a) Molécules diatomiques A₂ :

Pour caractériser le nombre de liaisons formées dans une molécule ; on utilise la notion d’indice de liaison i.l. = ½(nombre d’e^- contenus dans les OM liantes – nombre d’e^- dans les OM antiliantes)

 

Exemples 

 Molécule d’hydrogène :                                                                    

Représentons le DOM du dihydrogène. Une orbitale moléculaire ne peut contenir plus de deux électrons. L’énergie du système est la somme des énergies de chaque électron. Les 2 électrons se placent dans l’orbitale liante σ.

Molécule d’azote : N : 1s²2s²2p³

 

    b) La molécule de monoxyde de carbone :

c)      Complexe organo métallique des métaux de transition :

Ces complexes sont ceux pour lesquels le métal a comme ligands CO, les amines, les ligands N donneurs, les O donneurs, les halogénures X^-. L’orbital du donneur a une énergie plus faible que celle de l’orbital de l’accepteur.

Exemple : [Cr(NH₃)₆]³⁺, Cr³⁺ et NH₃

Cr³⁺ : 3d³4s⁰4p⁰.

Les orbitales d_xy, d_yz et d_zx sont entre les axes donc ne seront pas sur les directions d’où il n’y a pas de perturbation à l’approche du ligand. C’est d (z²) + σ (NH₃) et d (x²-y²) + σ (NH₃) qui interagissent. Les ω_d sont dégénérés (de même énergie) donc de spin parallèles à cause de la règle de Hund. Le ω_d a trois électrons donc n’est pas saturé d’où Cr(NH₃)₆³⁺ est instable ; il peut donc accepter d’autres électrons. Par contre pour Cr(CO)₆ ; Cr est un d⁴ d’où on a 6 électrons dans σ_p ; 2 électrons dans σ_s ; 4 électrons dans σ_d ; 6 électrons dans ω_d soit en tout 18 électrons autour de Cr. Cr(CO)₆ est donc plus stable que Cr(NH₃)₆³⁺.