أمثلة على حل المشكلات. هيكل المركبات المعقدة عدد الكم المغناطيسي م ل
التكوين الإلكتروني للذرةهي صيغة توضح ترتيب الإلكترونات في الذرة حسب المستويات والمستويات الفرعية. بعد دراسة المقال ستتعرف على مكان وكيفية تواجد الإلكترونات، وتتعرف على أعداد الكم وتتمكن من بناء التكوين الإلكتروني للذرة من خلال رقمها، وفي نهاية المقال يوجد جدول للعناصر؛
لماذا دراسة التكوين الإلكتروني للعناصر؟
الذرات تشبه مجموعة البناء: هناك عدد معين من الأجزاء، وهي تختلف عن بعضها البعض، ولكن جزأين من نفس النوع متماثلان تمامًا. لكن مجموعة البناء هذه أكثر إثارة للاهتمام من المجموعة البلاستيكية، وإليكم السبب. يتغير التكوين اعتمادًا على من هو قريب. على سبيل المثال، الأكسجين بجانب الهيدروجين ربمايتحول إلى ماء، وعندما يكون بالقرب من الصوديوم يتحول إلى غاز، وعندما يكون بالقرب من الحديد يتحول بالكامل إلى صدأ. للإجابة على سؤال لماذا يحدث هذا والتنبؤ بسلوك ذرة بجانب أخرى، لا بد من دراسة التكوين الإلكتروني، وهو ما سيتم مناقشته أدناه.
كم عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة؟
تتكون الذرة من نواة تدور حولها إلكترونات، وتتكون النواة من بروتونات ونيوترونات. في الحالة المحايدة، يكون لكل ذرة عدد من الإلكترونات يساوي عدد البروتونات الموجودة في نواتها. يتم تحديد عدد البروتونات من خلال العدد الذري للعنصر، على سبيل المثال، يحتوي الكبريت على 16 بروتونًا - وهو العنصر السادس عشر في الجدول الدوري. يحتوي الذهب على 79 بروتونًا، وهو العنصر رقم 79 في الجدول الدوري. وعليه، فإن الكبريت لديه 16 إلكترونًا في الحالة المحايدة، والذهب لديه 79 إلكترونًا.
أين تبحث عن الإلكترون؟
من خلال مراقبة سلوك الإلكترون، تم استخلاص أنماط معينة تم وصفها بأرقام الكم، وهناك أربعة في المجموع:
- عدد الكم الرئيسي
- رقم الكم المداري
- عدد الكم المغناطيسي
- تدور عدد الكم
مداري
علاوة على ذلك، بدلاً من كلمة مدار، سنستخدم مصطلح "المدار"؛ فالمدار هو الدالة الموجية للإلكترون؛ وهي المنطقة التي يقضي فيها الإلكترون 90% من وقته.
ن - المستوى
لام - قذيفة
م ل - الرقم المداري
M s - الإلكترون الأول أو الثاني في المدار
رقم الكم المداري l
ونتيجة لدراسة السحابة الإلكترونية، وجدوا أنه اعتمادًا على مستوى الطاقة، تأخذ السحابة أربعة أشكال رئيسية: كرة، ودمبل، وشكلين آخرين أكثر تعقيدًا. ومن أجل زيادة الطاقة، تسمى هذه الأشكال s- وp- وd- وf-shell. يمكن أن تحتوي كل من هذه الأصداف على مدارات واحدة (on s) و3 (on p) و5 (on d) و7 (on f). رقم الكم المداري هو الغلاف الذي توجد فيه المدارات. يأخذ رقم الكم المداري للمدارات s وp وd وf القيم 0,1,2 أو 3 على التوالي.
يوجد مدار واحد على الغلاف s (L=0) - إلكترونين
هناك ثلاثة مدارات على الغلاف p (L=1) - ستة إلكترونات
هناك خمسة مدارات على الغلاف d (L=2) - عشرة إلكترونات
هناك سبعة مدارات على الغلاف f (L=3) - أربعة عشر إلكترونًا
عدد الكم المغناطيسي m l
هناك ثلاثة مدارات على الغلاف p، تم تحديدها بالأرقام من -L إلى +L، أي أنه بالنسبة للقذيفة p (L=1) هناك مدارات "-1" و"0" و"1" . يُشار إلى رقم الكم المغناطيسي بالحرف m l.
داخل الغلاف، من الأسهل أن تتواجد الإلكترونات في مدارات مختلفة، لذا فإن الإلكترونات الأولى تملأ إلكترونًا واحدًا في كل مدار، ثم يضاف زوج من الإلكترونات إلى كل واحد.
النظر في قذيفة د:
يتوافق الغلاف d مع القيمة L=2، أي خمسة مدارات (-2،-1،0،1 و2)، الإلكترونات الخمسة الأولى تملأ الغلاف مع القيم M l =-2، M ل =-1, م ل =0 , م ل =1,م ل =2.
تدور عدد الكم م ث
الدوران هو اتجاه دوران الإلكترون حول محوره، وهناك اتجاهان، وبالتالي فإن عدد الكم المغزلي له قيمتان: +1/2 و-1/2. يمكن لمستوى فرعي واحد من الطاقة أن يحتوي فقط على إلكترونين لهما دوران متضاد. يُشار إلى عدد الكم المغزلي بالـ m s
رقم الكم الرئيسي ن
رقم الكم الرئيسي هو مستوى الطاقة عند هذه اللحظةسبعة مستويات للطاقة معروفة، يشار إلى كل منها برقم عربي: 1،2،3،...7. عدد القذائف في كل مستوى يساوي رقم المستوى: هناك قذيفة واحدة في المستوى الأول، واثنتان في الثانية، وما إلى ذلك.
رقم الإلكترون
لذلك، يمكن وصف أي إلكترون بأربعة أرقام كمومية، ومجموع هذه الأرقام فريد لكل موضع من الإلكترون، خذ الإلكترون الأول، أدنى مستوى طاقة هو N = 1، في المستوى الأول هناك قذيفة واحدة، القشرة الأولى على أي مستوى لها شكل كرة (قذيفة)، أي. L=0، يمكن أن يأخذ عدد الكم المغناطيسي قيمة واحدة فقط، M l =0 وسيكون الدوران مساويًا لـ +1/2. إذا أخذنا الإلكترون الخامس (في أي ذرة كان)، فإن أرقام الكم الرئيسية له ستكون: N=2، L=1، M=-1، دوران 1/2.
رباعي فلوريد الزنك
الزنك 2 ف 4 (ز).الخصائص الديناميكية الحرارية لرباعي فلوريد ثنائي الزنك الغازي في الحالة القياسية في نطاق درجات الحرارة 100 - 6000 كلفن موضحة في الجدول. زنك 2 ف 4 .
الثوابت الجزيئية المستخدمة لحساب الوظائف الديناميكية الحرارية لـ Zn 2 F 4 موضحة في الجدول. زنك 8. لم يتم دراسة بنية جزيء Zn 2 F 4 تجريبيا. قياسًا على Be 2 F 4 [ 82SOL/OZE ]، Mg 2 F 4 [ 81SOL/SAZ ] (انظر أيضًا [ 94GUR/VEY ]) و Al 2 F 4 [ 82ZAK/CHA ] لـ Zn 2 F 4 بشكل رئيسي الحالة الإلكترونية 1 أز تم اعتماد هيكل دوري مسطح (مجموعة التناظر د 2ح). يوصى بأن يكون الوزن الساكن للحالة الإلكترونية الأرضية لـ Zn 2 F 4 مساويًا لـ I، استنادًا إلى حقيقة أن أيون Zn 2+ لديه... د 10 التكوين الإلكتروني. نتاج لحظات القصور الذاتي الواردة في الجدول. Zn.8، محسوبًا من المعلمات الهيكلية المقدرة: ص(الزنك-F ر) = 1.75 ± 0.05 Å (رابطة Zn-F الطرفية)، ص(الزنك-F ب) = 1.95 ± 0.05 Å (جسر رابطة Zn-F) و Ð F ب- الزنك-F ب= 80 ± 10 س. من المفترض أن يكون طول الرابطة Zn-F t هو نفسه ص(Zn-F) في جزيء ZnF 2، يوصى بأن تكون القيمة r (Zn-F b) أكبر بمقدار 0.2 Å من الرابطة الطرفية، كما هو ملاحظ في ثنائيات Al وGa وIn وTl وBe و هاليدات الحديد. قيمة الزاوية F ب- الزنك-F بالمقدرة من القيم المقابلة في جزيئات Be 2 F 4 و Mg 2 F 4 و Al 2 F 4. خطأ في القيمة المحسوبة أنا أ أنا ب أنا جهو 3·10-113 جم 3 سم 6.
تم أخذ ترددات اهتزازات تمديد روابط Zn-F n 1 وn 2 الطرفية من أعمال Givan وLevenschuss [80GIV/LOE]، اللذين درسا طيف الأشعة تحت الحمراء وأطياف رامان لجزيئات Zn 2 F 4 المعزولة في الكريبتون. مصفوفة. من المفترض أن تكون ترددات الاهتزاز لجميع روابط الجسر Zn-F (n 3) هي نفسها، ويتم تقدير قيمها على افتراض أن (n ب/ن ر) av = 0.7، كما في ثنائيات Fe وAl وGa وIn halides. يوصى بترددات اهتزازات التشوه للروابط الطرفية (n 4 - n 5) لـ Zn 2 F 4، على افتراض أن نسبة قيمها في Zn 2 F 4 و Zn 2 Cl 4 هي نفسها بالنسبة لـ ZnF 2 و كلوريد الزنك 2. يعتبر تردد اهتزاز التشوه غير المستوي للدورة (n 7) أعلى قليلاً من التردد المقابل لـ Zn 2 Cl 4. يتم تقدير قيمة تردد اهتزاز التشوه للدورة في المستوى ( ن 6 ) بالمقارنة مع القيمة المقبولة لـ Zn 2 Cl 4 ومع مراعاة نسبة ترددات اهتزاز روابط الجسر Zn-F و Zn-Cl في Zn 2 F 4 و Zn 2 Cl 4 . الأخطاء في ترددات الاهتزازات المرصودة تجريبياً هي 20 سم -1 وتقدر بـ 20% من قيمتها.
لم يتم أخذ الحالات الإلكترونية المثارة لـ Zn 2 F 4 في الاعتبار عند حساب الدوال الديناميكية الحرارية.
تم حساب الدوال الديناميكية الحرارية لـ Zn 2 F 4 (r) بتقريب "المذبذب التوافقي الصلب" باستخدام المعادلات (1.3) - (1.6) ، (1.9) ، (1.10) ، (1.122) - (1.124) ، (1.128) ) ، (1.130) . ترجع الأخطاء في الدوال الديناميكية الحرارية المحسوبة إلى عدم دقة القيم المقبولة للثوابت الجزيئية وكذلك الطبيعة التقريبية للحساب وتبلغ 6 و 16 و 20 J × K ‑1 × mol ‑1 in قيم Φ°( ت) عند 298.15 و3000 و6000 كلفن.
يتم نشر جدول الوظائف الديناميكية الحرارية لـ Zn 2 F 4 (g) لأول مرة.
تم حساب ثابت التوازن Zn 2 F 4 (g) = 2Zn(g) + 4F(g) باستخدام القيمة المقبولة
د فيحº(Zn 2 F 4. g, 0) = 1760 ± 30 كيلو جول × مول ‑1.
يتم تقييم الأهمية من خلال مقارنة المحتوى الحراري للتسامي و dimerization من ثنائيات الهاليدات المدرجة في هذا المنشور. ويبين الجدول Zn.12 قيم النسب D سح°(ميهال 2. ك، 0) / د صح°(MeHal 2 – MeHal 2, 0) الموافق للقيم المقبولة في هذا المنشور.
في 9 حالات من أصل 20 حالة، كانت البيانات التجريبية مفقودة. بالنسبة لهذه المركبات، تم إجراء التقديرات الواردة في الجدول بين قوسين معقوفين. ويتم إجراء هذه التقديرات بناءً على الاعتبارات التالية:
1. بالنسبة لمركبات Fe وCo وNi، يتم قبول اختلاف بسيط في السلسلة F-Cl-Br-I وغياب مثل هذا الاختلاف في سلسلة Fe-Co-Ni؛
2. بالنسبة لمركبات الزنك لا يمكن ملاحظة اختلاف القيم في السلسلة F-Cl-Br-I، وبالنسبة للفلورايد فإن القيمة المأخوذة هي متوسط القيم المتبقية؛
3. بالنسبة لمركبات النحاس، يتم قبول نطاق صغير في السلسلة F-Cl-Br-I، عن طريق القياس مع مركبات مجموعة الحديد، بناءً على تقارب القيم؛ تم اعتماد الحركة نفسها بشكل أصغر إلى حد ما.
يؤدي النهج الموصوف إلى قيم المحتوى الحراري للانحلال لـ Me 2 Hal 4 الواردة في الجدول. Zn.13.
عند حساب طاقة الانحلال لـ Cu 2 I 4، تم استخدام القيمة D، غير المدرجة في هذا المنشور ش° (CuI 2, k, 0) = 180 ± 10 كيلوجول × مول -1. (انظر النص الخاص بالمحتوى الحراري لتسامي CuBr 2).
يمكن تقدير دقة التقديرات بـ 50 كيلو جول × مول -1 للنحاس 2 I 4 و 30 كيلو جول × مول -1 في حالات أخرى.
القيمة المقبولة للمحتوى الحراري للانحلال لـ Zn 2 F 4 تتوافق مع قيمة المحتوى الحراري للتكوين:
د و ح° (Zn 2 F 4. g, 0) = -1191.180 ± 30.0 كيلو جول × مول −1.
أوسينا إل. [البريد الإلكتروني محمي]
جوساروف أ.ف. [البريد الإلكتروني محمي]
دعونا نلقي نظرة على المهمة رقم 1 من خيارات امتحان الدولة الموحدة لعام 2016.
المهمة رقم 1.
تتوافق الصيغة الإلكترونية لطبقة الإلكترون الخارجية 3s²3p6 مع بنية كل من الجسيمين:
1. Ar° وK° 2. Cl‾ وK+ 3. S²‾ وNa° 4. Cl° وCa2+
توضيح:من بين خيارات الإجابة هناك ذرات في حالات غير مثارة ومثارة، أي أن التكوين الإلكتروني لأيون البوتاسيوم، على سبيل المثال، لا يتوافق مع موقعه في الجدول الدوري. دعونا نفكر في الخيار 1 Ar° وK°. لنكتب تكويناتها الإلكترونية: Ar°: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; K°: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - تكوين إلكتروني مناسب للأرجون فقط. لنفكر في خيار الإجابة رقم 2 - Cl‾ وK+. ك+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. لذلك، الجواب الصحيح هو 2.
المهمة رقم 2.
1. Ca° 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
توضيح:لأننا نكتب التكوين الإلكتروني للأرجون: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. الكالسيوم غير مناسب لأنه يحتوي على إلكترونين إضافيين. للبوتاسيوم: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. الإجابة الصحيحة هي 2.
المهمة رقم 3.
العنصر الذي تكوينه الإلكتروني الذري هو 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 يشكل مركب هيدروجين
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
توضيح:دعونا ننظر إلى الجدول الدوري، ذرة الكبريت لديها هذا التكوين الإلكتروني. الجواب الصحيح هو 4.
المهمة رقم 4.
ذرات المغنيسيوم و
1. الكالسيوم 2. الكروم 3. السيليكون 4. الألومنيوم
توضيح:يحتوي المغنيسيوم على تكوين مستوى طاقة خارجي: 3s2. للكالسيوم: 4s2، للكروم: 4s2 3d4، للسيليكون: 3s2 2p2، للألمنيوم: 3s2 3p1. الاجابه الصحيحه هي 1.
المهمة رقم 5.
تتوافق ذرة الأرجون في الحالة الأرضية مع التكوين الإلكتروني للجسيم:
1.S²‾ 2.Zn2+ 3.Si4+ 4.Se°
توضيح:التكوين الإلكتروني للأرجون في الحالة الأرضية هو 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. S²‾ لديه التكوين الإلكتروني: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). الاجابه الصحيحه هي 1.
المهمة رقم 6.
تتمتع ذرات الفوسفور والفوسفور بتكوين مماثل لمستوى الطاقة الخارجي.
1. آر 2. آل 3. كل 4. ن
توضيح:لنكتب التكوين الإلكتروني للمستوى الخارجي لذرة الفوسفور: 3s2 3p3.
للألمنيوم: 3s2 3p1؛
للأرجون: 3s2 3p6؛
للكلور: 3s2 3p5؛
للنيتروجين: 2s2 2p3.
الجواب الصحيح هو 4.
المهمة رقم 7.
تكوين الإلكترون 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 يتوافق مع الجسيم
1.S4+ 2.P3- 3.Al3+ 4.O2-
توضيح:يتوافق هذا التكوين الإلكتروني مع ذرة الأرجون في الحالة الأرضية. دعونا نفكر في خيارات الإجابة:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
الإجابة الصحيحة هي 2.
المهمة رقم 8.
ما هو التكوين الإلكتروني الذي يتوافق مع توزيع إلكترونات التكافؤ في ذرة الكروم:
1.3d2 4s2 2.3s2 3p4 3.3d5 4s1 4.4s2 4p6
توضيح:لنكتب التكوين الإلكتروني للكروم في الحالة الأرضية: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. توجد إلكترونات التكافؤ في المستويين الفرعيين الأخيرين 4s و 3d (هنا يقفز إلكترون واحد من المستوى الفرعي s إلى d). الجواب الصحيح هو 3.
المهمة رقم 9.
تحتوي الذرة على ثلاثة إلكترونات مفردة في المستوى الإلكتروني الخارجي في الحالة الأرضية.
1. التيتانيوم 2. السيليكون 3. المغنيسيوم 4. الفوسفور
توضيح:لكي يكون لديك 3 إلكترونات غير متزاوجة، يجب أن يكون العنصر في المجموعة 5. لذلك، الجواب الصحيح هو 4.
المهمة رقم 10.
ذرة عنصر كيميائي، أعلى أكسيده هو RO2، وله تكوين المستوى الخارجي:
1.ns2 np4 2.ns2 np2 3.ns2 4.ns2 np1
توضيح:يحتوي هذا العنصر على حالة أكسدة (في هذا المركب) تبلغ +4، أي أنه يجب أن يحتوي على 4 إلكترونات تكافؤ في المستوى الخارجي. لذلك، الجواب الصحيح هو 2.
(قد تعتقد أن الإجابة الصحيحة هي 1، ولكن مثل هذه الذرة سيكون لها حالة أكسدة قصوى تبلغ +6 (نظرًا لوجود 6 إلكترونات في المستوى الخارجي)، لكننا نحتاج إلى الأكسيد الأعلى ليكون له الصيغة RO2، وهكذا سيكون للعنصر أعلى أكسيد RO3)
مهام للعمل المستقل.
1. التكوين الإلكتروني 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 يتوافق مع الذرة
1. الألومنيوم 2. النيتروجين 3. الكلور 4. الفلور
2. يحتوي الجسيم على غلاف خارجي مكون من ثمانية إلكترونات
1.P3+ 2.Mg2+ 3.Cl5+ 4.Fe2+
3. العدد الذري للعنصر الذي تركيبه الإلكتروني الذري 1s2 2s2 2p3 يساوي
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. عدد الإلكترونات الموجودة في أيون النحاس Cu2+ هو
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. ذرات النيتروجين و
1. الكبريت 2. الكلور 3. الزرنيخ 4. المنغنيز
6. ما المركب الذي يحتوي على كاتيون وأنيون بترتيب الإلكترون 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6؟
1. كلوريد الصوديوم 2. NaBr 3. بوكل 4. KBr
7. عدد الإلكترونات الموجودة في أيون الحديد Fe2+ هو
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. الأيون لديه التكوين الإلكتروني للغاز الخامل
1.Cr2+ 2.S2- 3.Zn2+ 4.N2-
9. لذرات الفلور والفلور تكوين مماثل لمستوى الطاقة الخارجي
1. الأكسجين 2. الليثيوم 3. البروم 4. النيون
10. العنصر الذي الصيغة الإلكترونية الذرية له هي 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 يتوافق مع مركب الهيدروجين
1. حمض الهيدروكلوريك 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
تستخدم هذه المذكرة مهام من مجموعة امتحانات الدولة الموحدة لعام 2016 التي حرّرها أ.أ. كافيرينا.
نظرية طريقة رابطة التكافؤ
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 4p 0 4d 0
وفقا لل حكم هونديتم ترتيب الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي على النحو التالي:
عامل معقدلديه رقم التنسيق c.n. = 6، وبالتالي يمكنه ربط 6 بروابط، كل منها يحتوي على زوج إلكترون وحيد، وبالتالي فهو مانح للإلكترون. يجب أن يوفر المستقبل (عامل التعقيد) ستة مدارات شاغرة لاستيعاب ستة أزواج من الإلكترونات. عندما يتم تكوين أيون معقد 3+، يتم إطلاق أربعة إلكترونات غير متزاوجة في الحالة d من Co 3+ من أزواج الإلكترون الأولى، ونتيجة لذلك يتم إطلاق مدارين ثلاثي الأبعاد:
ثم يتكون الأيون المركب 3+، وله البنية التالية:
تشارك المدارات الداخلية ثلاثية الأبعاد والمدارات الخارجية 4s و4p في تكوين هذا الأيون المعقد. نوع التهجين - د 2 sp 3 .
يشير وجود الإلكترونات المقترنة فقط إلى الخواص المغناطيسية للأيون.
نظرية المجال البلوري
نظرية المجال البلورييعتمد على افتراض أن العلاقة بين العامل المعقد والروابط جزئية. ومع ذلك، يؤخذ في الاعتبار تأثير المجال الكهروستاتيكي للروابط على حالة الطاقة لإلكترونات الأيون المركزي.
دعونا نفكر في أملاحين معقدتين: K 2 و K 3 .
K 2 – له بنية مكانية رباعية السطوح ( sp 3 - التهجين)
K 3 – له هيكل مكاني ثماني السطوح ( sp 3 د 2 -تهجين)
عوامل التعقيد لها ما يلي التكوين الإلكترونية:
د – الإلكترونات التي لها نفس مستوى الطاقة هي نفسها في حالة الذرة أو الأيون الحر. لكن عمل المجال الكهروستاتيكي للروابط يساهم في تقسيم مستويات الطاقة للمدارات d في الأيون المركزي. وكلما كان الحقل الناتج عن الروابط أقوى، زاد الانقسام (لنفس العامل المعقد). وفقًا لقدرتها على إحداث انقسام في مستويات الطاقة، يتم ترتيب الروابط على التوالي:
CN — > NO 2 — > NH 3 > SCN — > H 2 O > OH — > F — > Cl — > Br — > I —
يؤثر هيكل الأيون المعقد على طبيعة تقسيم مستويات الطاقة لعامل التعقيد.
في هيكل ثماني السطوحالأيونات المعقدة، مدارات d γ (d z 2 -، d x 2 - y 2 -orbitals) تخضع لـ تفاعل قوي من مجال يجند، ويمكن أن تتمتع إلكترونات هذه المدارات بطاقة أعلى من إلكترونات المدارات d ε (d xy، d xz، d yz - المدارات).
يمكن تمثيل تقسيم مستويات الطاقة للإلكترونات في الحالة d في مجال ثماني السطوح من الروابط شكل الرسم البياني:
هنا Δ oct هي طاقة الانقسام في مجال ثماني السطوح من الروابط.
مع هيكل رباعي السطوحمن أيون معقد، تتمتع مدارات d γ بطاقة أقل من مدارات d ε:
هنا Δ tetr هي طاقة الانقسام في مجال رباعي السطوح من الروابط.
تقسيم الطاقة Δيتم تحديدها تجريبياً من أطياف امتصاص الكمات الضوئية بواسطة مادة طاقتها تساوي طاقة التحولات الإلكترونية المقابلة. يرجع طيف الامتصاص وكذلك لون المركبات المعقدة للعناصر d إلى انتقال الإلكترونات من مدار d منخفض الطاقة إلى مدار d عالي الطاقة.
وهكذا، في حالة ملح K3، عند امتصاص كمية خفيفة، من المحتمل أن ينتقل الإلكترون من مدار d ε إلى مدار d γ. وهذا ما يفسر أن هذا الملح له لون برتقالي-أحمر. وملح K2 لا يستطيع امتصاص الضوء، ونتيجة لذلك فهو عديم اللون. ويفسر ذلك حقيقة أن انتقال الإلكترونات من المدار d γ إلى المدار d ε غير ممكن.
النظرية المدارية الجزيئية
طريقة موسبق أن نوقشت في القسم.
باستخدام هذه الطريقة، سوف نقوم بتصوير التكوين الإلكتروني للأيون المركب عالي الدوران 2+.
التكوين الإلكتروني لأيون Ni 2+:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 أو ...4s 0 3d 8 4p 0 4d 0
في أيون معقد 2+ المشاركة في تكوين الروابط الكيميائية 8 إلكتروناتأيون Ni 2+ مركزي و12 إلكترونًا من ستة بروابط NH3.
أيون معقدلقد هيكل ثماني السطوح. لا يمكن تكوين العناصر العضوية إلا عندما تكون طاقات الجسيمات المتفاعلة الأولية قريبة من قيمها وموجهة أيضًا في الفضاء وفقًا لذلك.
في حالتنا، المدار 4s للأيون Ni 2+يتداخل بالتساوي مع مدارات كل من الروابط الستة. ونتيجة لذلك، يتم تشكيل المدارات الجزيئية: الترابط σ s b و antibonding σ s dis.
تداخل ثلاث مدارات 4p لعامل معقدمع مدارات الروابط يؤدي إلى تكوين ستة مدارات σp: الترابط σ x، σ y، σ z، والترابط المضاد σ x، σ y، σ z.
تداخل عامل التعقيد d z 2 و d x 2 - y 2مع مدارات الروابط تساهم في تكوين أربعة مدارات جزيئية: رابطة σ رابطة x 2 - y 2، σ رابطة z 2 واثنتان مضادتان σ كسر x 2 - y 2، σ قطع z 2.
المدارات d xy , d xz , d yz لأيون Ni 2+ لا ترتبط بمدارات الروابط، لأن ليست موجهة إليهم. ونتيجة لذلك، فهي لا تشارك في تكوين الرابطة σ، وهي مدارات غير مرتبطة: π xz، π xy، π yz.
المجموع يحتوي المركب 2+ على 15 مدارًا جزيئيًا.ويمكن تصوير ترتيب الإلكترونات على النحو التالي:
(σ s св) 2 (σ х св) 2 (σ y св) 2 (σ z св) 2 (σ св x 2 - y 2) 2 (σ св z 2) 2 (π xz) 2 (π xy) 2 (π yz) 2 (σ الحجم x 2 - y 2) (σ الحجم z 2)
يظهر تكوين المدارات الجزيئية بشكل تخطيطي في الرسم البياني أدناه:
