Цахим тохиргоо zn2. Асуудлыг шийдвэрлэх жишээ. Молекулын тойрог замын онол

Дицинк тетрафторид

Zn 2 F 4 (г). 100 - 6000 К температурын мужид стандарт төлөвт байгаа хийн дизинк тетрафлоридын термодинамик шинж чанарыг хүснэгтэд үзүүлэв. Zn 2 F 4 .

Zn 2 F 4-ийн термодинамик функцийг тооцоолоход хэрэглэгддэг молекулын тогтмолуудыг хүснэгтэд үзүүлэв. Zn.8. Zn 2 F 4 молекулын бүтцийг туршилтаар судлаагүй байна. Be 2 F 4 [ 82SOL/OZE ], Mg 2 F 4 [ 81SOL/SAZ ] (мөн [ 94GUR/VEY ]-г үзнэ үү) ба Al 2 F 4 [ 82ZAK/CHA ]-тай адилтгаж үзвэл Zn 2 F 4 голчлон электрон төлөв 1 байна. А g хавтгай циклийн бүтцийг баталсан (тэгш хэмийн бүлэг Д 2h). Zn 2+ ион нь... г 10 цахим тохиргоо. Хүснэгтэд өгсөн инерцийн моментуудын үржвэр. Зн.8, тооцоолсон бүтцийн параметрүүдээс тооцоолсон: r(Zn-F т) = 1.75 ± 0.05 Å (зүйлийн Zn-F холбоо), r(Zn-F б) = 1.95 ± 0.05 Å (гүүртэй Zn-F холбоо) ба Ð F б- Zn-F б= 80 ± 10 o. Zn-F t холбоосын урт нь ижил байна гэж үздэг r ZnF 2 молекул дахь (Zn-F) утгыг r(Zn-F b) төгсгөлийн холбооноос 0.2 Å-ээр их байлгахыг зөвлөж байна, энэ нь Al, Ga, In, Tl, Be ба димерүүдэд ажиглагддаг. Fe галидууд. Өнцгийн утга F б- Zn-F б Be 2 F 4, Mg 2 F 4 ба Al 2 F 4 молекулуудын харгалзах утгуудаас тооцоолсон. Тооцоолсон утгын алдаа I A I B I C 3·10‑113 г 3 см 6 байна.

Zn-F n 1 ба n 2 холболтын суналтын чичиргээний давтамжийг криптонд тусгаарлагдсан Zn 2 F 4 молекулуудын IR спектр ба Раман спектрийг судалсан Гиван ба Левеншусс [80GIV/LOE] нарын ажлаас авсан болно. матриц. Бүх Zn-F (n 3) гүүрний холболтын чичиргээний давтамжийг ижил гэж үздэг бөгөөд тэдгээрийн утгыг (n) гэсэн таамаглалаар тооцдог. б/н т) Fe, Al, Ga болон In галидын димерүүдийн адил av = 0.7. Zn 2 F 4 ба Zn 2 Cl 4-ийн утгуудын харьцаа ZnF 2-ийнхтэй ижил байна гэж үзвэл Zn 2 F 4-ийн терминал холболтын деформацийн чичиргээний давтамжийг (n 4 - n 5) санал болгож байна. ба ZnCl 2. Циклийн хавтгай бус хэв гажилтын чичиргээний давтамжийг (n 7) Zn 2 Cl 4-ийн харгалзах давтамжаас арай өндөр гэж авна. Хавтгай дахь мөчлөгийн хэв гажилтын чичиргээний давтамжийн утгыг (n 6) Zn 2 Cl 4-ийн хувьд хүлээн зөвшөөрөгдсөн утгатай харьцуулж, Zn-F ба гүүрний чичиргээний давтамжийн харьцааг харгалзан тооцно. Zn 2 F 4 ба Zn 2 Cl 4 дахь Zn-Cl. Туршилтаар ажиглагдсан чичиргээний давтамжийн алдаа нь 20 см -1 бөгөөд тэдгээрийн утгын 20% -иар тооцогдоно.

Термодинамик функцийг тооцоолохдоо Zn 2 F 4-ийн өдөөгдсөн электрон төлөвийг тооцоогүй.

Zn 2 F 4 (r)-ийн термодинамик функцийг (1.3) - (1.6) , (1.9) , (1.10) , (1.122) - (1.124) , (1.128) тэгшитгэлийг ашиглан "хатуу эргүүлэгч - гармоник осциллятор"-ийн ойролцоо тооцоогоор тооцоолсон. ), (1.130) . Тооцоолсон термодинамик функцүүдийн алдаа нь молекулын тогтмолуудын хүлээн зөвшөөрөгдсөн утгуудын буруу, түүнчлэн тооцооллын ойролцоо шинж чанараас шалтгаалж, 6, 16 ба 20 J × K - 1 × моль - 1 байна. Φº-ийн утгууд ( Т) 298.15, 3000 ба 6000 К.

Zn 2 F 4 (g) -ийн термодинамик функцүүдийн хүснэгтийг анх удаа нийтлэв.

Хүлээн зөвшөөрөгдсөн утгыг ашиглан тэнцвэрийн тогтмол Zn 2 F 4 (g) = 2Zn(g) + 4F(g)-ийг тооцоолсон.

Д цагтХº(Zn 2 F 4. g, 0) = 1760 ± 30 кЖ × моль ‑1.

Энэхүү нийтлэлд багтсан дигалидын сублимация ба димеризацийн энтальпийг харьцуулах замаар ач холбогдлыг үнэлдэг. Zn.12 хүснэгтэд D харьцааны утгыг харуулав сХº(MeHal 2. k, 0) / Д rХº(MeHal 2 - MeHal 2, 0), энэ хэвлэлд хүлээн зөвшөөрөгдсөн утгуудтай тохирч байна.

Нийт 20 тохиолдлын 9-д нь туршилтын мэдээлэл дутуу байна. Эдгээр нэгдлүүдийн хувьд хүснэгтэд дөрвөлжин хаалтанд өгсөн тооцооллыг хийсэн. Эдгээр тооцоог дараахь үндэслэлээр хийсэн болно.

1. Fe, Co, Ni нэгдлүүдийн хувьд F-Cl-Br-I цувралын бага зэргийн өөрчлөлт ба Fe-Co-Ni цувралд ийм өөрчлөлт байхгүй байхыг хүлээн зөвшөөрсөн;

2. Zn нэгдлүүдийн хувьд F-Cl-Br-I цувралын утгын өөрчлөлтийг анзаарах боломжгүй бөгөөд фторын хувьд авсан утга нь үлдсэн утгуудын дундаж юм;

3. Cu-ийн нэгдлүүдийн хувьд F-Cl-Br-I цувралын бага хүрээг утгын ойролцоо дээр үндэслэн төмрийн бүлгийн нэгдлүүдтэй адилтган хүлээн зөвшөөрдөг; алхам нь өөрөө арай бага батлагдсан.

Тайлбарласан арга нь Хүснэгтэнд өгөгдсөн Me 2 Hal 4 атомчлах энтальпийн утгуудад хүргэдэг. Zn.13.

Cu 2 I 4-ийн атомчлах энергийг тооцоолохдоо энэ нийтлэлд ороогүй D утгыг ашигласан. с H° (CuI 2, k, 0) = 180 ± 10 кЖ × моль ‑1. (CuBr 2-ийн сублимацын энтальпийн текстийг үзнэ үү).

Тооцооллын нарийвчлалыг Cu 2 I 4-ийн хувьд 50 кЖ× моль -1, бусад тохиолдолд 30 кЖ× моль -1 гэж тооцож болно.

Zn 2 F 4 атомчлах энтальпийн хүлээн зөвшөөрөгдсөн утга нь үүсэх энтальпийн утгатай тохирч байна.

Д f H° (Zn 2 F 4. g, 0) = -1191.180 ± 30.0 кЖ × моль ‑1.

Осина E.L. [имэйлээр хамгаалагдсан]

Гусаров А.В. [имэйлээр хамгаалагдсан]

гγ цуврал

Fe 3+ :…3 г 5

гε цуврал

Таван 3 г- электронууд тойрог замд бүрэн тархсан 3 гε цуврал, учир нь өндөр талбайн лигандуудтай харилцан үйлчлэлийн явцад үүсэх хуваагдах энерги нь хамгийн их электрон хослоход хангалттай байдаг. Боломжтой 3 г, 4сболон 4 R-тойрог замууд ил гарсан байна г 2 sp 3-эрлийзжүүлэлт хийж, цогцолборын октаэдр бүтцийг тодорхойлно. Цогцолбор нь парамагнит шинж чанартай, учир нь нэг хосгүй электрон байдаг

г 2 sp 3

Жишээ 5. Цогцолбор дахь бонд үүсэх энергийн диаграммыг зурж, эрлийзжүүлэлтийн төрлийг заана уу.

Шийдэл

Цахим томьёо Cr 3+: …3 г 3 4с 0 4х 0 4г 0 . Монодентат лиганд F - дөрвөн σ холбоо үүсгэдэг, сул талбарын лигандууд бөгөөд тетраэдр талбар үүсгэдэг.

Э

гε цуврал

гγ цуврал

Үнэгүй хоёр 3 г, нэг 4 сба нэг 4 РАО комплекс үүсгэгч бодисууд төрлөөс хамааран эрлийзждэг г 2 sp, үр дүнд нь тетраэдр хэлбэрийн парамагнит цогцолбор үүсдэг.

Жишээ 6. Яагаад 3-р ион нь парамагнит, 3-р ион нь диа соронзон байдгийг тайлбарла.

Шийдэл

Комплекс үүсгэгч Co 3+-ийн электрон томъёо: ...3 г 6. F-лигандуудын (сул талбарын лиганд) октаэдр талбарт бага зэрэг хуваагдана. d–дэд түвшний тул электронууд Хундын дүрмийн дагуу АО-г дүүргэдэг (3-р зургийг үз). Энэ тохиолдолд дөрвөн хосгүй электрон байдаг тул ион нь 3- парамагнит юм. Өндөр талбайн лиганд (CN- ион) оролцоотойгоор 3- ион үүсэх үед хуваагдах энерги d–дэд түвшин нь маш их ач холбогдолтой байх бөгөөд энэ нь хос электронуудын электрон хоорондын түлхэлтийн энергийг давах болно. Электронууд Хундын дүрмийг зөрчиж, Co 3+ ионы AO-г дүүргэнэ (4-р зургийг үз). Энэ тохиолдолд бүх электронууд хосолсон бөгөөд ион нь өөрөө диамагнит шинж чанартай байдаг.

Жишээ 7 3+ ионы хувьд хуваагдах энерги нь 167.2 кЖ моль –1 байна. Усан уусмал дахь хромын (III) нэгдлүүд ямар өнгөтэй байдаг вэ?

Шийдэл

Бодисын өнгийг тодорхойлохын тулд бид гэрэл шингээх долгионы уртыг тодорхойлно

эсвэл nm.

Тиймээс 3+ ион нь спектрийн улаан хэсэгт гэрлийг шингээдэг бөгөөд энэ нь хромын (III) нэгдлийн ногоон өнгөтэй тохирч байна.

Жишээ 8. CN ижил нэртэй лиганд агуулсан 0.001 М уусмалыг 0.12 моль/дм 3 концентрацитай тэнцүү хэмжээгээр холивол 25°С-ийн температурт мөнгөний (I) сульфидын тунадас үүсэх эсэхийг тодорхойлох ба тунадасжуулах ионы уусмал S 2 - концентраци 3.5·10 –3 М.

Шийдэл

Өгөгдсөн ионы диссоциацийн процессыг диаграмаар дүрсэлж болно

– ↔ Ag + + 2CN – ,

мөн хуримтлуулах үйл явцыг дараах байдлаар бичиж болно

2Ag + + S 2– ↔ Ag 2 S.

Тунадас үүсэх эсэхийг тодорхойлохын тулд мөнгөний сульфидын PR (Ag 2 S) уусах чадварыг томъёогоор тооцоолох шаардлагатай.

Мөнгөний ионы концентрацийг тодорхойлохын тулд цогцолбор ионы тогтворгүй байдлын тогтмол байдлын илэрхийллийг бичнэ

. Эндээс

Лавлах номыг ашиглан бид цогцолборын тогтворгүй байдлын тогтмолын утгыг сонгоно - ( TOүүр = 1·10 -21). Дараа нь

моль/дм 3 .

Үүссэн тунадасны уусах чадварын бүтээгдэхүүнийг тооцоолъё

Лавлах номыг ашиглан бид мөнгөний сульфидын уусах чадварын бүтээгдэхүүний хүснэгтийн утгыг (PR(Ag 2 S) таб = 5.7·10 –51) сонгож, тооцоолсон утгатай харьцуулна. PR хүснэгтээс хойш< ПР расчет, то из данного раствора осадок выпадает, так как соблюдается условие выпадения осадка.

Жишээ 9. 0.01 моль/дм 3-тай тэнцэх цианидын ионы илүүдэлтэй 0.3 моль/дм 3 концентрацитай натрийн тетрацианозинкатийн уусмал дахь цайрын ионы концентрацийг тооцоол.

Шийдэл

Анхан шатны диссоциаци нь схемийн дагуу бараг бүрэн явагддаг

Na 2 → 2Na 2+ + 2–

Хоёрдогч диссоциаци нь тэгшитгэлийн дагуу явагдана

2– ↔ Zn 2+ + 4CN –

Энэ процессын тогтворгүй байдлын тогтмол байдлын илэрхийлэлийг бичье

. Эндээс

Лавлах номыг ашиглан бид өгөгдсөн ионы тогтворгүй байдлын тогтмолын утгыг олдог. TOүүр = 1.3·10 -17). Цогцолборын диссоциацийн үр дүнд үүссэн цианидын ионы концентраци нь оруулсан илүүдэл концентрацаас хамаагүй бага бөгөөд  0.01 моль/дм 3, өөрөөр хэлбэл CN - ионуудын концентраци диссоциацийн үр дүнг үл тоомсорлож болно. Дараа нь

моль/дм 3 .

Цахим тохиргооатомнь атом дахь электронуудын байрлалыг түвшин болон дэд түвшнээр харуулсан томъёо юм. Өгүүллийг судалсны дараа та электронууд хаана, хэрхэн байрлаж байгааг мэдэж, квант тоонуудтай танилцаж, атомын электрон тохиргоог түүний тоогоор хийж чаддаг байх болно.

Элементүүдийн цахим тохиргоог яагаад судлах хэрэгтэй вэ?

Атомууд нь барилгын багцтай адил: тодорхой тооны хэсгүүд байдаг, тэдгээр нь бие биенээсээ ялгаатай боловч нэг төрлийн хоёр хэсэг нь туйлын ижил байдаг. Гэхдээ энэ барилгын багц нь хуванцараас хамаагүй илүү сонирхолтой бөгөөд яагаад гэдгийг эндээс харж болно. Ойролцоох хүмүүсээс хамаарч тохиргоо өөрчлөгддөг. Жишээлбэл, устөрөгчийн дэргэд хүчилтөрөгч Магадгүйус болон хувирч, натритай ойролцоо байвал хий болж, төмрийн дэргэд бүрэн зэв болж хувирдаг. Яагаад ийм зүйл болдог вэ гэсэн асуултад хариулж, атомын хажууд байгаа үйлдлийг урьдчилан таамаглахын тулд электрон тохиргоог судлах шаардлагатай бөгөөд үүнийг доор авч үзэх болно.

Атомд хэдэн электрон байдаг вэ?

Атом нь цөм, түүний эргэн тойронд эргэлддэг электронууд нь протон, нейтроноос бүрддэг. Төвийг сахисан төлөвт атом бүр өөрийн цөм дэх протоны тоотой тэнцүү тооны электронтой байна. Протоны тоог элементийн атомын дугаараар тодорхойлно, жишээлбэл, хүхэр нь 16 протонтой - үелэх системийн 16-р элемент. Алт нь 79 протонтой - үелэх системийн 79-р элемент. Үүний дагуу хүхэр нь саармаг төлөвт 16 электронтой, алт нь 79 электронтой.

Электроныг хаанаас хайх вэ?

Электроны зан төлөвийг ажигласнаар тодорхой хэв маягийг гаргаж авсан бөгөөд тэдгээр нь квант тоогоор тодорхойлогддог бөгөөд нийт 4 байдаг.

• Үндсэн квант тоо
• Орбитын квант тоо
• Соронзон квант тоо
• Спин квант тоо

Орбитал

Цаашилбал, орбит гэдэг үгийн оронд бид "Орбитал" гэдэг нь электроны долгионы функц, энэ нь электрон цаг хугацааныхаа 90% -ийг зарцуулдаг бүс юм;

N - түвшин
L - бүрхүүл
M l - тойрог замын тоо
M s - тойрог замын эхний эсвэл хоёр дахь электрон

Орбитын квант тоо l

Электрон үүлийг судалсны үр дүнд тэд энергийн түвшнээс хамааран үүл нь бөмбөг, дамббелл, өөр хоёр, илүү төвөгтэй гэсэн дөрвөн үндсэн хэлбэрийг авдаг болохыг тогтоожээ. Эрчим хүчийг нэмэгдүүлэхийн тулд эдгээр хэлбэрийг s-, p-, d- болон f-бүрхүүл гэж нэрлэдэг. Эдгээр бүрхүүл бүр нь 1 (on s), 3 (p дээр), 5 (d) ба 7 (f дээр) тойрог замтай байж болно. Орбитын квант тоо нь тойрог замууд байрладаг бүрхүүл юм. s,p,d ба f орбиталуудын тойрог замын квант тоо нь тус тус 0,1,2 эсвэл 3 утгыг авна.

s-бүрхүүл дээр нэг тойрог зам (L=0) - хоёр электрон байна
p-бүрхүүл (L=1) дээр гурван орбитал байдаг - зургаан электрон
d-бүрхүүл дээр таван орбитал байдаг (L=2) - арван электрон
f-бүрхүүл (L=3) дээр долоон орбитал байдаг - арван дөрвөн электрон

Соронзон квант тоо m l

P-бүрхүүл дээр гурван тойрог зам байдаг бөгөөд тэдгээр нь -L-ээс +L хүртэлх тоогоор тодорхойлогддог, өөрөөр хэлбэл p-бүрхүүл (L=1)-ийн хувьд "-1", "0" ба "1" орбиталууд байдаг. . Соронзон квант тоог m l үсгээр тэмдэглэнэ.

Бүрхүүлийн дотор электронууд өөр өөр тойрог замд байрлах нь илүү хялбар байдаг тул эхний электронууд орбитал бүрт нэгийг дүүргэж, дараа нь тус бүрт хос электрон нэмэгддэг.

d-бүрхүүлийг авч үзье:
d-бүрхүүл нь L=2 утгатай тохирч байна, өөрөөр хэлбэл таван орбиталь (-2,-1,0,1 ба 2), эхний таван электрон нь M l =-2, M утгыг авч бүрхүүлийг дүүргэдэг. l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.

Спин квант тоо m s

Спин гэдэг нь электроныг тэнхлэгээ тойрон эргэх чиглэл, хоёр чиглэлтэй тул спин квант тоо нь +1/2 ба -1/2 гэсэн хоёр утгатай байна. Нэг энергийн дэд түвшин нь эсрэгээр эргэлддэг хоёр электроныг агуулж болно. Спин квант тоог m s гэж тэмдэглэнэ

Үндсэн квант тоо n

Гол квант тоо нь энергийн түвшин юм Энэ мөчДолоон энергийн түвшин мэдэгдэж байгаа бөгөөд тус бүр нь араб тоогоор тэмдэглэгдсэн байдаг: 1,2,3,...7. Түвшин тус бүрийн бүрхүүлийн тоо нь түвшний тоотой тэнцүү байна: эхний түвшинд нэг бүрхүүл, хоёрдугаарт хоёр гэх мэт.

Электрон тоо

Тиймээс аливаа электроныг дөрвөн квант тоогоор дүрсэлж болно, эдгээр тоонуудын хослол нь электроны байрлал бүрт өвөрмөц бөгөөд эхний электроныг ав, хамгийн бага энергийн түвшин N = 1, эхний түвшинд нэг бүрхүүл байна. Ямар ч түвшний эхний бүрхүүл нь бөмбөг хэлбэртэй байдаг (s -shell), өөрөөр хэлбэл. L=0, соронзон квант тоо нь зөвхөн нэг утгыг авах боломжтой, M l =0, эргэх нь +1/2-тэй тэнцүү байх болно. Хэрэв бид тав дахь электроныг (ямар ч атомд) авбал түүний үндсэн квант тоонууд нь: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2 байх болно.

Валентийн холбооны аргын онол

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 4p 0 4d 0

-ын дагуу Хундын дүрэмГадаад энергийн түвшинд электронууд дараах байдлаар байрлана.

Нарийн төвөгтэй бодис c.n зохицуулалтын дугаартай. = 6, тиймээс энэ нь 6 лигандыг хавсаргаж чаддаг бөгөөд тус бүр нь дан электрон хостой бөгөөд электрон донор юм. Акцептор (комплекс үүсгэгч) нь зургаан электрон хосыг багтаахын тулд зургаан хоосон орбиталаар хангах ёстой. Нарийн төвөгтэй 3+ ион үүсэх үед Co 3+-ийн d – төлөвт хосгүй дөрвөн электрон эхлээд электрон хос үүсгэдэг бөгөөд үүний үр дүнд хоёр 3d орбитал ялгардаг.

Дараа нь дараахь бүтэцтэй 3+ цогцолбор ион үүсдэг.

Энэхүү цогц ион үүсэхэд дотоод 3d орбиталууд болон гаднах 4 болон 4p орбиталууд оролцдог. Гибридизацийн төрөл - г 2 sp 3 .

Зөвхөн хосолсон электронууд байгаа нь ионы диамагнит шинж чанарыг илтгэнэ.

Кристал талбайн онол

Кристал талбайн онолкомплекс үүсгэгч ба лигандуудын хоорондын холбоо хэсэгчилсэн байна гэсэн таамаглал дээр суурилдаг. Гэсэн хэдий ч төвийн ионы электронуудын энергийн төлөв байдалд лигандын электростатик талбайн нөлөөллийг харгалзан үздэг.

Хоёр цогцолбор давсыг авч үзье: K 2 ба K 3 .

K 2 - тетраэдр орон зайн бүтэцтэй ( sp 3 - эрлийзжүүлэх)

K 3 - октаэдр орон зайн бүтэцтэй ( sp 3 г 2 -гибридизаци)

Complexing agents нь дараах байдалтай байна электрон тохиргоо:

d – чөлөөт атом эсвэл ионы хувьд ижил энергийн түвшний электронууд ижил байна. Гэхдээ лигандын электростатик талбайн үйл ажиллагаа нь төвийн ион дахь d-орбиталуудын энергийн түвшинг хуваахад хувь нэмэр оруулдаг. Лигандын үүсгэсэн талбар илүү хүчтэй байх тусам хуваагдал их болно (ижил цогцолбор үүсгэгчийн хувьд). Эрчим хүчний түвшинг хуваах чадварын дагуу лигандуудыг дараалан байрлуулна.

CN — > NO 2 — > NH 3 > SCN — > H 2 O > OH — > F — > Cl — > Br — > I —

Комплекс ионы бүтэц нь цогцолбор үүсгэгчийн энергийн түвшний хуваагдлын шинж чанарт нөлөөлдөг.

At октаэдр бүтэццогцолбор ион, d γ -орбиталууд (d z 2 -, d x 2 - y 2 - орбиталууд) лигандын талбайн хүчтэй харилцан үйлчлэл, мөн эдгээр орбиталуудын электронууд нь d ε -орбиталуудын электронуудаас өндөр энергитэй байж болно (d xy, d xz, d yz - орбиталууд).

Лигандын октаэдр талбар дахь d-төлөв дэх электронуудын энергийн түвшний хуваагдлыг дараах байдлаар илэрхийлж болно. диаграмын хэлбэр:

Энд Δ аравдугаар сар нь лигандын октаэдр талбар дахь хуваагдах энерги юм.

Тетраэдр бүтэцтэйнийлмэл ионы d γ орбитал нь d ε орбиталаас бага энергитэй:

Энд Δ тетр нь лигандын тетраэдр талбарт хуваагдах энерги юм.

Хуваах энерги Δэнерги нь харгалзах электрон шилжилтийн энергитэй тэнцүү бодисоор гэрлийн квантуудын шингээлтийн спектрээс туршилтаар тодорхойлогддог. Шингээлтийн спектр, түүнчлэн d-элементүүдийн нийлмэл нэгдлүүдийн өнгө нь электронууд бага энергитэй d-орбиталаас өндөр энергитэй d-орбитал руу шилжсэнтэй холбоотой юм.

Тиймээс K 3 давсны хувьд гэрлийн квантыг шингээх үед d ε орбиталаас d γ орбитал руу электрон шилжих магадлалтай. Энэ давс нь улбар шар-улаан өнгөтэй болохыг тайлбарлаж байна. Мөн K2 давс нь гэрлийг шингээж чаддаггүй тул өнгөгүй байдаг. Үүнийг d γ орбиталаас d ε орбитал руу электрон шилжих боломжгүй гэж тайлбарладаг.

Молекулын тойрог замын онол

MO аргахэсэгт өмнө нь хэлэлцсэн.

Энэ аргыг ашиглан бид өндөр эргэлттэй ионы 2+-ийн электрон тохиргоог дүрслэх болно.

Ni 2+ ионы цахим тохиргоо:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 or ...4s 0 3d 8 4p 0 4d 0

Нарийн төвөгтэй ион дотор 2+ химийн холбоо үүсгэхэд оролцох 8 электронтөвийн Ni 2+ ион ба 6 NH 3 лигандын 12 электрон.

Нарийн төвөгтэй ионБайгаа октаэдр бүтэц. Анхны харилцан үйлчлэлцдэг бөөмсийн энерги нь ойролцоо утгатай бөгөөд орон зайд чиглэгдсэн үед л MO үүсэх боломжтой.

Манай тохиолдолд Ni 2+ ионы 4s орбиталзургаан лиганд тус бүрийн орбиталуудтай тэнцүү давхцдаг. Үүний үр дүнд молекулын орбиталууд үүсдэг: холболт σ s b ба эсрэг холбоо σ s dis.

Комплекс үүсгэгчийн гурван 4p орбитал давхцаж байнаЛигандын орбиталуудтай σ x, σ y, σ z холболт, σ x, σ y, σ z гэсэн эсрэг холбоо гэсэн зургаан σp-орбитал үүсэхэд хүргэдэг.

Давхардсан d z 2 ба d x 2 - y 2 цогцолбор үүсгэгчЛигандын орбиталуудтай хамт дөрвөн молекул орбитал үүсэхэд хувь нэмэр оруулдаг: хоёр бонд σ бонд x 2 - y 2, σ бонд z 2 ба хоёр эсрэг бонд σ тасархай x 2 - y 2, σ зүсэлт z 2.

Ni 2+ ионы d xy , d xz , d yz орбиталууд нь лигандын орбиталуудтай холбогддоггүй, учир нь тэдэн рүү чиглээгүй. Үүний үр дүнд тэдгээр нь σ холбоо үүсэхэд оролцдоггүй бөгөөд холбоогүй орбиталууд юм: π xz, π xy, π yz.

Нийт нийлмэл 2+ ион нь 15 молекул орбитал агуулдаг.Электронуудын зохион байгуулалтыг дараах байдлаар дүрсэлж болно.

(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 хэмжээ x 2 - y 2) (σ хэмжээ z 2)

Молекулын орбитал үүсэхийг схемийн дагуу доорх диаграммд үзүүлэв.