Dessiner les diagrammes d’orbitales : 5 étapes

Pourquoi les diagrammes MO récompensent la méthode, pas le talent

Un diagramme d’orbitales moléculaires intimide — lettres grecques, échelles d’énergie, flèches partout — mais chacun se construit avec les cinq mêmes étapes. L’examen note en binaire : les électrons sont sur les bons niveaux ou non. Apprenez la méthode une fois, et H2, O2 et toutes les diatomiques entre les deux se dessinent d’elles-mêmes.

Ce guide parcourt les cinq étapes de bout en bout, puis les applique aux deux exemples classiques.

Ce qu’il vous faut avant de commencer

• Le nombre d’électrons de valence de la molécule (H apporte 1, C 4, N 5, O 6)
• La formule de l’ordre de liaison : (liants − antiliants) / 2
• Un crayon — les électrons bougent entre les étapes, dessinez d’abord les niveaux légèrement

Étape 1 : compter les électrons de valence

Additionnez les électrons de valence des deux atomes. H₂ en a 2 ; N₂, 10 ; O₂, 12 ; F₂, 14 ; He₂, 4. Notez le total en haut — chaque flèche dessinée ensuite doit sommer exactement à ce nombre.

Étape 2 : dessiner les échelles d’orbitales atomiques

Dessinez les orbitales atomiques de valence de chaque atome comme de courtes lignes horizontales, à gauche et à droite — pour les diatomiques de la deuxième rangée : une ligne 2s et un jeu 2p (trois lignes, dessinées comme un niveau) par côté. Les deux côtés sont identiques, aux mêmes hauteurs.

Étape 3 : écrire les orbitales moléculaires au centre

Entre les deux échelles, dessinez un niveau liant et un antiliant pour chaque paire d’orbitales atomiques, l’antiliant marqué d’une étoile (*). L’ordre compte : pour O₂ et F₂, le σ2p se trouve sous la paire π2p ; pour B₂ à N₂ l’ordre s’inverse et le π2p passe sous le σ2p. Cette inversion est le détail le plus interrogé des diagrammes MO.

Étape 4 : remplir les niveaux depuis le bas

Ajoutez les électrons en petites flèches, niveau le plus bas d’abord (Aufbau). Placez un électron dans chaque niveau d’une paire dégénérée avant de les apparier (Hund), et dessinez les paires comme une flèche vers le haut et une vers le bas (Pauli). Dans O₂, les deux niveaux π*2p finissent avec une seule flèche vers le haut chacun — ces deux électrons célibataires sont la réponse à « pourquoi l’oxygène est paramagnétique ».

Les deux diagrammes finis pour comparer :

Étape 5 : calculer l’ordre de liaison et prédire le magnétisme

Comptez les électrons liants, les antiliants, et appliquez la formule. H₂ : (2−0)/2 = 1. O₂ : (8−4)/2 = 2. Un ordre de liaison nul — He₂ avec (2−2)/2 = 0 — signifie que la molécule n’existe pas. Tout électron célibataire rend la molécule paramagnétique ; aucun, diamagnétique.

Erreurs fréquentes à éviter

1. Mauvais ordre de niveaux pour N2 — pour B2, C2 et N2 le niveau π2p est SOUS le σ2p ; à partir de O2 cela s’inverse.
2. Le compte d’électrons dérive — recomptez les flèches contre le total de l’étape 1 avant de finir.
3. Apparier trop tôt dans les niveaux dégénérés — les célibataires se répartissent d’abord sur les deux niveaux π.
4. Oublier les antiliants dans la formule — l’ordre de liaison exige les deux comptes.
5. Confondre σ et σ* — l’étoile est le niveau antiliant ; plus haut, il se soustrait de la liaison.
6. S’arrêter au dessin — la question veut l’ordre de liaison ou le magnétisme, pas seulement le diagramme.

Le tableau récapitulatif

Liste de contrôle imprimable

Avant de rendre un diagramme, parcourez cette liste :

• Électrons de valence totaux comptés et notés en haut
• Échelles d’orbitales atomiques identiques des deux côtés
• Chaque paire d’orbitales avec un niveau liant ET antiliant
• Ordre des niveaux correct pour la molécule (inversion π2p/σ2p avant O2)
• Électrons remplis depuis le bas, célibataires répartis avant appariement, paires à spins opposés
• Le nombre de flèches correspond au total de l’étape 1
• Ordre de liaison calculé avec la formule et indiqué
• Magnétisme prédit à partir des électrons célibataires

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Références

• OpenStax Chemistry 2e, 8.4 Molecular Orbital Theory
• LibreTexts Chemistry