Pourquoi l'ordre des OM est-il différent pour N₂ et O₂ ?
Chez B, C et N, les niveaux 2s et 2p sont proches : le mélange s–p fait passer σ2p au-dessus de π2p. Chez O et F, l'écart est grand et σ2p reste sous π2p. En règle générale, les espèces à 14 électrons ou moins suivent l'ordre avec mélange.
Pourquoi B₂ est-il paramagnétique mais C₂ diamagnétique ?
Avec le mélange s–p, π2p se trouve sous σ2p. B₂ (10 électrons) place un électron dans chaque orbitale π2p, d'où 2 électrons célibataires. C₂ (12 électrons) remplit les deux orbitales π2p : tous les électrons sont appariés.
Quel est l'indice de liaison de NO, NO⁺ et NO⁻ ?
NO possède 15 électrons dont un célibataire dans π*2p, d'où un indice de liaison de 2,5. NO⁺ (14 électrons) a un indice de liaison de 3 et est diamagnétique. NO⁻ (16 électrons) a un indice de liaison de 2 et deux électrons célibataires, comme O₂.
Quelle orbitale est la HO de CO ?
La HO (HOMO) de CO est l'orbitale σ2p (aussi appelée 3σ), qui correspond surtout à un doublet non liant du carbone. La BV (LUMO) est π*2p. Cela explique pourquoi CO se lie aux métaux par le carbone.
Quel est le lien entre indice de liaison, longueur et énergie de liaison ?
Un indice de liaison plus élevé donne une liaison plus courte et plus forte. Pour la série de l'oxygène : O₂⁺ (2,5) 112 pm, O₂ (2) 121 pm, O₂⁻ (1,5) 133 pm et O₂²⁻ (1) 149 pm.
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