--- title: "Molecuulorbitaaldiagrammen: bindingsorde, magnetisme en s–p-menging | MolDraw Blog" url: https://www.moldraw.com/nl/blog/molecular-orbital-diagram-guide.html description: "Zo teken en lees je MO-diagrammen voor H2 tot Ne2, CO, NO en CN−: orbitaalvolgorde met s–p-menging, regel van Hund, bindingsorde, paramagnetisme, HOMO en LUMO, met uitgewerkte voorbeelden en examentips." lang: nl publisher: Scidart Academy generated: 2026-10-26 --- # Molecuulorbitaaldiagrammen uitgelegd: bindingsorde, magnetisme en de regel voor s–p-menging Gepubliceerd: 19 okt. 2026 · Auteur: Scidart Academy · Leestijd: ~7 min ![Molecuulorbitaaldiagram van O2 met 2s- en 2p-atoomorbitalen aan beide kanten, sigma- en pi-molecuulorbitalen in het midden en twee ongepaarde elektronen in de pi-ster-orbitalen](https://www.moldraw.com/blog/thumbs/molecular-orbital-diagram-guide.webp) O₂ heeft twee ongepaarde elektronen in π*2p en is dus paramagnetisch met bindingsorde 2. **Kort antwoord:** Een molecuulorbitaaldiagram (MO-diagram) laat zien hoe atoomorbitalen combineren tot bindende en antibindende orbitalen. Vul de orbitalen van onderaf volgens de regel van Hund en gebruik daarna **bindingsorde = (bindende − antibindende elektronen) / 2**. O₂ heeft bindingsorde 2 en 2 ongepaarde elektronen (paramagnetisch). N₂ heeft bindingsorde 3 en is diamagnetisch. Bij 14 of minder elektronen ligt π2p onder σ2p. De gratis [MO-diagramgenerator](https://www.moldraw.com/nl/tools/free-chem-tools/molecular-orbital-diagram-generator.html) tekent elk tweeatomig molecuul van H₂ tot Ne₂, plus CO, NO, CN⁻ en HF. ## De belangrijkste begrippen op één plek | Molecuulorbitaal (MO) | Een orbitaal dat zich over het hele molecuul uitstrekt, gevormd door atoomorbitalen te combineren. | | --- | --- | | Bindend MO | Lager in energie dan de atoomorbitalen. De elektronendichtheid zit tussen de kernen. Labels: σ, π. | | Antibindend MO | Hoger in energie, met een knoopvlak tussen de kernen. Labels: σ*, π*. | | Bindingsorde | (bindende elektronen − antibindende elektronen) / 2. Bindingsorde 0 betekent geen stabiele binding. | | Paramagnetisch | Heeft een of meer ongepaarde elektronen en wordt een magnetisch veld in getrokken. O₂ is het klassieke voorbeeld. | | Diamagnetisch | Alle elektronen gepaard. Wordt zwak uit een magnetisch veld geduwd. N₂ en F₂ zijn voorbeelden. | | HOMO en LUMO | Hoogste bezette en laagste onbezette MO. Een half gevulde HOMO is een SOMO. | ## De regels om een MO-diagram te tekenen 1. **Tel de elektronen.** Tel de atoomnummers op, trek bij kationen de lading af en tel die bij anionen op. O₂ heeft er 16, O₂⁺ 15 en O₂²⁻ 18. 2. **Kies de orbitaalvolgorde.** Bij 14 of minder elektronen (Li₂ tot N₂, CO, CN⁻, NO⁺) gebruik je σ2s, σ*2s, π2p, σ2p, π*2p, σ*2p. Bij meer dan 14 elektronen (O₂, F₂, Ne₂, NO, O₂⁻) gebruik je σ2s, σ*2s, σ2p, π2p, π*2p, σ*2p. 3. **Vul van onderaf.** Elk orbitaal bevat 2 elektronen met tegengestelde spin (uitsluitingsprincipe van Pauli). 4. **Pas de regel van Hund toe.** Zet in het ontaarde π- of π*-paar eerst één elektron in elk orbitaal voordat je gaat paren. 5. **Lees de resultaten af.** Bindingsorde uit de formule, magnetisme uit de ongepaarde elektronen, HOMO en LUMO uit de bovenkant van de vulling. ### Waarom de volgorde na stikstof omslaat De omslag wordt veroorzaakt door **s–p-menging**. Bij B, C en N liggen de energieën van 2s en 2p dicht bij elkaar. De σ2s- en σ2p-orbitalen hebben dezelfde symmetrie, dus ze wisselwerken en duwen σ2p omhoog, boven π2p. Vanaf zuurstof is het verschil tussen 2s en 2p groter (ongeveer 16 eV voor O en 21 eV voor F), is de menging zwak en zakt σ2p onder π2p. N₂ (14 elektronen) met s–p-menging: π2p ligt onder σ2p. Bindingsorde 3, diamagnetisch. O₂ (16 elektronen) zonder s–p-menging: σ2p ligt onder π2p. De twee π*2p-elektronen zijn ongepaard, dus O₂ is paramagnetisch met bindingsorde 2. ## Stap voor stap de MO-diagramgenerator gebruiken 1. Open de [molecuulorbitaaldiagramgenerator](https://www.moldraw.com/nl/tools/free-chem-tools/molecular-orbital-diagram-generator.html). 2. Typ een deeltje bij **Molecuul of ion**, bijvoorbeeld `O2`, `N2+`, `O2 2-`, `NO`, `CO` of `CN-`. Of kies **Atoom 1**, **Atoom 2** en **Lading**. 3. Of klik op een voorbeeldknop zoals **B₂**, **C₂**, **O₂⁻** of **HF**. 4. Laat **Orbitaalvolgorde** op **Automatisch (14-elektronenregel)** staan. Om te zien waarom de regel belangrijk is, schakel je over naar **Geen s–p-menging** en zie je B₂ diamagnetisch worden. 5. Lees de bindingsorde, MO-configuratie, HOMO, LUMO en het magnetisme af in de resultatentabel. 6. Klik op **SVG downloaden** of **PNG downloaden** om het diagram op te slaan. ## Uitgewerkte voorbeelden ### 1. Zuurstof, O₂ 16 elektronen: KK σ2s² σ*2s² σ2p² π2p⁴ π*2p². Bindende elektronen = 10 (inclusief σ1s²), antibindende = 6. Bindingsorde = (10 − 6)/2 = **2**. De twee π*-elektronen zitten in aparte orbitalen met parallelle spins, dus O₂ heeft **2 ongepaarde elektronen** en is paramagnetisch. Vloeibare zuurstof blijft tussen de polen van een magneet hangen; vloeibare stikstof niet. ### 2. Stikstof, N₂ 14 elektronen: KK σ2s² σ*2s² π2p⁴ σ2p². Bindingsorde = (10 − 4)/2 = **3**. Alle elektronen zijn gepaard, dus N₂ is diamagnetisch. De HOMO is σ2p en de LUMO is π*2p. De drievoudige binding verklaart de hoge bindingsenergie van 945 kJ/mol. ### 3. B₂ en C₂ B₂ heeft 10 elektronen: KK σ2s² σ*2s² π2p¹ π2p¹. Bindingsorde **1**, 2 ongepaarde elektronen, **paramagnetisch**. C₂ heeft 12 elektronen: KK σ2s² σ*2s² π2p⁴. Bindingsorde **2**, **diamagnetisch**. Het gemeten paramagnetisme van B₂ is het experimentele bewijs dat π2p bij lichte elementen onder σ2p ligt. ### 4. De zuurstofreeks Bij O₂⁺ (15 e) is één π*-elektron verwijderd: bindingsorde 2,5, bindingslengte 112 pm. O₂⁻, superoxide (17 e): bindingsorde 1,5, 133 pm. O₂²⁻, peroxide (18 e): bindingsorde 1, 149 pm, diamagnetisch. Meer antibindende elektronen geven een langere, zwakkere binding. ### 5. NO en NO⁺ NO heeft 15 elektronen met één elektron in π*2p: bindingsorde **2,5**, paramagnetisch. Verwijderen van dat elektron geeft NO⁺ (14 e), iso-elektronisch met N₂: bindingsorde 3, diamagnetisch, en de binding wordt korter, van 115 pm naar 106 pm. ### 6. CO en HF (heteronucleair) CO heeft 14 elektronen, net als N₂: bindingsorde 3, diamagnetisch. Zuurstof is elektronegatiever, dus de atoomorbitalen ervan liggen lager. De HOMO (σ2p, ook 3σ genoemd) is grotendeels een vrij elektronenpaar op koolstof, en daarom bindt CO via koolstof aan metalen. In HF overlapt de H 1s alleen met één F 2p-orbitaal. De andere F-orbitalen zijn niet-bindend, dus HF heeft bindingsorde 1. ## Overzichtstabel | Deeltje | Elektronen | Valentieconfiguratie | Bindingsorde | Magnetisme | | --- | --- | --- | --- | --- | | H₂ | 2 | σ1s² | 1 | diamagnetisch | | He₂⁺ | 3 | σ1s² σ*1s¹ | 0.5 | paramagnetisch (1) | | Li₂ | 6 | σ2s² | 1 | diamagnetisch | | Be₂ | 8 | σ2s² σ*2s² | 0 | niet stabiel | | B₂ | 10 | σ2s² σ*2s² π2p² | 1 | paramagnetisch (2) | | C₂ | 12 | σ2s² σ*2s² π2p⁴ | 2 | diamagnetisch | | N₂, CO, CN⁻, NO⁺ | 14 | σ2s² σ*2s² π2p⁴ σ2p² | 3 | diamagnetisch | | NO, O₂⁺ | 15 | … σ2p² π2p⁴ π*2p¹ | 2.5 | paramagnetisch (1) | | O₂ | 16 | σ2s² σ*2s² σ2p² π2p⁴ π*2p² | 2 | paramagnetisch (2) | | O₂⁻ | 17 | … π*2p³ | 1.5 | paramagnetisch (1) | | F₂, O₂²⁻ | 18 | … π*2p⁴ | 1 | diamagnetisch | | Ne₂ | 20 | … π*2p⁴ σ*2p² | 0 | niet stabiel | ## Veelgemaakte fouten - De volgorde van O₂ gebruiken voor B₂, C₂ of N₂. Dat geeft het verkeerde magnetisme voor B₂ en C₂. - Elektronen in π* te vroeg paren. O₂ lijkt dan diamagnetisch, wat fout is. - Vergeten het aantal elektronen aan te passen bij ionen. - Kernelektronen aan de ene kant van de formule meetellen en aan de andere kant niet. Tel alle elektronen of alleen de valentie-elektronen, maar doe het op dezelfde manier voor bindend en antibindend. - Denken dat alleen deeltjes met een oneven aantal elektronen paramagnetisch zijn. O₂ (16) en B₂ (10) zijn even en toch paramagnetisch. ## Examentips - **JEE en NEET:** leer de vuistregel voor tweeatomige moleculen uit de tweede periode op basis van het totaal aantal elektronen: 10 geeft 1, 12 geeft 2, 14 geeft 3, 15 geeft 2,5, 16 geeft 2, 17 geeft 1,5, 18 geeft 1 en 20 geeft 0. Oneven aantallen zijn altijd paramagnetisch. Van de even aantallen zijn 10 (B₂) en 16 (O₂, NO⁻) ook paramagnetisch. - **JEE en NEET:** om bindingslengtes te rangschikken, rangschik je de bindingsordes omgekeerd: O₂²⁻ > O₂⁻ > O₂ > O₂⁺. - **AP Chemistry:** MO-theorie verklaart wat Lewisstructuren niet kunnen: O₂ is paramagnetisch, hoewel in de Lewisstructuur alle elektronen gepaard zijn. - **A-level en IB:** zorg dat je σ- en π-bindingen kunt definiëren via frontale en zijdelingse overlap, en kunt uitleggen waarom een π-binding zwakker is dan een σ-binding. - **Universiteit:** gebruik g- en u-labels voor homonucleaire tweeatomige moleculen (σg, σu*, πu, πg*) en koppel het MO-diagram aan foto-elektronspectra en aan terugdonatie van CO in metaalcarbonylen. Controleer elk antwoord binnen enkele seconden met de [MO-diagramgenerator](https://www.moldraw.com/nl/tools/free-chem-tools/molecular-orbital-diagram-generator.html) en download het diagram voor je aantekeningen. ## Vragen en antwoorden ### Wat is een molecuulorbitaaldiagram? Het is een energiediagram dat de atoomorbitalen van twee atomen aan de zijkanten toont en de molecuulorbitalen die ze vormen in het midden. Elektronen worden als pijlen getekend, en het diagram geeft de bindingsorde, het magnetisme, de HOMO en de LUMO. ### Hoe bereken je de bindingsorde uit een MO-diagram? Bindingsorde = (elektronen in bindende orbitalen − elektronen in antibindende orbitalen) / 2. Voor O₂: (10 − 6)/2 = 2. Voor N₂: (10 − 4)/2 = 3. ### Waarom is O₂ paramagnetisch? De laatste twee elektronen bezetten de twee ontaarde π*2p-orbitalen elk afzonderlijk, met parallelle spins (regel van Hund). Twee ongepaarde elektronen maken O₂ paramagnetisch. ### Wanneer ligt σ2p onder π2p? Bij O₂, F₂, Ne₂ en andere deeltjes met meer dan 14 elektronen. Bij Li₂ tot N₂ en deeltjes met 14 of minder elektronen duwt s–p-menging σ2p boven π2p. ### Welke tweeatomige moleculen hebben bindingsorde 3? N₂, CO, CN⁻ en NO⁺. Ze hebben allemaal 14 elektronen en de configuratie KK σ2s² σ*2s² π2p⁴ σ2p². ### Waarom bestaat He₂ niet? He₂ heeft 2 bindende en 2 antibindende elektronen, dus de bindingsorde is 0. Er is geen netto binding. He₂⁺ heeft bindingsorde 0,5 en bestaat wel. ### Is B₂ paramagnetisch of diamagnetisch? B₂ is paramagnetisch met 2 ongepaarde elektronen, één in elk π2p-orbitaal. Dat klopt alleen als π2p onder σ2p ligt, dus B₂ is een bewijs voor s–p-menging. ## Verwante tools [MO-diagramgenerator](https://www.moldraw.com/nl/tools/free-chem-tools/molecular-orbital-diagram-generator.html) [Kristalveldsplitsingsdiagram](https://www.moldraw.com/nl/tools/free-chem-tools/crystal-field-splitting-diagram.html) [Isotopenpatrooncalculator](https://www.moldraw.com/nl/tools/free-chem-tools/isotope-pattern-calculator.html) [Elektronenconfiguratiecalculator](https://www.moldraw.com/nl/tools/free-chem-tools/electron-configuration-calculator.html) [Lewisstructuurgenerator](https://www.moldraw.com/nl/tools/free-chem-tools/lewis-structure-generator.html) [VSEPR-geometriecalculator](https://www.moldraw.com/nl/tools/free-chem-tools/vsepr-molecular-geometry-calculator.html) [Puntgroepbepaler](https://www.moldraw.com/nl/tools/free-chem-tools/point-group-finder.html) ## Verwante gidsen [Gids kristalveldtheorie](https://www.moldraw.com/nl/blog/crystal-field-theory-splitting-guide.html) [Gids isotooppatronen](https://www.moldraw.com/nl/blog/isotope-pattern-mass-spec-guide.html) [Puntgroepen in 3D](https://www.moldraw.com/nl/blog/symmetry-plugin-point-groups-3d.html) [Vrije elektronenparen toevoegen in MolDraw](https://www.moldraw.com/nl/blog/how-to-add-lone-pair-in-moldraw.html) [Gratis scheikundetools en rekenmachines](https://www.moldraw.com/nl/blog/free-chemistry-tools-and-calculators.html) [Alle gratis scheikundetools van MolDraw](https://www.moldraw.com/nl/blog/moldraw-all-free-chemistry-tools-guide.html) Laatst bijgewerkt: 19 oktober 2026