MolDraw › Scheikundetools › Molecuulorbitaaldiagramgenerator
Molecuulorbitaaldiagramgenerator
Kort gezegd: generator van molecuulorbitaaldiagrammen voor tweeatomige moleculen en ionen van H₂ tot Ne₂, plus CO, NO, CN⁻ en HF. Hij gebruikt de juiste orbitaalvolgorde (met of zonder s–p-menging), vult elektronen volgens de regel van Hund en geeft bindingsorde, magnetisme, HOMO, LUMO en MO-configuratie. Het is gratis, werkt in je webbrowser en je hoeft niets te downloaden.
Kies een tweeatomig molecuul of ion om het MO-energiediagram te zien, met atoomorbitalen aan beide kanten, molecuulorbitalen in het midden en elk elektron als pijl. Het resultaatvak legt de bindingsorde en het magnetisme stap voor stap uit.
Typ O2, N2+, O2 2-, NO, CO, CN- of HF, of kies hieronder de atomen.
Voorbeelden
Bindende orbitalen zijn blauwgroen, antibindende rood en niet-bindende grijs. Stippellijnen tonen welke atoomorbitalen combineren. De energieschaal is schematisch.
Zo gebruik je de MO-diagramgenerator
- Typ een tweeatomig molecuul of ion bij Molecuul of ion, bijvoorbeeld
O2,N2+,O2 2-ofCN-. Je kunt ook Atoom 1, Atoom 2 en Lading kiezen, of op een voorbeeldknop klikken. - Laat Orbitaalvolgorde op Automatisch staan voor de regel uit het leerboek, of forceer de volgorde met of zonder s–p-menging om te vergelijken.
- Lees bindingsorde, magnetisme, HOMO, LUMO en de MO-configuratie af in het resultaatvak. Het diagram toont de elektronen als pijlen.
- Klik op SVG downloaden of PNG downloaden om het diagram op te slaan voor aantekeningen, dia's of werkbladen.
Zo werkt een molecuulorbitaaldiagram
Als twee atomen binden, combineren hun atoomorbitalen tot molecuulorbitalen (MO's). Twee atoomorbitalen geven één bindend MO (lager in energie, elektronendichtheid tussen de kernen) en één antibindend MO (hoger in energie, gemarkeerd met *). Frontale overlap geeft σ-orbitalen; zijdelingse overlap van p-orbitalen geeft een paar π-orbitalen.
Bindingsorde = (elektronen in bindende MO's − elektronen in antibindende MO's) / 2
Orbitaalvolgorde voor tweeatomige moleculen uit de tweede periode
| Deeltje | Volgorde van de valentie-MO's (laag naar hoog) |
|---|---|
| Li₂ tot N₂, en elk deeltje met 14 of minder elektronen (CO, CN⁻, NO⁺, N₂⁺) | σ2s < σ*2s < π2p < σ2p < π*2p < σ*2p |
| O₂, F₂, Ne₂, en deeltjes met meer dan 14 elektronen (O₂⁺, O₂⁻, NO) | σ2s < σ*2s < σ2p < π2p < π*2p < σ*2p |
De omwisseling komt door s–p-menging. Bij B, C en N liggen de 2s- en 2p-niveaus dicht bij elkaar, dus σ2s en σ2p wisselwerken en σ2p wordt boven π2p geduwd. Bij O en F is het 2s–2p-verschil groot, is de menging zwak en blijft σ2p onder π2p. Voor deeltjes met 15 of meer elektronen geven beide volgordes hetzelfde aantal elektronen per orbitaal, dus bindingsorde en magnetisme veranderen niet.
Vulregels
- Aufbau: vul eerst het laagste MO. Elk orbitaal bevat twee elektronen met tegengestelde spin (uitsluitingsprincipe van Pauli).
- Regel van Hund: zet in een ontaard paar zoals π*2p eerst één elektron in elk orbitaal voordat je gaat paren. Daarom heeft O₂ twee ongepaarde elektronen.
- Magnetisme: elk ongepaard elektron maakt het deeltje paramagnetisch (aangetrokken door een magneet). Alle elektronen gepaard betekent diamagnetisch.
- HOMO en LUMO: het hoogste bezette en het laagste onbezette MO. Een half gevulde HOMO heet ook SOMO (enkelvoudig bezet MO).
Heteronucleaire tweeatomige moleculen
In CO, NO en CN⁻ heeft het meer elektronegatieve atoom atoomorbitalen met lagere energie, dus het wordt rechts lager getekend. Bindende MO's liggen dichter bij dat atoom; antibindende MO's dichter bij het minder elektronegatieve atoom. In HF overlapt het H-1s-orbitaal alleen met het F-2p-orbitaal langs de binding. Het F-2s- en de twee andere F-2p-orbitalen blijven niet-bindende vrije elektronenparen, dus HF heeft bindingsorde 1.
Bindingsorde, bindingslengte en bindingsenergie vergeleken
Een hogere bindingsorde betekent een kortere en sterkere binding. Bij benadering bindingslengtes in pm en bindingsdissociatie-energieën in kJ/mol:
| Deeltje | Elektronen | Bindingsorde | Magnetisme (ongepaard) | Bindingslengte (pm) | Bindingsenergie (kJ/mol) |
|---|---|---|---|---|---|
| H₂⁺ | 1 | ½ | paramagnetisch (1) | 106 | 256 |
| H₂ | 2 | 1 | diamagnetisch | 74 | 436 |
| He₂⁺ | 3 | ½ | paramagnetisch (1) | 108 | 230 |
| He₂ | 4 | 0 | diamagnetisch | niet gebonden | niet gebonden |
| Li₂ | 6 | 1 | diamagnetisch | 267 | 105 |
| Be₂ | 8 | 0 | diamagnetisch | 245 | ongeveer 10 |
| B₂ | 10 | 1 | paramagnetisch (2) | 159 | 290 |
| C₂ | 12 | 2 | diamagnetisch | 124 | 599 |
| N₂ | 14 | 3 | diamagnetisch | 110 | 945 |
| N₂⁺ | 13 | 2½ | paramagnetisch (1) | 112 | 841 |
| O₂⁺ | 15 | 2½ | paramagnetisch (1) | 112 | 643 |
| O₂ | 16 | 2 | paramagnetisch (2) | 121 | 498 |
| O₂⁻ (superoxide) | 17 | 1½ | paramagnetisch (1) | 133 | n.v.t. |
| O₂²⁻ (peroxide) | 18 | 1 | diamagnetisch | 149 | n.v.t. |
| F₂ | 18 | 1 | diamagnetisch | 142 | 159 |
| Ne₂ | 20 | 0 | diamagnetisch | niet gebonden | niet gebonden |
| CO | 14 | 3 | diamagnetisch | 113 | 1076 |
| NO⁺ | 14 | 3 | diamagnetisch | 106 | 1050 |
| CN⁻ | 14 | 3 | diamagnetisch | 116 | n.v.t. |
| NO | 15 | 2½ | paramagnetisch (1) | 115 | 631 |
| HF | 10 | 1 | diamagnetisch | 92 | 570 |
Trend in de zuurstofreeks: O₂⁺ (2½, 112 pm) > O₂ (2, 121 pm) > O₂⁻ (1½, 133 pm) > O₂²⁻ (1, 149 pm). Iso-elektronische deeltjes (N₂, CO, CN⁻, NO⁺ met 14 elektronen) hebben allemaal bindingsorde 3.
Uitgewerkte voorbeelden
O₂: waarom vloeibare zuurstof aan een magneet blijft hangen
16 elektronen: KK σ2s² σ*2s² σ2p² π2p⁴ π*2p².
Bindend 10 (met σ1s), antibindend 6. De twee π*-elektronen zijn volgens de regel van Hund ongepaard.
Bindingsorde 2, paramagnetisch, 2 ongepaard
N₂: de drievoudige binding
14 elektronen, volgorde met s–p-menging: KK σ2s² σ*2s² π2p⁴ σ2p².
Bindingsorde = (10 − 4)/2.
Bindingsorde 3, diamagnetisch, HOMO σ2p
B₂ en C₂ (favoriet bij JEE en NEET)
B₂ (10 e): π2p¹ π2p¹ geeft 2 ongepaarde elektronen. C₂ (12 e): π2p⁴, alle gepaard.
Zonder s–p-menging zou B₂ diamagnetisch zijn, wat niet klopt met het experiment.
B₂ paramagnetisch (BO 1); C₂ diamagnetisch (BO 2)
NO, NO⁺ en NO⁻
NO heeft 15 elektronen: één elektron in π*2p. NO⁺ (14) verliest dat; NO⁻ (16) lijkt op O₂.
BO = (10 − 5)/2 voor NO.
NO 2½ (1 ongepaard), NO⁺ 3, NO⁻ 2 (2 ongepaard)
CO: HOMO en LUMO
14 elektronen, net als N₂. De HOMO is σ2p (3σ), grotendeels een vrij elektronenpaar op koolstof; de LUMO is π*2p.
Daarom bindt CO via koolstof aan metalen en accepteert het terugbinding in π*.
Bindingsorde 3, diamagnetisch
He₂ en He₂⁺
He₂: σ1s² σ*1s², bindend = antibindend. He₂⁺: σ1s² σ*1s¹.
BO = (2 − 1)/2 voor He₂⁺.
He₂ bindingsorde 0 (niet stabiel); He₂⁺ bindingsorde ½
Veelgemaakte fouten
- Verkeerde volgorde voor N₂ of B₂. Met de volgorde van O₂ voorspel je voor B₂ een diamagnetisch molecuul. Tot en met 14 elektronen komt π2p vóór σ2p.
- Te vroeg paren. In een ontaard π- of π*-paar gaan de eerste twee elektronen naar aparte orbitalen met parallelle spin.
- De lading vergeten. Een positieve lading haalt elektronen weg (O₂⁺ heeft er 15), een negatieve lading voegt ze toe (O₂²⁻ heeft er 18).
- Kern- en valentie-elektronen door elkaar halen. Alle elektronen tellen of alleen valentie-elektronen geeft dezelfde bindingsorde, omdat het kernpaar σ1s en σ*1s tegen elkaar wegvalt. Wees gewoon consequent.
- Bindingsorde 0 een zwakke binding noemen. Bindingsorde 0 (He₂, Be₂, Ne₂) betekent geen netto covalente binding; het deeltje bestaat naar verwachting niet als stabiel molecuul.
- Denken dat paramagnetisme een oneven aantal elektronen vereist. O₂ heeft een even aantal elektronen en is toch paramagnetisch.
Moleculen tekenen voor aantekeningen of examens? Teken Lewisstructuren, mesomerie en reactiemechanismen in MolDraw, een gratis online editor voor chemische structuren.
MolDraw-editor openenVeelgestelde vragen
Wat is de bindingsorde van O₂?
O₂ heeft 16 elektronen: KK σ2s² σ*2s² σ2p² π2p⁴ π*2p². Bindende elektronen = 10 en antibindende = 6 (de 1s-kern meegeteld), dus bindingsorde = (10 − 6)/2 = 2.
Waarom is O₂ paramagnetisch?
De laatste twee elektronen gaan naar de twee ontaarde π*2p-orbitalen. Volgens de regel van Hund bezetten ze elk een eigen orbitaal met parallelle spin, dus O₂ heeft 2 ongepaarde elektronen en wordt in een magnetisch veld getrokken.
Waarom is de MO-volgorde anders voor N₂ en O₂?
Bij B, C en N liggen de 2s- en 2p-niveaus dicht bij elkaar, dus duwt s–p-menging σ2p boven π2p. Bij O en F is het verschil groot en blijft σ2p onder π2p. Als vuistregel gebruiken deeltjes met 14 of minder elektronen de gemengde volgorde.
Waarom is B₂ paramagnetisch maar C₂ diamagnetisch?
Met s–p-menging ligt π2p onder σ2p. B₂ (10 elektronen) zet één elektron in elk π2p-orbitaal, wat 2 ongepaarde elektronen geeft. C₂ (12 elektronen) vult beide π2p-orbitalen, dus alle elektronen zijn gepaard.
Wat is de bindingsorde van NO, NO⁺ en NO⁻?
NO heeft 15 elektronen met één ongepaard elektron in π*2p, dus bindingsorde 2,5. NO⁺ (14 elektronen) heeft bindingsorde 3 en is diamagnetisch. NO⁻ (16 elektronen) heeft bindingsorde 2 en twee ongepaarde elektronen, net als O₂.
Welk orbitaal is de HOMO van CO?
De HOMO van CO is het σ2p-orbitaal (ook 3σ genoemd), dat grotendeels een vrij elektronenpaar op koolstof is. De LUMO is π*2p. Dat verklaart waarom CO via koolstof aan metalen bindt.
Hoe hangt bindingsorde samen met bindingslengte en -energie?
Een hogere bindingsorde geeft een kortere, sterkere binding. Voor de zuurstofreeks: O₂⁺ (2,5) 112 pm, O₂ (2) 121 pm, O₂⁻ (1,5) 133 pm en O₂²⁻ (1) 149 pm.
Gerelateerde scheikundetools
Laatst bijgewerkt: