Beste antwoord
In de kristalveldtheorie wordt aangenomen dat het centrale metaalatoom (CMA) een positief geladen punt is dat wordt benaderd door -ve puntladingen genaamd liganden.
De interactie tussen liganden en CMA is dus puur ionisch van aard en er vindt geen orbitale overlapping plaats tussen liganden en CMA.
De buitenste de ^ {-} van CMA geconfronteerd met afstoting van de inkomende liganden.
D-orbitaal van CMA hebben gelijke energieën in geïsoleerde omstandigheden en ze worden gedegenereerde orbitalen genoemd.
Wanneer een bolvormig symmetrisch ligandveld is voorgesteld rond de CMA, dan zullen alle d-orbitalen naar een hoger energieniveau gaan, maar zullen nog steeds gedegenereerd blijven (vanwege dezelfde afstoting veroorzaakt door liganden).
In het geval van complexen is het ligandenveld echter niet sferisch symmetrisch . Dus wanneer liganden de CMA in complexen naderen, bereikt de degeneratie van de d-orbitaal een hoger energieniveau (door meer afstoting) terwijl sommige een lager energieniveau bereiken.
In octaëdrische complexen wordt aangenomen dat de CMA zich op oorsprong met 6 liganden die het benaderen vanuit + x, -x, + y, -y, + z, -z richtingen.
Dus de axiale d-orbitalen van CMA bereiken een hoger energieniveau terwijl de niet -axiale d-orbitalen van CMA bereiken een lager energieniveau.
Dus de d-orbitaal van CMA wordt opgesplitst in 2 verschillende energieniveaus
- t\_ {2} g orbitaal → d\_ {xy}, d\_ {yz}, d\_ {xz}
- bijv. orbitaal → d \_ {(x ^ 2) – (y ^ 2)}, d \_ {(z ^ 2)}
Dit fenomeen wordt kristalveldsplitsing genoemd.
In octaëdrische orbitalen hebben bijvoorbeeld orbitalen een hogere energie en t\_ {2} g hebben een lagere
waar zoals in tetraëdrische bijv. hebben een lagere energie en t\_ {2} g hebben een hogere
in vierkant vlak verloopt het energieniveau als volgt (aflopende volgorde van boven naar beneden) →
- d \_ {( x ^ 2) – (y ^ 2)}
- d\_ {xy}
- d \_ {(z ^ 2)}
- d\_ {yz} = d\_ {xz}
Ik hoop dat dit helpt ….
Antwoord
Ik stel me voor dat je door overlap hebben het over de afscherming van het elektron door andere elektronen. Het is vaak handig om orbitalen in een orbitaal energiediagram weer te geven, zoals hieronder te zien is.
Als een atoom slechts één elektron bevat, zijn zijn orbitale energieën alleen afhankelijk van de belangrijkste kwantumgetallen: een 2s-orbitaal zou gedegenereerd zijn met een 2p-orbitaal. Deze degeneratie wordt echter verbroken wanneer een atoom meer dan één elektron heeft. Dit komt door het feit dat de aantrekkelijke kernkracht die een elektron voelt, wordt afgeschermd door de andere elektronen. s-orbitalen hebben de neiging om dichter bij de kern te staan dan p-orbitalen en krijgen niet zoveel afscherming, en worden daardoor energiezuiniger. Dit proces van het doorbreken van degeneraties binnen een schaal staat bekend als splitsing. In het algemeen zijn de orbitalen het laagst in energie, gevolgd door p orbitalen, d orbitalen, enzovoort.
Schil één is steviger gebonden aan de kern door de Coulomb-kracht tussen de elektronen en de nucleonen dan schil twee. Hoe verder van de kern, hoe zwakker de aantrekkingskracht. Alles in schaal twee zal strakker worden gebonden dan schaal drie. Ondanks de vorm van de orbitaal behoort elke schaal tot een enkel energieniveau en de afstand van elke schaal tot de kern beschrijft de coulombkracht van de schaal Omdat dit niet intuïtief is gezien de vorm van de orbitalen, beschouwen sommige natuurkundigen de orbitalen als wiskundige constructies, terwijl anderen verwachten de vormen van de orbitalen in de natuur te vinden.