Inorganic Chemistry III
C4010
Prof. RNDr. Jiří Příhoda, CSc.
Prof. RNDr. Jiří Pinkas, Ph.D.
1
Syllabus
Část I. Prof. Příhoda
1. Koordinační chemie 
2. Chelatující ligandy 
3. Ionty v roztoku
4. Makroseparační metody kovů 
5. Transurany
Část II. Prof. Pinkas
6. Periodic Table
7. + 8. Chemical Bonding
9. Acid‐base Chemistry
10. + 11. Rings and Polyhedra
12. + 13. Magnetochemistry, Moessbauer spectroscopy
2
Textbooks
Reading assignments = FIND ERRORS
3
Journals
Tento obrázek nyní nelze zobrazit.
Reading assignments
4
5
6
Periodic Table of the Elements
7
Long form
Periodic Table of the Elements
IUPAC 2017
8
Orbital Energies in Polyelectronic Atoms
Ĥ  = E 
2
2
22
0
4
8 n
Z
h
eN
E A
n



9
Schroedinger equation
Radial Density Distribution Function
10
Number of nodal surfaces = n ‐ l ‐ 1
Aufbau Principle
The order of orbital filling – not the order of atomic energies
n
l
n + l
the Madelung rule:
Electrons (e) fill orbitals starting at 
the lowest available energy state 
before filling higher states.
The higher the total number of 
nodes in the atomic orbital, n + ℓ, 
the higher is its energy.
If n + ℓ is the same, then lower n
11
Hund’s Rules
12
State with the largest value of S is most stable and stability decreases with decreasing S 
= electrons always enter an empty orbital before they pair up.
The e in singly occupied orbitals are less effectively screened or shielded from the 
nucleus = more tightly bound. 
A Coulomb repulsion between two e in the same orbital = a spin pairing energy.
For states with same values of S, the state with the largest value of L is the most stable.
The total (scalar) angular momentum, the relative momentum vectors of the various e.
If states have same values of L and S then, for a subshell that is less than half filled, state 
with smallest J is most stable; for subshells that are more than half filled, state with 
largest value of J is most stable.
Exchange Energy
Exchange energy (K) = the energy released when two or more e with the same spin 
exchange their positions in the degenerate orbitals of a subshell
The result of spin correlation = e do not move independently
A pair of e with parallel spins  has less repulsion than a pair with anti‐parallel
spins 
 occupy smaller volume than    experience more repulsion than 
Exchange energy decreases orbital energy ‐ lower orbital energy = the orbital is 
closer to nucleus ‐ electrons are more tightly bound which gives extra stability of 
electrons of valence shell
Relative exchange energy = number of pairs with parallel spins x K
3 K
1 K
13
Exchange Energy
Calculate exchange energies for configurations p1 to p6
Calculate exchange energies for configurations
d1 to d10
exchange energy for d5 = 10 K
For every pair of electrons with parallel spins, there is a corresponding exchange 
energy K that reduces the value of the orbital energy
14
Which configuration is the most stable Cr (Ar) 3d4 4s2 or 3d5 4s1
Orbital Energies
Cu Ag, Au
Cr, Mo, W
Ru, Rh, Pd
Nb
La, Ce, Pr, Gd
Cm, Th, Pa, Np
Ni [Ar] 3d9 4s1 (4p0) free atom in vacuum
Ni [Ar] 3d8 4s2 (4p0)  very close in energy
Ni [Ar] 3d10 (4s0 4p0) in molecules, Ni(CO)4
15
Lanthanides
Xe [Kr] 4d10 5s2 5p6 E(4f)  E(6s)
Cs [Xe] 6s1 4f0 5d0
Ba [Xe] 6s2 4f0 5d0
La [Xe] 4f0 5d1 6s2 transition metal
Ce [Xe] 4f1 5d1 6s2 E(4f)  E(6s), E(5d)
Pr [Xe] 4f3 6s2
Eu [Xe] 4f7 5s2 5p6 5d0 6s2
Gd [Xe] 4f8 5s2 5p6 5d0 6s2
Gd [Xe] 4f7 5s2 5p6 5d1 6s2   4f half‐filled
Lu [Xe] 4f14 5d1 6s2  4f full
16
Ionization Energies
17
Electron Affinities
18
Atomic Radii
19
r, pm
Atomic Radii
20
Atomic Volumes
21
Metallic Radii CN = 12
22
Radius vs. CN:
CN = 12  Rel. R = 1.00 
CN = 8 Rel. R = 0.97 
CN = 6  Rel. R = 0.96
CN = 4  Rel. R = 0.88
solid solutions: a linear
relationship = Vegard
r, pm
Ionic Radii
23
r, Å
Oxidation State
1835 Wöhler Unorganische Chemie – oxydationsstufe
IUPAC “Gold Book” Compendium of Chemical Terminology
The oxidation state is the atom’s charge after ionic approximation of its bonds.
1. Atoms in an element have oxidation state 0.
2. The sum of the oxidation states for atoms in a compound is 0, in ions the algebraic 
sum of the oxidation states of the constituent atoms must be equal to the charge on 
the ion.
3. Fluorine in compounds has the oxidation state 1.
4. Alkaline metals in compounds have the oxidation state +1, alkaline‐earth metals +2.
5. Hydrogen in compounds has the oxidation state +1 (except hydrides 1).
6. Oxygen in compounds has the oxidation state 2 (except peroxides 1).
24
Oxidation State
Criteria for the ionic approximation:
1) Extrapolation of the bond’s polarity
a) from the electronegativity difference
b) from the dipole moment
c) from quantum‐chemical calculations of charges
2) Assignment of electrons according to the atom’s contribution to the molecular
orbital (MO)
The oxidation state of an atom in a compound is given by the hypothetical charge of 
the corresponding atomic ion that is obtained by heterolytically cleaving its bonds 
such that the atom with the higher electronegativity in a bond is allocated all 
electrons in this bond. Bonds between like atoms (having the same formal charge) 
are cleaved homolytically.
25
Oxidation State
N2O
26
Electronegativity ‐ the 3rd Dimension 
of the Periodic Table
Pauling 1932
electronegativity χP based on bond energies, ability of an atom in a molecule to attract
electrons for itself
Mulliken 1934
orbital, “absolute” electronegativity χM is an average of ionization energy and electron 
affinity
Allred + Rochow 1958
χA electronegativity is “a force” needed to remove an electron from the atom’s
ground state (similarity to Coulomb’s Law).
27
Electronegativity ‐ the 3rd Dimension 
of the Periodic Table
Allen 1992
average valence‐electron energy of the free atom, χspec
Sanderson
ratio of average electron density to that of corresponding rare gas atom, tendency of an 
atomic orbital to attract electrons from another atomic orbital with which it has 
combined to form a bond, chemical potential
Mulliken‐Jaffe
electronegativity is the slope of the energy‐vs‐charge curve as it passes through the 
origin
28
Electronegativity ‐ the 3rd Dimension 
of the Periodic Table
29
Pauling
Mulliken Electronegativity
30
in eV
  )(
2
1
EAIEM
Chemical potential of the electrons
Mulliken Electronegativity
31
17.0)(178.0  EAIEM Pauling scale, IE and EA in eV
Pauling scale, IE and EA in kJ mol‐1
Allen Electronegativities
Electronegativity =  the average one‐electron energy of the valence‐shell electrons in
ground‐state free atoms.
L.C. Allen, J. Am. Chem. Soc., 1989, 111, 9003‐9014
Only the Allen electronegativity is truly independent of the oxidation state, as it relates 
to the average valence‐electron energy of the free atom.
Spectroscopic electronegativity:
m, n = number of p and s electrons, respectively
εs, εp = multiplet‐averaged ionization potentials of s and p electrons (experimental data).
32
Allen Electronegativities
33
34
Sanderson Electronegativities
03
3
4 D
D
r
Z
S 

The ability of an atom or ion to attract electrons to itself is dependent upon the 
effective nuclear charge felt by the outermost valence electrons.
As the effective nuclear charge increases the size of the atom decreases.
The Sanderson electronegativity S is proportional to the compactness of an 
atom:
D is the electron density of an atom (its atomic number divided by its atomic 
volume (covalent radius cubed)) and D0 is the expected electron density of an 
atom, calculated from extrapolation between the noble gas elements. 
bSaP 
35
Electronegativity Equalization
When two or more atoms initially different in electronegativity combine chemically, 
they adjust to have the same intermediate electronegativity within the compound. 
This intermediate electronegativity is given by the geometric mean of the individual 
electronegativities of the component atoms.
The electron density will flow from the more electropositive atom to the more 
electronegative atom, creating a partial positive charge on the former and a partial 
negative charge on the latter. As the positive charge on the electropositive atom 
increases, its effective nuclear charge increases, hence its electronegativity increases. 
The same trend happens in the opposite direction for the more electronegative atom, 
until the two have the same electronegativity – electronegativities are equalized and 
charge transfer stops.
The partial ionic charge and ionic radius of an ion are not constants, but vary depending 
upon the electronegativity of the surrounding atoms. Furthermore, the partial charge 
on an atom never exceeds +1 or –1. 
The oxidation states do not reflect the true charge of an ion.
36
Electronegativity Equalization
S(SnO2) = (SSn x SO
2)1/3 = (4.28 x 4.902)1/3 = 4.68
S(SrTiO3) = (SSr x STi x SO
3)1/5 = (1.28 x 2.09 x4.903)1/5 = 3.16
37
Electronegativity Equalization
38
AAAA ba   BBBB ba  
BA   BA  
BA
AB
A
bb
aa



Electronegativity of an atom in an AB bond depends on its patrial charge, 
Charge transfer causes that electronegativities are equalized
Sanderson Electronegativities
inSVN
G
,,









dNdUdG
dNdNdN
dNdUdG
pdVdS
dNpdVTdSdUdG
BA
BA
ii
ii
)(
0,0








AB
39
Mullikan‐Jaffe Electronegativity
When the ionization energies and electron affinities of atoms are plotted against the 
oxidation state a smooth curve results and the total energy can be described by a 
quadratic formula
Jaffe said that the Mullikan definition of electronegativity is the slope of this curve as it 
passes through the origin
E = total energy of an atom 
q = ionic charge
q = 0  – neutral atom E = 0.
E
q
q
q
E
M  2








2
qqE  
40
Mulliken‐Jaffe Electronegativity
For q = +1 in the equation, the energy of the system corresponds to the first 
ionization energy IE
and 
for q = 1 the energy of the system corresponds to the negative of electron 
affinity EA.
IEV = α + β  (2)  and EAV = α +β (3)
Therefore on adding equation (2) and (3):           IEV + EAV = 2α
where α stands for Mulliken electronegativity M
2
qqE  
41
Mulliken‐Jaffe Electronegativity
M involves valence state ionization energy and electron affinities (calculated for 
atoms in the valence state as they exists in a molecule), takes into account the
electronegativity of partially charged atoms emphasizing the effect the partial 
charge can have on the electronegativity of the atom.
δ = the partial ionic charge
a = inherent or neutral atom electronegativity
b = charge coefficient (rate of change of electronegativity with charge)
Large soft atoms – low b
Small hard nonpolarizable atoms – high b
1/b = charge capacity, ability to donate/absorb electrons
2
qqE  
42
 baq
q
E
M 







 2
Hybridization and Electronegativity
Hybridization has a profound effect on electronegativity:
The s orbitals have lower energy hence greater electron attracting power 
The greater the s character ‐ the greater the electronegativity
The factor affecting the acidity of hydrogen is the difference in 
electronegativity between hydrogen and the atom to which it is bonded 
Acetylene has highly acidic hydrogen as the carbon atom is sp hybridized 
(50% s character) and has almost the same electronegativity as chlorine 
atom. 
This is in contrast to methane in which the carbon atom is sp3 hybridized 
(25% s character) and is not reactive 
As the s character in hybridization of nitrogen increases the basicity of 
nitrogen will decrease. In ethane nitrile N is sp hybridized and hence very 
electronegative. The more electronegative the nitrogen atom less is the 
tendency to share the lone pair of electron. The basicity therefore 
decreases.
43
Hybridization and Electronegativity
44
Hybridization sp3 sp2 sp
C 2.48 2.75 3.29
N 3.68 3.94 4.67
Electronegativity ‐ the 3rd Dimension 
of the Periodic Table
45
Electronegativity and Chemical Properties
46
Chemical Properties
0
0.5
1
1.5
2
2.5
3
12 13 14 15 16 17 18
B
Al
C
Si
Ge
Sn
Pb
N
P
As
Sb
Bi
O
S
Se
Te
Po
F
Cl
Br
I
0
0.5
1
1.5
2
2.5
3
12 13 14 15 16 17 18
B
Al
C
Si
Ge
Sn
Pb
N
P
As
Sb
Bi
O
S
Se
Te
Po
F
Cl
Br
I
Nonmetals
Metalloids
Metals
IE
r
47
Chemical Properties
48
Chemical Properties
49