Példák problémamegoldásra. Komplex vegyületek szerkezete Mágneses kvantumszám m l
Egy atom elektronikus konfigurációja egy képlet, amely megmutatja az elektronok elrendezését egy atomban szintek és alszintek szerint. A cikk tanulmányozása után megtudhatja, hol és hogyan helyezkednek el az elektronok, megismerkedhet a kvantumszámokkal, és meg tudja alkotni egy atom elektronikus konfigurációját a szám alapján, a cikk végén található egy elemtáblázat.
Miért tanulmányozzuk az elemek elektronikus konfigurációját?
Az atomok olyanok, mint egy építőkészlet: van egy bizonyos számú rész, különböznek egymástól, de két azonos típusú rész teljesen azonos. De ez az építőkészlet sokkal érdekesebb, mint a műanyag, és itt van miért. A konfiguráció attól függően változik, hogy ki van a közelben. Például a hidrogén mellett oxigén Talán
vízzé alakul, nátrium közelében gázzá alakul, vas közelében pedig teljesen rozsdává.
Annak a kérdésnek a megválaszolásához, hogy ez miért történik, és megjósolhatjuk egy atom viselkedését egy másik mellett, meg kell vizsgálni az elektronikus konfigurációt, amelyet az alábbiakban tárgyalunk.
Hány elektron van egy atomban?
Az atom magból és a körülötte forgó elektronokból áll, az atommag protonokból és neutronokból áll. Semleges állapotban minden atomnak annyi elektronja van, ahány proton van az atommagjában. A protonok számát az elem rendszáma jelöli, például a kénnek 16 protonja van - ez a periódusos rendszer 16. eleme. Az aranynak 79 protonja van - ez a periódusos rendszer 79. eleme. Ennek megfelelően a kén semleges állapotban 16, az arany 79 elektront tartalmaz.
- Hol keressünk elektront?
- Az elektron viselkedését megfigyelve bizonyos mintákat levezettek kvantumszámokkal, összesen négy van:
- Főkvantumszám
- Orbitális kvantumszám
Mágneses kvantumszám
Spin kvantumszám
Orbitális
Továbbá a pálya szó helyett a „pálya” kifejezést fogjuk használni.
N - szint
L - héj
M l - pályaszám
Az elektronfelhő tanulmányozása eredményeként azt találták, hogy a felhőnek az energiaszinttől függően négy fő formája van: labda, súlyzók és két másik, összetettebb.
Az energia növekedési sorrendjében ezeket a formákat s-, p-, d- és f-héjnak nevezzük.
Mindegyik héjnak 1 (s), 3 (p), 5 (d) és 7 (f) pályája lehet. Az orbitális kvantumszám az a héj, amelyben a pályák találhatók. Az s, p, d és f pályák pályakvantumszáma 0, 1, 2 vagy 3 értéket vesz fel.
Az s-héjon egy pálya van (L=0) - két elektron
Három pálya van a p-héjon (L=1) - hat elektron
Öt pálya van a d-héjon (L=2) - tíz elektron
Hét pálya van az f-héjon (L=3) – tizennégy elektron
Mágneses kvantumszám m l
A p-shell-en három pálya található, ezeket -L-től +L-ig terjedő számok jelölik, azaz a p-shell-hez (L=1) „-1”, „0” és „1” pályák vannak. .
A mágneses kvantumszámot m l betűvel jelöljük.
A héjon belül könnyebben helyezkednek el az elektronok különböző pályákon, így az első elektronok mindegyik pályán megtöltenek egyet, majd mindegyikhez adnak egy-egy elektronpárt.
Tekintsük a d-shell-t:
A d-héj az L=2 értéknek felel meg, azaz öt orbitál (-2,-1,0,1 és 2), az első öt elektron tölti ki a héjat M l =-2, M értékkel. l=-1, Ml=0, Ml=1,Ml=2.
Spin kvantumszám m s A spin az elektronnak a tengelye körüli forgásiránya, két iránya van, tehát a spinkvantumszámnak két értéke van: +1/2 és -1/2. Egy energia-alszint csak két ellentétes spinű elektront tartalmazhat. A spinkvantumszámot m s-vel jelöljük n főkvantumszám
A fő kvantumszám az energiaszint a
Tehát bármely elektron leírható négy kvantumszámmal, ezeknek a számoknak a kombinációja egyedi az elektron minden pozíciójára, vegyük az első elektront, a legalacsonyabb energiaszint N = 1, az első szinten van egy héj, a az első héj bármely szinten labda alakú (s -shell), azaz. L=0, a mágneses kvantumszám csak egy értéket vehet fel, M l =0 és a spin +1/2 lesz.
Ha vesszük az ötödik elektront (bármelyik atomban van is), akkor a fő kvantumszámok a következők lesznek: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Dizink-tetrafluorid Zn2F4 (g).
A gázhalmazállapotú dicink-tetrafluorid termodinamikai tulajdonságait szabványos állapotban 100-6000 K hőmérséklet-tartományban a táblázat tartalmazza. Zn 2 F 4 . A Zn 2 F 4 termodinamikai függvényeinek kiszámításához használt molekuláris állandókat a táblázat tartalmazza. Zn.8. A Zn 2 F 4 molekula szerkezetét kísérletileg nem vizsgálták. A Be 2 F 4 [ 82SOL/OZE ], Mg 2 F 4 [ 81SOL/SAZ ] (lásd még [ 94GUR/VEY ]) és Al 2 F 4 [ 82ZAK/CHA ] analógiájával a Zn 2 F 4 főként elektronikus állapotú 1. A g lapos ciklikus szerkezetet fogadunk el (szimmetriacsoport 2D h ). A Zn 2 F 4 alapelektronikus állapotának statikus tömege I-el egyenlő, mivel a Zn 2+ ion... d 10 elektronikus konfiguráció. A táblázatban megadott tehetetlenségi nyomatékok szorzata. Zn.8, a becsült szerkezeti paraméterekből számolva: r (Zn-F t 10 elektronikus konfiguráció. A táblázatban megadott tehetetlenségi nyomatékok szorzata. Zn.8, a becsült szerkezeti paraméterekből számolva: r ) = 1,75 ± 0,05 Å (terminális Zn-F kötés), b ) = 1,75 ± 0,05 Å (terminális Zn-F kötés),) = 1,95 ± 0,05 Å (áthidaló Zn-F kötés) és Ð F ) = 1,75 ± 0,05 Å (terminális Zn-F kötés),- Zn-F 10 elektronikus konfiguráció. A táblázatban megadott tehetetlenségi nyomatékok szorzata. Zn.8, a becsült szerkezeti paraméterekből számolva:= 80 ± 10 o. A Zn-F t kötés hosszát azonosnak tételezzük fel ) = 1,75 ± 0,05 Å (terminális Zn-F kötés),) = 1,95 ± 0,05 Å (áthidaló Zn-F kötés) és Ð F ) = 1,75 ± 0,05 Å (terminális Zn-F kötés), A ZnF 2 molekulában lévő (Zn-F) r(Zn-F b) értéke javasolt, hogy a terminális kötés 0,2 Å-ével nagyobb legyen, amint az Al, Ga, In, Tl, Be és Be dimereknél megfigyelhető. Fe halogenidek. Szögérték F a Be 2 F 4, Mg 2 F 4 és Al 2 F 4 molekulák megfelelő értékeiből becsülve. Számított érték hiba I A I B I C
3,10-113 g 3 cm 6. ) = 1,75 ± 0,05 Å (terminális Zn-F kötés), A terminális Zn-F n 1 és n 2 kötések nyújtó rezgésének frekvenciáit Givan és Levenschuss [80GIV/LOE] munkájából vettük, akik kriptonban izolált Zn 2 F 4 molekulák IR spektrumát és Raman spektrumát tanulmányozták. mátrix. Feltételezzük, hogy az összes Zn-F (n 3) hídkötés rezgési frekvenciája megegyezik, és értéküket úgy becsüljük meg, hogy (n (Zn-F) av = 0,7, mint a Fe, Al, Ga és In halogenidek dimerjeinél. A Zn 2 F 4 terminális kötéseinek deformációs rezgésének frekvenciái (n 4 - n 5) ajánlottak, feltételezve, hogy a Zn 2 F 4 és Zn 2 Cl 4 értékeinek aránya megegyezik a ZnF 2 értékével és ZnCl 2. A ciklus nem sík alakváltozási rezgésének frekvenciáját (n 7) valamivel nagyobbnak vesszük, mint a Zn 2 Cl 4 megfelelő frekvenciáját. A ciklus síkbeli deformációs rezgési frekvenciájának (n 6) értékét a Zn 2 Cl 4-re elfogadott értékkel összehasonlítva, a Zn-F ill. Zn-Cl Zn 2 F 4-ben és Zn 2 Cl 4-ben. A kísérletileg megfigyelt rezgési frekvenciák hibája 20 cm -1, becsült értékük 20%-a.
A termodinamikai függvények számításánál a Zn 2 F 4 gerjesztett elektronállapotait nem vettük figyelembe.
A Zn 2 F 4 (g) termodinamikai függvényeit a „merev forgó – harmonikus oszcillátor” közelítésben számítottuk ki az (1.3) - (1.6), (1.9), (1.10), (1.122) - (1.124), (1.128) egyenletek segítségével. ), ( 1.130) . A számított termodinamikai függvények hibái a molekuláris állandók elfogadott értékeinek pontatlanságából, valamint a számítás hozzávetőleges természetéből adódnak, és 6, 16 és 20 J × K -1 × mol -1 in. a Φº( T) 298,15, 3000 és 6000 K-nál.
A Zn 2 F 4 (g) termodinamikai függvényeinek táblázata először jelenik meg.
A Zn 2 F 4 (g) = 2Zn(g) + 4F(g) egyensúlyi állandót az elfogadott érték felhasználásával számítottuk ki.
g lapos ciklikus szerkezetet fogadunk el (szimmetriacsoport atHº(Zn 2 F 4, g, 0) = 1760 ± 30 kJ × mol -1.
A jelentőségét a jelen publikációban szereplő dihalogenidek szublimációs és dimerizációs entalpiáinak összehasonlításával értékeljük. A Zn.12 táblázat a D arányok értékeit mutatja sHº(MeHal 2. k, 0) / D rHº(MeHal 2 - MeHal 2, 0), amely megfelel az ebben a kiadványban elfogadott értékeknek.
Az összesen 20 esetből 9 esetben hiányoznak a kísérleti adatok. Ezekre a vegyületekre a táblázatban szögletes zárójelben megadott becslések készültek. Ezek a becslések a következő megfontolások alapján készültek:
1. Fe-, Co- és Ni-vegyületek esetében az F-Cl-Br-I sorozat kis eltérése és a Fe-Co-Ni sorozatban ilyen eltérés hiánya elfogadható;
2. a Zn vegyületeknél nem lehet észrevenni az F-Cl-Br-I sorozat értékeinek változását, a fluor esetében pedig a fennmaradó értékek átlaga;
3. Cu-vegyületek esetében az F-Cl-Br-I sorozat egy kis tartománya elfogadható a vascsoport vegyületeivel analógiával az értékek közelsége alapján; magát a lépést valamivel kisebb mértékben fogadták el.
A leírt megközelítés a Me 2 Hal 4 porlasztási entalpiájának táblázatban megadott értékéhez vezet. Zn.13.
A Cu 2 I 4 porlasztási energiájának kiszámításakor a jelen kiadványban nem szereplő D értéket használtuk. s H° (CuI 2, k, 0) = 180 ± 10 kJ × mol -1. (Lásd a CuBr 2 szublimációs entalpiájáról szóló szöveget).
A becslések pontossága Cu 2 I 4 esetén 50 kJ× mol -1, egyéb esetekben 30 kJ× mol -1 értékre becsülhető.
A Zn 2 F 4 porlasztási entalpiájának elfogadott értéke megfelel a képződésentalpia értékének:
g lapos ciklikus szerkezetet fogadunk el (szimmetriacsoport f H° (Zn 2 F 4, g, 0) = -1191,180 ± 30,0 kJ × mol -1.
Osina E.L. [e-mail védett]
Gusarov A.V. [e-mail védett]
Nézzük a 2016. évi Egységes Államvizsga opciók közül az 1. számú feladatot.
1. számú feladat.
A 3s²3p6 külső elektronréteg elektronképlete megfelel mind a két részecske szerkezetének:
1. Arº és Kº 2. Cl‾ és K+ 3. S²‾ és Naº 4. Clº és Ca2+
Magyarázat: a válaszlehetőségek között vannak gerjesztetlen és gerjesztett állapotú atomok, vagyis mondjuk egy káliumion elektronkonfigurációja nem felel meg a periódusos rendszerben elfoglalt helyzetének. Tekintsük az 1. opciót Arº és Kº. Írjuk fel az elektronikus konfigurációikat: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - csak argonhoz megfelelő elektronikus konfiguráció. Tekintsük a 2. válaszlehetőséget - Cl‾ és K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Ezért, a helyes válasz a 2.
2. feladat.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
Magyarázat: mert az argon elektronikus konfigurációját írjuk: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. A kalcium nem megfelelő, mert 2-vel több elektronja van. Kálium esetében: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. A helyes válasz a 2.
3. feladat.
Az 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 atomi elektronkonfigurációjú elem hidrogénvegyületet képez
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
Magyarázat: Nézzük a periódusos rendszert, a kénatom ilyen elektronikus konfigurációval rendelkezik. A helyes válasz a 4.
4. feladat.
A magnézium atomjai és
1. Kalcium 2. Króm 3. Szilícium 4. Alumínium
Magyarázat: A magnézium külső energiaszint-konfigurációja: 3s2. Kalciumnál: 4s2, krómnál: 4s2 3d4, szilíciumnál: 3s2 2p2, alumíniumnál: 3s2 3p1. A helyes válasz az 1.
5. feladat.
Az alapállapotban lévő argonatom megfelel a részecske elektronkonfigurációjának:
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
Magyarázat: Az argon elektronikus konfigurációja alapállapotban 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Az S²‾ elektronikus konfigurációja: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). A helyes válasz az 1.
6. feladat.
A foszfor és a foszfor atomok külső energiaszintje hasonló konfigurációval rendelkezik.
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N
Magyarázat:Írjuk fel a foszforatom külső szintjének elektronikus konfigurációját: 3s2 3p3.
Alumíniumhoz: 3s2 3p1;
Argonhoz: 3s2 3p6;
Klór esetén: 3s2 3p5;
Nitrogén esetében: 2s2 2p3.
A helyes válasz a 4.
7. feladat.
Az 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 elektronkonfiguráció megfelel a részecskének
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
Magyarázat: ez az elektronikus konfiguráció az alapállapotban lévő argonatomnak felel meg. Tekintsük a válaszlehetőségeket:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
A helyes válasz a 2.
8. feladat.
Melyik elektronikus konfiguráció felel meg a vegyértékelektronok eloszlásának egy krómatomban:
1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6
Magyarázat:Írjuk fel a króm elektronikus konfigurációját alapállapotban: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. A vegyértékelektronok az utolsó két 4s és 3d alszinten helyezkednek el (itt egy elektron az s-ről a d-re ugrik). A helyes válasz a 3.
9. számú feladat.
Az atom három párosítatlan elektront tartalmaz a külső elektronszinten alapállapotban.
1. Titán 2. Szilícium 3. Magnézium 4. Foszfor
Magyarázat: Ahhoz, hogy 3 párosítatlan elektron legyen, az elemnek az 5. csoportba kell tartoznia. Ezért, a helyes válasz a 4.
10. feladat.
Atom kémiai elem, amelynek legmagasabb oxidja RO2, a külső szint konfigurációja:
1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1
Magyarázat: ennek az elemnek az oxidációs állapota (ebben a vegyületben) +4, azaz 4 vegyértékelektronnal kell rendelkeznie a külső szinten. Ezért, a helyes válasz a 2.
(azt gondolhatod, hogy a helyes válasz 1, de egy ilyen atom maximális oxidációs foka +6 lenne (mivel a külső szinten 6 elektron van), de a magasabb oxid kell ahhoz, hogy az RO2 képlet legyen, és pl. egy elemnek nagyobb az oxidja RO3)
Önálló munkára vonatkozó feladatok.
1. Az 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 elektronikus konfiguráció egy atomnak felel meg
1. Alumínium 2. Nitrogén 3. Klór 4. Fluor
2. A részecske nyolcelektronos külső héjjal rendelkezik
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. Annak az elemnek a rendszáma, amelynek atomelektronikus szerkezete 1s2 2s2 2p3 egyenlő
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. A Cu2+ rézionban lévő elektronok száma az
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. A nitrogénatomok ill
1. Kén 2. Klór 3. Arzén 4. Mangán
6. Melyik vegyület tartalmaz egy 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6 elektronkonfigurációjú kationt és aniont?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. A Fe2+ vasionban lévő elektronok száma az
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. Az ion egy inert gáz elektronikus konfigurációjával rendelkezik
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. A fluor és a fluor atomok hasonló konfigurációjú külső energiaszinttel rendelkeznek
1. Oxigén 2. Lítium 3. Bróm 4. Neon
10. Egy elem, amelynek atomelektronikus képlete 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, hidrogénvegyületnek felel meg
1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
Ez a jegyzet az A.A. által szerkesztett 2016-os egységes államvizsga-gyűjtemény feladatait használja. Kaverina.
A vegyértékkötés módszer elmélete
1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 4p 0 4d 0
Szerint Hund szabálya Az elektronok a külső energiaszinten a következőképpen vannak elrendezve:
Komplexképző szer c.n koordinációs számmal rendelkezik. = 6, ezért 6 ligandumot tud kötni, amelyek mindegyike magányos elektronpárral rendelkezik, és így elektrondonor. Egy akceptornak (komplexképzőnek) hat szabad pályát kell biztosítania hat elektronpár befogadásához. Komplex 3+ ion képződésekor a Co 3+ d – állapotában lévő négy párosítatlan elektron először elektronpárokat hoz létre, melynek eredményeként két 3d pálya szabadul fel:
Ekkor képződik a 3+ komplex ion, amelynek szerkezete a következő:
Ennek a komplex ionnak a kialakításában a belső 3d pályák és a külső 4s és 4p pályák vesznek részt. A hibridizáció típusa - ). A Zn 2 F 4 alapelektronikus állapotának statikus tömege I-el egyenlő, mivel a Zn 2+ ion... 2 sp 3 .
A csak páros elektronok jelenléte az ion diamágneses tulajdonságait jelzi.
Kristálytérelmélet
Kristálytérelmélet azon a feltételezésen alapul, hogy a komplexképző szer és a ligandumok közötti kapcsolat részleges. Figyelembe veszik azonban a ligandumok elektrosztatikus mezőjének a központi ion elektronjainak energiaállapotára gyakorolt hatását.
Tekintsünk két komplex sót: K 2 és K 3 .
K 2 – tetraéderes térszerkezetű ( sp 3 - hibridizáció)
K 3 – oktaéderes térszerkezetű ( sp 3 ). A Zn 2 F 4 alapelektronikus állapotának statikus tömege I-el egyenlő, mivel a Zn 2+ ion... 2 - hibridizáció)
A komplexképző szerek a következők: elektronikus konfiguráció:
d – az azonos energiaszintű elektronok azonosak szabad atom vagy ion esetén. De a ligandumok elektrosztatikus mezőjének hatása hozzájárul a d-pályák energiaszintjének felosztásához a központi ionban. És minél erősebb a ligandumok által létrehozott mező, annál nagyobb a hasadás (ugyanazon komplexképző szer esetén). A ligandumok energiaszint-hasadást okozó képessége szerint sorba rendeződnek:
CN — > NO 2 — > NH 3 > SCN — > H 2 O > OH — > F — > Cl — > Br — > I —
A komplex ion szerkezete befolyásolja a komplexképző ágens energiaszintjei felhasadásának jellegét.
at oktaéderes szerkezet komplex ion, d γ -pályák (d z 2 -, d x 2 - y 2 -pályák) vannak kitéve a ligandummező erős kölcsönhatása, és ezen pályák elektronjai nagyobb energiájúak lehetnek, mint a d ε -pályák (d xy, d xz, d yz - pályák) elektronjai.
A ligandumok oktaéderes mezőjében a d-állapotú elektronok energiaszintjének felhasadása ábrázolható diagram forma:
Itt Δ oct a hasítási energia a ligandumok oktaéderes mezőjében.
Tetraéderes szerkezettel Egy komplex ion esetében a d γ pályák energiája kisebb, mint a d ε pályák:
Itt Δ tetr a ligandumok tetraéderes mezejében a hasadás energiája.
Hasítási energia Δ a fénykvantumok abszorpciós spektrumából kísérletileg meghatározva olyan anyag által, amelynek energiája megegyezik a megfelelő elektronátmenetek energiájával. Az abszorpciós spektrum, valamint a d-elemek összetett vegyületeinek színe az elektronok alacsonyabb energiájú d-pályáról nagyobb energiájú d-pályára való átmenetének köszönhető.
Így a K 3 só esetében egy fénykvantum abszorpciója esetén valószínű az elektronátmenet a d ε pályáról a d γ pályára. Ez megmagyarázza, hogy ez a só narancsvörös színű. A K2-só pedig nem képes elnyelni a fényt, és ennek következtében színtelen. Ez azzal magyarázható, hogy az elektronok átmenete a d γ pályáról a d ε pályára nem kivitelezhető.
Molekuláris pályaelmélet
MO módszer részben már volt szó róla.
Ezzel a módszerrel ábrázoljuk a 2+ nagy spinű komplex ion elektronikus konfigurációját.
A Ni 2+ ion elektronikus konfigurációja:
1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 vagy …4s 0 3d 8 4p 0 4d 0
Komplex ionban 2+ részt vesz a kémiai kötések kialakításában 8 elektron központi Ni 2+ ion és hat NH 3 ligandum 12 elektronja.
Komplex ion rendelkezik oktaéderes szerkezet. Az MO-k kialakulása csak akkor lehetséges, ha a kezdeti kölcsönhatásban lévő részecskék energiái közel állnak egymáshoz, és ennek megfelelően térben is orientálódnak.
Esetünkben a Ni 2+ ion 4s pályája egyforma átfedésben van mind a hat ligandum pályájával. Ennek eredményeként molekulapályák jönnek létre: kötés σ s b és antikötés σ s dis.
Egy komplexképző szer három 4p pályájának átfedése a ligandumok pályáival hat σp-pálya kialakulásához vezet: σ x, σ y, σ z kötés, és σ x, σ y, σ z antikötés.
Átfedő d z 2 és d x 2 - y 2 komplexképző szer a ligandumok pályáival négy molekulapálya kialakulásához járul hozzá: két kötés σ kötés x 2 - y 2, σ kötés z 2 és két antikötés σ break x 2 - y 2, σ cut z 2.
A Ni 2+ ion d xy , d xz , d yz pályái nem kötődnek a ligandumok pályáihoz, mert nem irányulnak feléjük. Ennek eredményeként nem vesznek részt a σ kötés kialakításában, és nem kötőpályák: π xz, π xy, π yz.
Teljes a komplex 2+ ion 15 molekulapályát tartalmaz. Az elektronok elrendezése a következőképpen ábrázolható:
(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 méret x 2 – y 2) (σ méret z 2)
A molekulapályák kialakulását az alábbi diagram sematikusan mutatja:
