المتراكب : يتكون من أيون العنصر الانتقالي مرتبط بعدد من الأيونات أو المركبات تسمى مرتبطات في صورة تناسقيه . العنصر الانتقالي :هو العنصر الذي يكون فيه المدار (d) أو (f) غير مكتمل بالإليكترونات .

الليجند : هو الانيونات التي تحمل شحنة سالبة وتحيط بعنصر الفلز المركزي ، بحيث ترص نفسها حول أيون الفلز المركزي شكل هندسي وليس عشوائي .

أنواع الأملاح : 1- ملح بسيط (Simple Salt) يتكون من شق حامضي وشق قاعدي يتحلل في الماء ويعطي الأيونات المكونة له مثل : (NiCl2) حيث النيكل شق قاعدي والكلوريد شق حامضي .

1- ملح مزدوج أو الملح الثنائي (Double Salt) تتكون الأملاح الثنائية أو ما يسمى المركبات الجزيئية أو مركبات الإضافة حينما يتحد جزئيان أو أكثر أو يتكون من شقين قاعدين كل منهم يمكنه أن يوجد مستقلا – معا بنسب محدودة

ا- الشب أما أحجار الشب (iron alums) فهي عبارة عن أملاح مزدوجة أي تتكون من ملحين أحدهما كبريتات فلز ثلاثي التكافؤ مثل الحديد والكروم والألومنيوم والآخر كبريتات الفلز أحادي التكافؤ مثل (Na+) و (K+) و (NH4+) . فلها الصيغة Fe2(SO4)3.M12SO4.24H2O

ويمكن كتابتها في الصورة [M(H2O)6] [Fe(H2O)6] [SO4]2 والتي تستخدم مواد كاوية في عمليات الكي ومن الأمثلة عليها : K2 SO4. 24H2O. Al2(SO4)3. Cr2(SO4)3.K2 SO4. 24H2O

ب- الكرناليت (Carnlite) : KCl . MgCl2 . 6H2O Fe2(SO4)3.K2 SO4. 24H2O ب- الكرناليت (Carnlite) : KCl . MgCl2 . 6H2O  KCl + MgCl2 + 6H2O KCl . MgCl2 .6H2O تتميز هذه المجموعة من المركبات بأنها تحتفظ بتركيبها الجديد في الحالة الصلبة فقط بينما تتكسر إلى مكوناتها

الأصلية إذا أذيبت في الماء وهذا النوع من المركبات يعرف بالأملاح الثنائية . فلو أذبنا المركب الأول أي الشب أو المركب الثاني أي الكرناليت في الماء فإننا نستطيع الكشف عن أيونات البوتاسيوم (K+) والألمنيوم (Al3+) والكبريتات (SO42-)

والمغنسيوم (Mg2+) تماما مثل الكشف عن الأملاح البسيطة لهذه الأيونات أي أن محاليل هذه المركبات تتخذ منحنى الأملاح البسيطة .   3-المتراكبات الفلزية (Metal Complexes ):- مركبات كبريتات النحاس مع الامونيا و حديد وسيانيد

البوتاسيوم كما يلي CuSO4 + 4NH3 + 2H2O CuSO4.4NH3.2H2o   Fe(CN)2 + 4KCN Fe(CN)2.4KCN مركبات هذه المجموعة تحتفظ بتركيبها في الحالة الصلبة و المحاليل . عند إذابة المركبين الناتجين من التفاعلين فإننا لا نستطيع

الكشف عن أيونات النحاس Cu2+ أو الحديد Fe2+ كما هو الحال في حالة محاليل الأملاح البسيطة لكل من هذين الايونين وعلى هذا محاليلها تتبع منحا مغاير للمجموعة الأولى , وهذا النوع من المركبات يسمى المتراكبات أو المركبات التناسقية .

وهذان المركبان الناتجان يعطيان في المحلول أيونات أكثر تعقيداً من الايونات السابقة و هي على التوالي : Cu(NH3)42+ , Fe(CN)64-. CuSO4.4NH3 كبريتات النحاس النشادرية . هذه صيغة عامة لمتراكب فلزي ، و طريقة كتابة المتراكب هي

1- رسم نطاق التناسق . 2- وضع عنصر الفلز مع الليجند الثانوي . 3- ضبط الشحنة على نطاق التناسق . إذن الصيغة التناسقية هي [Cu+2(NH3)40]+2 SO42-  

تقسيم أنواع المتراكبات الفلزية :- أولاً : المتراكبات التناسقية المتعادلة وهي التي تكون الشحنة على نطاق التناسق صفر ، وفي هذه الحالة فإن كل المجموعات أو الايونات تكون في المجال الداخلي للمتراكب أي ضمن نطاق التناسق .

Cu+3(NH3)0(NO2)3-3]0 ) ثلاثي نيترو ثلاثي أمين كوبلت (III) ثانياً : المتراكبات الأيونية و تنقسم إلى 1- متراكبات كاتيونية (Cationic comples) وهي التي تحمل شحنة موجبة [Ba(H2O)4]+2 SO4 , [Co(NH3)6]+3Cl3 .

2- متراكبات أنيونية (Anionic comples) وهي التي تحمل شحنة سالبة K2[Pt(Cl6)]-2  الأعداد التناسقية :- في هذا الجزء سوف نقوم بوصف بعض ترتيبات الأشكال الهندسية للمخلبيات المعروفة التي تتخذها الذرات المرتبطة

المانحة (donor atoms) في المتراكب و يوجد سبعة ترتيبات هندسية يمكن تلخيصها كما

1- عدد التناسق (2)Coordination number 2) ) عدد التناسق 2 يعتبر نادر و المعروف منه هو أيون المتراكب الذي يتكون عندما تذاب أملاح الفضة في محلول الامونيا [Ag(NH3)2]+ ، وهذا النوع من المتراكبات مثل باقي حالات عدد التناسق 2 و الذي يسمى معقدات أو متراكبات خطية (linear) NH3-Ag-NH3 .

والمتراكبات الأخرى لهذا النوع من أعداد التناسق يكون أيونات Hg(II) , Au(I) , Ag(I) , Cu(I) و متراكباتها تكون مثل [Hg(CN)2] , [CuCl2]- . هذه الايونات Hg2+ , Au+ , Ag+ , Cu+ والتي يكون فيها الترتيب الالكتروني في المدار

dعبارة عن d10 . تكون الزاوية بين المرتبط والفلز و المرتبط الآخر مساوية 180 0 م و تنتج الرابطة منة تداخل (overlap) مدار المرتبطة مع المدارات المهجنة sp لذرة الفلز المركزية

عدد التناسق (3) (Coordination number (3) هذا النوع من أعداد التناسق يكون نادراً أيضاً بين متراكبات الفلزات و من أهم هذه المتراكبات هو [HgI3]- في هذا الأنيون تترتب أيونات اليوديد على أركان هرم مثلث (Trigonal) وتكون ذرة الزئبق فيه هي الذرة المركزية .

ومن الأمثلة الحديثة لهذا النوع من المتراكبات في العناصر الانتقالية هو متراكب الحديد الثلاثي [Fe(N(SiMe3)2)3] . 3- عدد التناسق (4) Coordination number 4) ) : يوجد هذا النوع من أعداد التناسق على نطاق واسع حيث تترتب المخلبيات على شكل هرم رباعي الأوجه

(Tetrahedral) ويوجد هذا النوع لكل من العناصر الانتقالية مثل [BF3 (Tetrahedral) ويوجد هذا النوع لكل من العناصر الانتقالية مثل [BF3.NMe3] و [BF4]- و في كلتا الحالتين يرتبط البورون على شكل هرم رباعي الأوجه ومن الامثلة الأخرى لمتراكبات العناصر الاساسية [BeF4]2- . ومن متراكبات العناصر الانتقالية يوجد [Cd(CN)4]2-, [ZnCl4]2-

وهي متراكبات أنيونية . متراكبات العناصر الانتقالية في حالات الأكسدة العالية تكون أيضا هرم رباعي الأوجه مثل [CrO4]2- , [TiCl4] لكن الشكل الهندسي لها يكون نفس الشكل الهندسي لحالات الأكسدة الأخرى . كذلك كلوريدات العناصر الانتقالية تكون أيضاً أنيونات على شكل هرم رباعي

الأوجه عندما تذاب في حمض الهيدروكلوريك المركز , وكلوريد النحاس يعطي [CuCl4]2- , كلوريد الحديديك يعطي [FeCl4]- وكلوريد الكوبلت الثنائي يعطي [CoCl4]2- . عدد التناسق 4 يمكن أن يعطي أيضاً شكل هندسي عبارة عن مربع مستو وذلك عندما تقع المرتبطات على أركان

المربع (Square planar complexes) ومن أمثلة هذا النوع XeF4 من متراكبات العناصر الأساسية . و يكون أكثر شيوعاً و معروفاً للأيونات التي تحتوي على التركيب الالكتروني d8 والروديوم Rh+ , الاريديوم Ir+ , , البلاديوم Pd2+

البلاتين Pt2+ و الذهب Au3+ و من أمثلة هذه المتراكبات الأنيونية[PdCl4]2- , [PtCl4]2- [AuF4]- . النيكل الثنائي Ni2+ يعتبر أيون d8 حيث يكون متراكبات هرم رباعي الأوجه ومربع مستو ومن أمثلة متراكبات النيكل التي تأخذ شكل مربع مستو هو الراسب الأحمر الذي يتكون بإضافة

4- عدد التناسق (5) (Coordination number 5) ثنائي الميثيل جلايكوسيم إلى محلول النيكل . 4- عدد التناسق (5) (Coordination number 5) وجد حديثاً عدد من الأمثلة التي تدل على عدد التناسق خمسة كما وجد أن عدد التناسق هذا أكثر شيوعاً عما كان متوقعاً من أنه محدود .

وتأخذ متراكبات هذا النوع إما شكل هرم ثنائي مثلثي (Trigonal bipyramid) أو هرم مربع ( Square pyramidal) ولا يمكن التفريق بين هذين الشكلين نظراً لأن لهما نفس الطاقة , إذ أن تحول أحد هذين الشكلين إلى الآخر يحتاج إلى قليل من التعديل الفراغي.

ومن أمثلة هذا النوع من المتراكبات الكاتيونية والتي تأخذ شكل الهرم ثنائي مثلثي [Cu(dipy)2I]+ , [Co(NC.CH3)5]+ ومن أمثلة المتراكبات الأنيونية [Pt(SnCl3)5]3- [SnCl5]- , [CuCl5]3- ويتكون هذا المتراكب الأخير من خلال روابط Pt-Sn عندما يضاف

كلوريد قصدير حامضي إلى العديد من أملاح البلاتين ومن أفضل الامثلة المعروفة بالنسبة للشكل هرم مربع هو فانادايل ثنائي الاستيل أسيتون [VO(acac)2] حيث تشغل ذرات الأوكسجين أماكن ارتباطها تجاه الذرة المركزية وفي المثال الانيوني [Cu2Cl6]2- يتكون جسر بين الأنيونات.

يؤدي إلى تكوين هرم مربع حول كل ذرة نحاس يؤدي إلى تكوين هرم مربع حول كل ذرة نحاس . ومن أمثلة العناصر الاساسية المتراكب الانيوني [SbCl5]2- والذي يأخذ الشكل هرم مربع - العدد التناسق (6) (Coordination number 6) :- لقد وجد أن أغلب المركبات التناسقية يكون لها عدد التناسق 6

و يكون الشكل الفراغي لها ثماني الأوجه المنتظم أو ثماني الأوجه المنبعج ( المشوه) ويوجد هذا النوع من ثماني الأوجه في كل متراكبات العناصر الاساسية والعناصر الانتقالية ومن أمثلة المتراكبات التي لها الشكل ثماني الأوجه للعناصر الاساسية [PCl6]-, [InCl6]3-, [Al(acac)3]

ويكون الشكل الثماني الأوجه متماثل ويحدث انحراف أو انبعاج (تشوه) للشكل ثماني الأوجه المنتظم من خلال إحداثيتين ويسمى انحراف أو انبعاج قطري أو من خلال ثلاث إحداثيات ليعطي تناسقاً عكسياً للمنشور المثلثي والذي يسمى هرم مثلث (Trigonal) أو من خلال أربعة محاور

أو إحداثيات و يسمى انحراف أو انبعاج رباعي الجوانب . 6- عدد التناسق (7) Coordination number 7)) :- العدد التناسقي 7 غير شائع بالنسبة لعناصر السلسلة الأولى من العناصر الانتقالية بينما أعداد التناسق الأعلى من 6 تكون مميزة وشائعة لعناصر السلسلة الثانية والثالثة

من العناصر الانتقالية وكذلك عناصر اللانثانيدات والاكتينيدات ومركباته تأخذ أشكالاً هندسية محدودة تنحصر في ثنائي الهرم الخماسي الأضلاع . وثماني الأوجه المغلق والمنشور الثلاثي الزوايا المغلق كما في الشكل التالي . ومن أمثلة هذا النوع من المتراكبات [Mo(CN)7]5-

[UO2F5]3- , [V(CN)7]4- , [ReF7] وتأخذ الشكل ثنائي الهرم الخماسي الأضلاع ومن أمثلة المتراكبات التي تأخذ الشكل ثماني الأوجه للمتراكبات [W(CO)4Br3]- , [Mo(CO)5(PEt3)2]Cl2 وعلى المنشور الثلاثي الزوايا المغلق للمتراكبات [Mo(CNR)7]2+, [NbF7]2- .

7- عدد التناسق (8) Coordination number 8)) عدد التناسق 8 يأخذ شكلاً هندسياً على هيئة منشور مربع منعكس ويمكن الحصول عليه من دوران وجه واحد من المكعب بمقدار 45 درجة بالنسبة للوجه المقابل وكذلك

الشكل ذو ألاثني عشر وجهاً الشكل ذو ألاثني عشر وجهاً . هذين الشكلين لهما نفس الطاقة وفي حالة ثماني السيانيد مثل , [W(CN)8]3- [Mo(CN)8]3- فإنه يمكن أن تأخذ أياً من الشكلين باختيار الأيون الموجب المناسب . فعلى سبيل المثال المتراكب [Mo(CN)8]3- يكون معكوس المنشور المربع

والمركب [N(n-C4H9)4]3 Mo(CN)8 يأخذ الشكل ذا ألاثني عشر وجهاً . أنواع المخلبيات ( المرتبطات , المرافقات ) :- لقد تم تصنيف المخلبيات بناءا على عدد الذرات المانحة للالكترونات والتي تسمى قواعد لويس التي تحتوي عليها

المرتبطة وتسمى أحادية , ثنائية , ثلاثية , رباعية , خماسية أو سداسية المخلب .uni , bi , ter , quadris , qunque , sexdentate للأعداد 1 و 2 و 3 و 4 و 5 و 6 . المرافقات أحادية المخلب :- هي تلك المرافقات التي تحتوي على ذرة أيونية واحدة بها زوج

زوج الكتروني حر مثل الماء (H2O :) و الأمين (NH3 :) والبيريدين والأيونات الهالوجينية وبالتالي فإن الذرة التي تحمل زوج من الالكترونات هي التي تقوم بتكوين الرابطة التناسقية ، أو أيون متعدد الذرات أو جزئ يحتوي على ذرة مانحة من المجموعة V , VI أو حتى المجموعة IV مثل

CN- ، وثبات المتراكبات يزداد كلما زاد وجود حلقة في المتراكب نظراً لظاهرة الرنين المرافقات ثنائية المخلب تحتوي على ذرتين بها زوجين من الالكترونات الحرة و بذلك تكوّن رابطتين وتعمل هذه المرافقات كمخلبيات (Chelating) مع أيون الفلز

لتعطي مخلبيات على شكل حلقة خماسية أو سداسية ومن أمثلتها الإيثيلين ثنائي الأمين ورمزه (en) NH2-CH2-CH2-NH2 الذي يكون حلقة خماسية , ومتراكبات الجلايسين NH2-CH2-COO- والأوكسالات C2O42- نجد أن المتراكبات التي تكون حلقة خماسية أو سداسية من أكثر المتراكبات ثباتاً

بالرغم من أنها حلقة خماسية فإنها ثابتة لأن زوج الالكترونات الحر يدخل مع رنين الحلقة ويجعلها تتزاوج بين الأحادية والثنائية في نفس الوقت . وكذلك متراكبات ثنائي جلايكوسيم والأسيتايل أسيتون كما في الشكل .

وكذلك متراكبات (C6H5)2PCH2CH2P(C6H5)2 ثنائي الفوسفين diphos)) المرافقات ثلاثية المخلب :- تكون هذه المرافقات حلقتين عندما ترتبط بأيون واحد من الفلز وهذا يؤدي إلى إعطاء شكل محدد للمتراكب عادة يكون شكل

خماسي الحلقة و من أمثلة ذلك ثنائي الإيثيلين ثلاثي الأمين (dien) (diethylene triamime) (NH2-CH2-CH2-NH-CH2-CH2-NH2) N,N,N-ligand وثلاثي البيريدين (terpy) (Terpyridene) فإنه يرتبط بواسطة ذرات النيتروجين المانحة للالكترونات

و كذلك الأميدو ثنائي الاسيتات

المرافقات رباعية المخلب تقوم هذه المرافقات بتكوين ثلاثة أو أربعة حلقات عند ارتباطها بأيون الفلز و من أمثلة ذلك ثلاثي الإيثيلين رباعي الأمين (triethylenetetramine) NH2-CH2-CH2-NH-CH2-CH2-NH-CH2-CH2-NH2 .

و متراكبات ثنائي الاسيتيل – إيثيلين ثنائي الأمينو

نجد أنه في المتراكبات التي تحتوي على روابط مزدوجة في مرتبطاتها يتكون حلقات سداسية بينما في المرتبطات التي تحتوي على روابط أحادية تتكون متراكبات خماسية الحلقة . المرافقات خماسية وسداسية المخلب :- هذا النوع من المرافقات يكون أكثر شيوعاً و من أهم أمثلتها الإيثيلين

ثنائي الأمين رباعي حمض الخليك Ethylenediamineteraacetic acid (EDTAH4) ويستخدم الملح ثنائي الصوديوم بكثرة في التحليل الحجمي لتقدير أيونات الفلزات نظراً لذوبانه في الماء . ويكون في متراكباته إما متأيناً كلياً على شكل EDTA4- حيث يكون لديه

أربعة ذرات أوكسجين وذرتين نيتروجين وبذلك تترتب الذرات المانحة حول أيون الفلز ليعطي متراكب على شكل ثماني أوجه منتظم ذي خمس حلقات كما في الشكل .

مرافقات عديدة المخلب :- هذه المرافقات هي تلك التي تحتوي على أكثر من ذرة مانحة و يمكن لها الارتباط من خلال ذرة أو أكثر ومن أهم الأمثلة هذين الأيونين NO2- , SCN- فكل من المرافقين يمكن أن يرتبط من خلال الذرتين المانحتين و هي N , S في N , O , SCN- في NO2-وفي الوقت نفسه تعمل جسراً بين ذرتي الفلز.

لا يمكن حدوث الاتصال في وجود رابطة مزدوجة ووضعت الإشارة السالبة الواحدة لأنه طلعت ذرة هيدروجين واحدة ، فيحدث تفكك للرابطة المزدوجة ، ويسمى O,O-ligand

النيترات

داي ثيوكرباميت ويسمى S,S-ligand .

تسمية المركبات التناسقية :- يمكن وصف النظام الذي من خلاله يمكن تسمية المتراكبات طبقا لعدد من القواعد التي تم الاتفاق عليها من قبل الاتحاد الدولي (IUPAC) للكيمياء النظري والتطبيقية .   1- حينما تكتب صيغة المتراكب يجب كتابة المتراكب

الأيوني بين قوسين مربعين [ ] حيث يكتب رمز الفلز أولاً ثم ترتيب المجموعات التناسقية كما يلي : المجموعات السالبة تليها المجموعات المتعادلة ثم المجموعات الموجبة وعلى سبيل المثال [CoSO4(NH3)4]NO3 [CoClCNNO2(NH3)3]

- لتسمية المتراكب يكتب اسم الايون الموجب أولاً ثم الأيون السالب كما هو في الأملاح البسيطة .   Cation anion Soduim Chloride Cl Na [Co(NH3)6] (NO3)3 Hexaammine cobalt (III)nitrate K [PtCl6]- Potassium hexachloroplatinate

3- تسمية المجموعات التناسقية أ- المجموعات المتعادلة تكتب مثل الجزيئات مثل ايثيلين ثنائي الأمين (Ph)3P , NH2-CH2-CH2-NH2 ثلاثي فينيل فوسفين – بيريدين (ب) المجوعات السالبة تنتهي بـ(و) ، (o) بالإنجليزية مثل

الصيغة الكيميائية SO42¯ H¯ F¯ Cl¯ OH¯ C2O42¯ CH3COO¯ O22¯ O2- NO2¯ SCN الاسم الاسم بالإنجليزي الصيغة الكيميائية سلفاتو sulphato SO42¯ هيدريدو hydrido H¯ فلورو Fluoro F¯ كلورو Chloro Cl¯ هيدروكسو Hydroxo OH¯ أوكسالاتو Oxalate C2O42¯ أسيتاتو Acetate CH3COO¯ بيروكسو Peroxo O22¯ أوكسو oxo O2- نيترو nitro NO2¯ ثيوسيانو Thiocyano SCN سيانو cyano CN نيتراتو nitrito ONO2

ج) المجموعات التناسقية الموجبة وهي نادرة جدا تنتهي بـ(يوم) وبالانجليزية (ium) مثل هيدرازينيوم hydrazinium [ NH2-NH3]+. (د) هناك بعض الاستثناءات لتسمية التناسقية في الحالات الآتية :

الاسم الاسم بالإنجليزي الصيغة الكيميائية أمين Ammine NH3 أكوا Aqua H2O نيتروزيل Nitrosyl NO كربونيل Carbonyl CO جزيء الأكسجين (ثنائي الأكسجين) Dioxygen O2 ثنائي النيتروجين Dinitrogen N2

(4) ترتيب المجموعات التناسقية تسمى حسب الترتيب التالي : 1) المجموعة أو الذرة السالبة (2) المتعادلة (3) الموجبة كما في الأمثلة التالية :

بوتاسيوم سداسي سيانو نيكليت (П) K4[Ni(CN)6] الاسم الصيغة الكيميائية بوتاسيوم سداسي سيانو نيكليت (П) K4[Ni(CN)6] سلفاتو رباعي أمين كوبالت(Ш) نترات [Co(NH3)4SO4]NO3 ثلاثي نيترو ثلاثي أمين كوبالت (Ш) [Co(NH3)3(NO2)3]

5) الأرقام البادئة مثل ثنائي Di ثلاثي Tri

رباعي Tetra خماسي Penta سداسي Hexa

وهي تضاف قبل أسماء المجموعات أو الأيونات ، أما بس (bis) أثنين ، وتريس (tris) ، وتتراكس (tetrakis) ، وبنتاكيس (pentakis)، وهيكساكس (hexakis) فتستخدم قبل الأسماء المركبة للمجموعات مثل: كلوروبس (أثيلين ثنائي الأمين) كوبالت (3) كبريتات [Co(en)2Cl]SO4 .

(6) أسماء العناصر التي تكون الذرة المركزية : بالنسبة للمتراكبات الأنيونية فاسم العنصر ينتهي بـ (ات) (ate) ، أما في المتراكبات المتعادلة أو الكاتيونية فيظل اسم العنصر كما هو بدون إضافة :

الاسم الصيغة الكيميائية كالسيوم هكسا سيانو فيريت (П) Ca2[Fe(CN)6] أمونيوم رباعي ثيوسيانيتو ثنائي الأمين كروميت (Ш) NH4[Cr(NH3)2(NCS)4] كلورو نيترو رباعي أمين بلاتين (IV) كبريتات [Pt(NH3)4(NO2)Cl]SO4 بس(ثنائي مثيل جلايوكزيميتو) نيكل (П) [Ni(DMG)2]

(7) حالات التأكسد : يعبر عن حالات التأكسد لذرة العنصر المركزي بذكر الرقم اللاتيني المقابل لها في نهاية اسم المتراكب أو بعد اسم العنصر ويوضح هذا الرقم بين قوسين . بوتاسيوم ثلاثي أكسالاتو ألمونيت (Ш) K3[Al(C2O4)3]  

(8) المجموعات التي تربط بين ذرتين مركزيتين : بعض المجموعات تقوم بالربط بين ذرتين مركزيتين في المتراكب متعدد المراكز وهذه تسمى بإضافة الحرف اللاتيني ويعاد قبل أسماء المجموعات المختلفة التي تقوم بالربط إذا تعددت هذه المجموعات مثل :

ثماني أكوا - µ- ثنائي هيدروكسو ثنائي حديد (П) كبريتات

(9) بعض المجموعات المعطية يمكنها أن ترتبط بذرة العنصر المركزي خلال إحدى ذراتها مثل مجموعة الثيوسيانيد (SCN¯) فهي إما ترتبط خلال ذرة الكبريت أو ذرة النيتروجين ، ويختلف الاسم في كل حالة كما يلي: [SCN¯] ثيوسيانيتو [N¯CS] آيزوثيوسيانيتو [NO2¯] نيترو nitro [-ON¯O] نيتريتوnitrito

الاسم الصيغة الكيميائية ثنائي كلورو ثنائي أمين بلاتين (П) [Pt(NH3)2Cl2] سداسي اكوا تيتانيوم (Ш) كلوريد [Ti(H2O)6]Cl3 بوتاسيوم سداسي فلورو كوبالتيت (Ш) K3[CoF6] كلورو نيترو رباعي أمين بلاتين (IV) كبريتات [Pt(NH3)4(NO2)Cl]SO4 رباعي كاربونيل نيكل (0) [Ni(CO)4] صوديوم رباعي كربونيل كوبالتيت (-1) Na[Co(CO)4] ثنائي آيزو ثيوسيانيتو ثنائي بيريدين بلاديوم (П) [(dipy)Pd(NCS)2] تريس (أثيلين ثنائي الأمين) كوبالت (Ш) أيون [Co(en)3]3+ ثنائي كلورو رباعي أكوا كروم (Ш) كلوريد [Cr(H2O)4Cl2]Cl بنتا كلورو زنكيت (П) أيون [ZnCl5]3¯ صوديوم سداسي نيترو كوبالتيت (Ш) Na3[Co(NO2)6] زئبق رباعي ثيوسيانيتو كوبالتيت(П) Hg[Co(SCN)4]

رباعي كلورو كوبريت (П) أيون [CuCl4]2¯ هيدروجين هكسا كلورو بلاتينيت (IV) H2[PtCl6]2- سلفاتو رباعي الأمين كوبالت (Ш) نترات [Co(NH3)4SO4]NO3¯ بوتاسيوم رباعي فلورو أرجنتينيت K[AgF4]¯ بوتاسيوم سداسي سيانو حديدات (II) K4[Fe(CN)6] باريوم رباعي سيانو بلاتينيت (II) Ba[Pt(CN)4] كالسيوم سداسي سيانو حديدات (II) Ca2[Fe(CN)6] بوتاسيوم سداسي سيانو حديدات (III) K3[Fe(CN)6] صوديوم رباعي سيانو كوبالتيت (II) Na2[Co(CN)4] بوتاسيوم رباعي سيانو نيكلتيت (0) K4[Ni(CN)4] صوديوم رباعي كلورو كوبالتيت (II) Na2[CoCl4] أمونيوم رباعي ثيوسيانو ثنائي أمينو كروميت (III) NH4[Cr(NH3)2(SCN)4] بوتاسيوم رباعي كلورو كوبالتيت (0) K4[CoCl4]

(ب) المركبات الكاتيونية هيدرازينيوم [NH2-NH3+]، وأمونيوم [NH4+] ، في هذه الحالة نذكر اسم الفلز بدون إضافة : الاسم الصيغة الكيميائية سداسي أكوا حديد (II) كبريتات [Fe(H2O)6]SO4 سداسي أمين كوبالت (III) كلوريد [Co(NH3)6]Cl3 سداسي أمين كوبالت (III) نترات [Co(NH3)6](NO3)3 كبريتاتو رباعي أمين كوبالت (III) نترات [Co(NH3)4SO4]NO3 نترو رباعي أمين كوبالت (III) كبريتات [Co(NH3)4NO3]SO4 كلورو رباعي أمين كوبالت(III) كلوريد [Co(NH3)4Cl2]Cl سداسي أكوا حديد(II) كبريتات

أمثلة عامة الاسم الصيغة الكيميائية ثنائي كلورو رباعي أكوا كروم (III) بيروكلورايت [Cr(H2O)4Cl2]ClO4 ثنائي نيتريتو رباعي أمين بلاتين (IV) [Pt(NH3)4(ONO2)2] سيكو فق بيوتان تيترون نيكل (0) ملاحظة :4(CO) اسمه سيكلو بيوتان تيترون [Ni(CO)4] بوتاسيوم سداسي نيترو بلاتينات (IV) K3[Co(NO2)6] بوتاسيوم سداسي كلورو كوبالتات (III) [PtCl6] أمونيوم ثنائي أمين رباعي ثيوسيانو كرومات (III) NH4[Cr(SCN)4(NH3)2] سداسي أمين كوبالت (III) ثلاثي أوكسالاتو كروم (III) [Co(NH3)6][Cr(C2O4)3] برومو خماسي أمين كوبالت (III) كبريتات [Co(NH3)5Br]SO4 برومو خماسي أمينو كوبالت (III) كبريتات ثنائي كلورو ثنائي ايثلين داي أمين كروم (III) كلوريد [Cr(en)2Cl2]Cl رباعي بيريدين بلاتين (II) رباعي كلورو بلاتين (II) [Pt(py)4][PtCl4] بوتاسيوم سداسي فلورو نيكلتات (II) K4[NiF6] كبريتاتو رباعي أمين كوبالت (III) نترات [Co(NH3)4 SO4]NO3

كيف يمكن وصف خواص الإلكترون في المدارd بالأعداد الكمية الأربعة :- العدد الكمي الرئيســي u = من حل معادلة شرودنجر العدد الكمي الثـــانوي = l العدد الكمي المغناطيسي = m العدد الكمي المــغزلي =S الأعداد الكمية الأربعة

1- العدد الكمي الرئيسي (n) :- هو عبارة عن المسافة التقريبية بين النواة وإلكترون التكافؤ ويأخذ أرقام صحيحة من1 7طبقا لمبدا هيزنبرج لايمكن تحديد سرعة ومكان الالكترون في مكان واحد 7 6 5 4 3 2 1 n Q P O N M L K

2- العدد الكلي الثانوي (l) :- يصف هذا العدد شكل المدار الذي يدور فيه الإلكترونات ويأخذ أ{قام من n-1)) 0 أو يصف انقسام الغلاف إلى عدة مدارات .

l n 1 l n 2 1 l n 3 1 2 S p d f

- العدد الكمي المغناطيسي (n) :- يصف هذا العدد شكل المدار في الفراغ ويأخذ أرقام من ماراً بالصفرl + l - m l n 2 +1 -1 1 m l n 3 +1 -1 1 +2 -2 2

4- العدد الكمي المــغزلي(s) :- يصف مغزلي الإليكترون سواء كان مع عقارب الساعة أو ضد عقارب الساعة .   الخاصية البارا مغناطيسية والدايا مغناطيسية :- يدرس علم الكيمياء المغناطيسية (magnetochemistry) العلاقة :

بين الخواص المغناطيسية والتركيب الكيميائي للمواد بين الخواص المغناطيسية والتركيب الكيميائي للمواد . وتقسم جميع المواد بالنسبة لسلوكها في وجود مجال مغناطيسي تمرر خطوط القوى المغناطيسية أفضل من مرور هذه الخطوط في الفراغ . وبالتالي فيمكن للمجال المغناطيسي أن يجذب المواد البارا مغناطيسية – التي تأخذ

وضعا على امتداد خطوط القوى المغناطيسية عندما توضع بين قطبي قوى - كما في الشكل

أما المواد الدايا مغناطيسية فهي على العكس تماما فهي تقاوم مرور خطوط القوى المغناطيسية أكثر من مقاومة الفراغ لمرور هذه الخطوط وبالتالي فالمجال المغناطيسي الخارجي يطردها لذلك تأخذ المواد الدايا مغناطيسية وضعا متعامدا عندما توضع بين قطبي مغناطيسي قوي ، ويعزى هذا الاختلاف في الخواص المغناطيسية للمواد إلى اختلاف

المجال المغناطيسي الداخلي لهم المجال المغناطيسي الداخلي لهم . فدوران الإلكترون حول محوره ينتج كما نعرف مجال مغناطيسي له عزم دوران مغناطيسي ، فإذا كانت المجالات المغناطيسية للالكترونات تعادل بعضها وتصبح محصلة العزم = صفر تكون المادة دايا مغناطيسية . أما إذا لم تعادل المجالات المغناطيسية بعضها

ويكون للعزم المغناطيسي قوة معينة فتكون المادة بارا مغناطيسية. فمثلا ذرة الهيدروجين لها إلكترون مفرد إذن فهي بارا مغناطيسية أما في جزيء الهيدروجين فنجد أن الإلكترونان متزاوجان إذن فهو مادة مغناطيسية (دايا مغناطيسية).

ومما سبق ذكرنا فإن مركبات العناصر الانتقالية عادة ما يكون لها خواص بارا مغناطيسية هذا ينتج أساسا عن الدوران المغزلي والمداري للالكترونات سالبة الشحنة وسنقوم بدراسة الخواص المغناطيسية بالتفصيل فيما بعد . ولتعيين البارا مغناطيسية المضبوطة يجب علينا طرح قيمة

الدايا مغناطيسية منها . ويمكن قياس البارا مغناطيسية التي يعبر عنها بقيمة العزم المغناطيسي (µ) وذلك بطريقة جوي (Gouy) . بالنسبة للأيونات في السلسلة الانتقالية الأولى نجد أن (µ) تساوي

و L هي مجموع الأعداد الكمية المدارية حيث S هي مجموع الأعداد الكمية المغزلية للالكترونات: و L هي مجموع الأعداد الكمية المدارية

لقد وجد عمليا أن الدوران المداري للالكترونات يشارك بقدر ضئيل جدا في قيمة العزم المغناطيسي وعليه فإنه يمكننا وبطريقة تقريبية أن نقول أن العزم المغناطيسي يساوي العدد الكلي المغزلي S

إذا كان عدد الإلكترونات المنفردة في الذرة = n فإنه يمكن حساب العزم المغناطيسي من المعادلة التالية :

والقيمة المحسوبة من هذه المعادلات 1، 2 تعطي ما يعرف بالعزم المغناطيسي الناتج عن الدوران المغزلي فقط . فتكون قيمة (µ) لإلكترون واحد منفرد = 1.73 بوهر ماجنتون

فتكون قيمة (µ) لإلكترونين = 2.83 بوهر ماجنتون فتكون قيمة (µ) لثلاث إلكترونات = 3.83 بوهر ماجنتون لقد وجد أن قيمة العزم المغناطيسي الناتج من الدراسات العملية (وذلك لعناصر المتسلسلة الأولى ومركباتها) قريب من القيمة المحسوبة من الدوران المغزلي فقط (أعلى قليلا نتيجة لمشاركة

الدوران المداري) ولهذه الدراسة فائدة كبيرة في معرفة الكيمياء الفراغية لمتراكبات العناصر الانتقالية ولمعرفة طبيعة الرابطة بين الذرة المركزية والمجموعات المتناسقة كذلك للتعرف على حالة الأكسدة للأيون الفلزي .  

الدايا والبارا مغناطيسية والفيرو والأنتيفيرو مغناطيسية (لمتراكبات العناصر الانتقالية للمتسلسلة الأولى) :- سبق وأن تعرضنا لهذا الموضوع عند دراسة الخواص العامة للعناصر الانتقالية وباختصار بينا الفرق بين البارا مغناطيسية والدايا مغناطيسية حيث أن المادة الدايا

مغناطيسية هي المادة التي تتعادل المجالات المغناطيسية مع بعضها البعض (وذلك لعدم وجود إلكترون مفرد) وتصبح محصلة العزم = صفر ، أما المادة البارا مغناطيسية هي التي لم يتعادل المجالات المغناطيسية فيها ويكون للعزم المغناطيسي قوة معينة (شدة مجال) .

والآن نريد أن نعرف كيف نحسب شدة المجال المغناطيسي لمادة بارا مغناطيسية : تعريف شدة المجال:- شدة المجال داخل المادة يعرف بالحث المغناطيسي ويرمز له بالرمز (B) ، فعند وضع مادة ما في مجال مغناطيسي شديد (H) والحث المغناطيسي (B)

(أي شدة المجال داخل المادة) والذي يمكن حسابه من المعادلة التالية : حيث (I) شدة المغنطة النسبة (B/H) السماحية المغناطيسية للمادة ونحصل عليها من المعادلة

حيث (K) هي القابلية المغناطيسية Megnetic Susceptibility)) والقابلية المغناطيسية الجرامية (I/H) = K القابلية الحجمية والقابلية المغناطيسية الجرامية (K/P) = ψ القابلية الجرامية ρ : الكثافة للمادة

والقابلية المغناطيسية المولارية = ψM = ψ X Mol.wt فإذا كانت القيمة (H < B) فالمادة بارا مغناطيسية تنجذب بواسطة المجال ولها (ψ) موجبة ، وإذا كانت القيمة (H > B) فالمادة دايا مغناطيسية والعناصر

تنقسم من حيث الخواص المغناطيسية كما يلي : مواد تتفاعل فيها المراكز البارا مغناطيسية نتيجة قربهم من بعض وتنقسم إلى : مواد فيرو مغناطيسية تترتب الوحدات المغناطيسية فيها في نفس الاتجاه .

انتيفيرو مغناطيسية وفيها تترتب الوحدات المغناطيسية في اتجاهات عكسية ومثال على ذلك الحديد وبعض السبائك. والمواد الانتيفيرو مغناطيسية كثيرة وشائعة ويكون العزم المغناطيسي فيها صغير عن القيمة المحسوبة وتتواجد في هاليدات وأكاسيد العناصر الانتقالية .

العلاقة بين درجة الحرارة والقابلية المغناطيسية :- مواد مخففة مغناطيسيا وفيها تكون المراكز البارا مغناطيسية منفصلة بعضها عن بعض بواسطة ذرات دايا مغناطيسية . العلاقة بين درجة الحرارة والقابلية المغناطيسية :- وجد كوري (Pierre Curie) أن القابلية المغناطيسية تعتمد على درجة الحرارة وتتناسب معها عكسيا حيث تعطي المعادلة التالية :

حيث (C) : ثابت كوري (T) : درجة الحرارة وعند رسم العلاقة بين (1/ ψ) و(T) لابد وأن تعطي خط مستقيم يمر بنقطة الأصل وميل هذا الخط = (C)، ولكننا

نرى حيودا وغالبا لا تمر مواد كثيرة بنقطة الأصل ولكن يقطع الخط (b & a) محور درجة الحرارة فكيف نحسب أو نأخذ هذا الحيود في اعتبارنا .

من المعادلة التالية نحصل على علاقة بين العزم المغناطيسي (µ) وبين (ψM) القابلية المغناطيسية المولارية . حيث : N: عدد أفوجادرو K: ثابت بولتزمان ثابت بوهر ما B جنتون

وبحل المعادلة (1) مع (2) نجد أنه نحصل على العلاقة عند أي درجة حرارة وبحساب قيمة حيث أنها قيمة ثابتة وجدت أنها = 2.84

يمكن حساب القطع في محور درجة الحرارة بقانون كيوري – ويز (Curiee-Weiss Law)   حيث : (θ) : هي درجة الحرارة التي قطع الخط عندها محور درجات الحرارة وتعرف المعادلة (3) بمعادلة (كوري-ويز) . :

ثم نحصل على المعادلة النهائية التي تعطينا العزم المغناطيسي (Q): ثابت ويز والرسم التالي يوضح العلاقة بين القابلية المغناطيسية ودرجة الحرارة لأنواع المواد البارا مغناطيسية :

حيث : ٍَِِِِِِِِa: مادة بارا مغناطيسية عادية b: مادة فيرو مغناطيسية c: مادة أنتيفيرو مغناطيسية تتصرف المواد الفيرو مغناطيسية مثل المواد البارا مغناطيسية العادية

وذلك عند درجات الحرارة العالية ، ولكن عند نقطة معينة تعرف بنقطة كوري (Tc) يحدث زيادة كبيرة في قيمة (ψ) مع انخفاض طفيف في درجة الحرارة ، يصاحب ذلك اعتماد (ψ) على شدة المجال الخارجي ، شكل (b) . (Tc) للحديد النقي = C05768 المواد الانتيفرو مغناطيسية تتصرف

ايضا مثل المواد البارا مغناطيسية العادية عند درجات الحرارة العالية حتى نقطة تسمى نقطة نيل (TN) فتقل القابلية المغ نطسية كما في الشكل حساب العزم المغناطيسي للفلز (أو أيون الفلز) :- يجب أولا أن تعدل قيمة (µ) حيث :

وذلك لوجود عامل يؤثر على هذه القيمة يسمى (effective magnetic moment) أي عزم مغناطيسي مؤثر وهذا ناتج من وجود المجموعات المتناسقة وأيضا من تأثير وجود أغلفة ممتلئة بالإلكترونات في أيون الفلز المراد دراسته ، وهذا التأثير الدايا مغناطيسي يؤثر على المجال المغناطيسي بحيث يجعل

العينة المراد تعيينها أخف في المجال (أي تطرد العينة من المجال) ، وبعكس ما يفعله المجال البارا مغناطيسي المتواجد داخله العينة المقاسة حيث يجذب العينة داخل المجال المغناطيسي وهذا يزيد من وزن العينة وبهذا تعدل (M) إلى قيمة أخرى يدخل فيها هذا التأثير وتسمى (µeff)

وتعدل قيمة (ψ) إلى ( ¯ψ) حيث (correlation for diamagnetism) قيمة التصحيح (Mψ =¯ψ). حيث : (µeff) القيمة الفعالة لأيون الفلز المراد قياسه