配位化合物的价键理论 配合物的晶体场理论
无机化学第十章++配位化合物
● 多齿配体： 含有多个配位原子的配体
螯合剂和螯合化合物
叶绿素是镁的大环
配合物，作为配位体的 卟 啉 环 与 Mg2+ 离 子 的 配 位是通过4个环氮原子实 现的。叶绿素分子中涉 及 包 括 Mg 原 子 在 内 的 4 个六元螯环。
血红素是铁卟啉化合物，是血
红蛋白的组成部分。 Fe原子从血红 素分子的下方键合了蛋白质链上的1 个N原子，圆盘上方键合的O2分子 则来自空气。
● 含络离子的配合物：阴离子名称在前，阳离子名称在 后，阴、阳离子名称之间加“化”字或“酸”字。例如 [Ag(NH3)2](OH) 和 [CrCl2(H2O)4]Cl 分 别 叫 氢 氧 化 二 氨 合 银 (I) 和一氯化二氯·四水合铬(III); 而[Cu(NH3)4]SO4叫硫酸四氨合 铜(II), 加“酸”字。
等量左旋异构体与右旋异构体混合后不具旋光性，这样的 混合物叫外消旋混合物。
三、配合物化学式的书写和命名原则
配位化合物的命名，显然离不开配体：
F- 氟, Cl- 氯, Br- 溴, I- 碘, O2- 氧, N3- 氮,
S2- 硫, OH- 羟基, C N- 氰, - NO2- 硝基，
பைடு நூலகம்
- ONO-
指导药物设计 Hard and soft acids and bases
除Ag+之外, 其他软酸金属离子的毒性都很强。例如, 汞中 毒可能是由于Hg2+(软酸)与蛋白质分子中的S2-(软碱)结合, 从而 改变了蛋白质分子的结构。由于Se是比S更软的原子(留意它们 在周期表中的位置), 从而对Hg显示出更强的结合力。根据这一 原理, 药物化学家有可能设计出含Se药物, 从汞中毒患者的蛋白 质S原子上除去Hg2+离子。这就是说, 尽管Se2-是个毒性很大的 软碱，但一定条件下却能产生有益的效应。
配位化学讲义 第四章(1) 价键理论、晶体场理论
第三章配合物的化学键理论目标：解释性质，如配位数、几何结构、磁学性质、光谱、热力学稳定性、动力学反应性等。
三种理论：①价键理论、②晶体场理论、③分子轨道理论第一节价键理论（Valence bond theory）由L.Pauling提出要点：①配体的孤对电子可以进入中心原子的空轨道；②中心原子用于成键的轨道是杂化轨道（用于说明构型）。
一、轨道杂化及对配合物构型的解释能量相差不大的原子轨道可通过线性组合构成相同数目的杂化轨道。
对构型的解释（依据电子云最大重叠原理：杂化轨道极大值应指向配体）二、AB n型分子的杂化轨道1、原子轨道的变换性质考虑原子轨道波函数，在AB n分子所属点群的各种对称操作下的变换性质。
类型轨道多项式sp x xp p y yp z zd xy xyd xz xzd d yz yzd x2-y2x2-y2d z22z2-x2-y2（简记为z2）*s轨道总是按全对称表示变换的。
例：[HgI3]- (D3h群)平面三角形A1′：d z2、sE′：(p x、p y )、(d x2-y2、d xy)A2″：p zE″：(d xz、d yz)2、σ轨道杂化方案1）四面体分子AB4（Td）[CoCl4]2-以四个杂化轨道的集合作为分子点群(Td)表示的基，确定该表示的特征标：E 2 -1 2 0 0 (z2, x2-y2)T1 3 0 -1 1 -1T2 3 0 -1 -1 1 (xy,xz,yz) (x,y,z)a(A1)=1/24(1×4+8×1×1+3×1×0+6×1×0+6×1×2)=1a(A2)=1/24 [1×4+8×1×1+3×1×0+6×(-1)×0+ 6×(-1)×2]=0a(E)=1/24 [2×4+8×(-1)×1+3×2×0+6×0×0+ 6×0×2]=0a(T1)=1/24 [3×4+8×0×1+3×(-1)×0+6×1×0+6×(-1)×2]=0a(T2)=1/24 [3×4+8×0×1+3×(-1)×0+6×(-1)×0 +6×1×2]=1约化结果Γ=A1+T2由特征标表：A1T2s (p x、p y、p z)(d xy、d xz、d yz)可有两种组合：sp3（s、p x、p y、p z）、sd3（s、d xy、d xz、d yz)* 以一组杂化轨道为基的表示的特征标的简化计算规则：Γ 5 2 1 3 0 3约化结果：Γ= 2A1′+A2〞+E′A1′A2〞E′s p z (p x、p y)d z2(d xy、d x2-y2)两种可能的组合：（s、d z2、p z 、p x、p y）( s、d z2、p z、d xy、d x2-y2)约化得：Γ=A1g+B1g+E uA1g B1g E us d x2-y2(p x、p y)d z2两种类型：dsp2（d x2-y2、s、p x、p y）、d2p2（d z2、d x2-y2、p x、p y）5）八面体AB6(O h) 例：[Fe(H2O)6]3+（d z2、d x2-y2、s、p x、p y、p z) 3、π成键杂化方案在AB n分子中，原子A上要有2n个π型杂化轨道和在B原子上的2n个π原子轨道成键。
第四章 配位键和配位化合物第二节 配合物的化学键理论
中心离子的氧化数相同，随半径增大，d电子离核越远，受晶体场 的影响越大，分裂能越大。如
[CrCl6]3－ △○=162.7kJ.mol－1 [MoCl6]3－ △○=229.7kJ.mol－1
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20
型
数
dxy
dyz
dxz
Dx2－y2
dz2
△
正八面体 6 －4.00 －4.00 －4.00 6.00 6.00 10.00
正四面体 4 1.78 1.78 1.78 －2.67 －2.67 4.45
平面正方 4 2.28 －5.14 －5.14 12.28 －4.28 17.42
直线
2 －6.28 1.14 1.14 －6.28 10.28 16.56
2023/2/19
9
●内轨型配合物
——定义 中心离子以部分次外层轨道（(n－1)d轨道）与外层轨 道（ns、np轨道）杂化，再与配体成键 ——特点
•配体对中心离子影响大 •d轨道电子排布发生了变化，未成对电子数减小，磁性减小 •配位键稳定性强，键的共价性较强，水溶液中较难离解为简 单离子 ——示例 [Ni(CN)4]2－、[Fe(CN)6]3－、Fe(CO)5、[Cr(H2O)6]3＋
4d
5s
5p
sp杂化
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3
（2）配位数为4的配合物 有两种构型。例，Ni2＋
3d
4s
4p
●四面体构型 例，[Ni(NH3)4]2＋。sp3杂化
3d
4s
4p
sp3杂化 ●平面正方形构型 例，[Ni(CN)4]2－，dsp2杂化，方向指向平面正 方形的四个顶点，Ni2＋位于中心，4个CN－分占4个角顶
价键理论-晶体场-配位化合物
四、 离域π键及反馈π键
以 [Ni(CN)4]2- 为例：
-NC
CN-
Ni
-NC
CN-
dsp2 杂化，用了2个 P轨道，还剩下一个Pz 空轨道 9个原子在同一平面上，可以和CN- 离子充满电子的
π2pz轨道重叠，而形成9原子8电子的离域π键，
因而增强了[Ni(CN)4]2- 的稳定性。
反馈π键： 当配位体给出电子对与中心元素形成σ键时，如果中心元素的某 些d 轨道有孤电子对 ( 如dxy, dyz, dxz )，有的配位体有空的π分子轨道 (如CO 有空的π* 轨道) 或空的p或d轨道，而二者的对称性又合适时，则中心元素的孤 对d电子也可以反过来给予配位体形成“反馈π键”。
5
或
d4s 正方锥型 VO(AcAc)2
d2sp3
6
或
正八面体 Co(NH3)63+
sp3d2
实例
3d
4s 4p
dsp3
3d
4s 4p
d4s
3d
4s 4p
d2sp3
三、 外轨型配合物和内轨型配合物（高自旋型配合物和低自 旋型配合物）
电子排布遵循三个原则：能量最低原理、保里不相容原理和洪特规则（ 最多轨道原则），即在等价轨道中，自旋单电子数要最大，状态最稳定。
第三章 配合物的 化学键理论
配合物的定义
❖ 1 配合物的特点： 中心离子（或原子）有空的价电子轨道
❖
❖
配体分子或离子含有孤对电子或π键电子
❖
配合物形成体与配体可形成具有一定空间
构型和一定特性的复杂（化学质点）离子或分子。
❖ 配合物是由可以给出孤对电子或多个不定域电子的一定 数目的离子或分子（统称配体）和具有接受孤对电子或多个 不定域电子的空轨道的原子或离子（统称中心原子），按一 定的组成和空间构型所形成的化合物。
配合物的价键理论
sp sp2 sp3 d2sp2 d2sp3
直线型 三角形 正四面体 四方锥
正八面体 [Fe(CN)6]4-
一定程度上解释了配合物的磁学性 质
顺磁性的[Ni(H2O)6]2+：
•• •• •• •• •• ••Fra bibliotek3d4s
4p
4d
sp3d2杂化，外轨型
3、 价键理论的缺点
i. 不能预测配合物的高、低自旋状态
称为光谱化学序列 说明： （1）即配位场强的顺序，几乎和中心离子无关。 说明： ）即配位场强的顺序，几乎和中心离子无关。 （2）强场配位体：∆o大 ）强场配位体： 者 弱场配位体： 弱场配位体：∆o小者
值随中心离子而改变。 ②当配位体固定时， △o值随中心离子而改变。 当配位体固定时， A、中央离子电荷愈高，△o值愈大。 、中央离子电荷愈高， 值愈大。 例如
个配体需要6个杂化轨道 解：6个配体需要 个杂化轨道 d2sp3或 sp3d2 个配体需要 或
Mn2+ 3d5：
µ实测表明有1个单电子：
有2个内层空d轨道，采取d2sp3杂化; 八面体，内轨型，较稳定
2、价键理论的优点 很好地解释了配合物的空间构型和配位数
配位数 2 3 4 5 6 杂化轨道 空间构型 举例 [Ag(CN)2][CuCl3]2[MnCl4]2NiBr3(PR3)
⑴定义 d电子从未分裂的d轨道进入分裂的d轨道所产生的总能量下降 值，称为晶体场稳定化能，并用CFSE表示。 dz2, d(x2－y2) eg 10Dq
6Dq
Es
自由离子d轨道 球形场
4Dq
dxz,dxy,dyz
t2g
d轨道在Oh场中轨道能级的分裂图
量子力学指出：
第六章-配位化合物
单齿配体：只含一个配位原子的配体 (X- , NH3等)
例： [FeCl4]-, [Co(NH3)6]3+. 多齿配体：含有两个或两个以上的配位原子的配体
例：二齿配体
CH2
CH2
H2N
NH2
NN
如[Cu(en)2]2+ 乙二胺(en）
联吡啶(bipy)
多齿配体
- OOC -OOC
NCH2CH2N
COOCOO-
混合配体？
(1) 先无机配体，后有机配体。
[CoCl (NH3)3en]2+ 一氯 . 三氨 ·乙二胺合钴(III) 离子
(2) 先阴离子，再中性分子，后阳离子的名称。
[PtCl3NH3]三氯 . 一氨合铂(II)离子
(3) 同类配体，按配位原子元素的英文字母顺序。
[Co(NH3)5H2O]3+ 五氨 . 一水合钴(III)离子
♦ 中心离子的价层电子数
(1) d10型，无空(n-1)d轨道， 易形成外轨型 (2) d4 ~d8型， 需根据配体强弱判断内外轨型 (3) d0~d3型，有空的(n-1)d轨道，形成内轨型
配合物的杂化轨道和空间构型
配位 空间构型 杂化轨
数
道类型
2 直线形
sp3 平面三角形s Nhomakorabea24 正四面体
sp3
♦若为单齿配体，配位数＝配体数。
例：[Ag(NH3)2]+ 、 [Pt(NH3)2Cl2]和 [Co(NH3)6]3+ 的配位数分别为2、4和6。
♦若为多齿配体，配位数≠配体数。
例：[Cu(en)2]2+的配位数为4，Cu-EDTA的配位数为6。
配合物 [Ag(NH3)2]Cl [Fe(CO)5] [Fe(CN)6]3[Cu(en)2]SO4
第十八章 配位化合物的价键理论
第十八章配位化合物的价键理论§本章摘要§1.配位化合物的基本概念配位化合物配合物的命名异构现象2.配位化合物的稳定性酸碱的软硬分类影响配位单元稳定的因素3.配合平衡配合－解离配合配合平衡的移动4.配位化合物的价键理论配合物的构型与中心的杂化方式中心杂化轨道的形成价键理论中的能量问题价键理论的实验根据5.配合物的晶体场理论晶体场中的 d 轨道过渡金属化合物的颜色晶体场稳定化能(CFSE)Jahn - Teller 效应§1.配位化合物的基本概念一.配位化合物1 定义由中心原子( 或离子) 和几个配体分子（或离子）以配位键相结合而形成的复杂分子或离子，通常称为配位单元。
凡是含有配位单元的化合物都称做配位化合物，简称配合物，也叫络合物。
, Ni(CO)4都是配位单元，分别称作配阳离子、配阴离子、配分子。
[ Co(NH3)6]Cl3 , K3[Cr(CN)6], Ni(CO)4都是配位化合物。
[Co(NH3)6] [Cr(CN)6] 也是配位化合物。
判断的关键在于是否含有配位单元。
2 构成内界是配位单元，外界是简单离子。
又如K3[Cr(CN)6] 之中，内界，外界是K+。
可以无外界，如Ni(CO)4。
但不能没有内界。
内外界之间是完全电离的。
内界配位单元又由中心和配体构成。
中心：又称为配合物的形成体，多为金属离子，尤其是过渡金属离子。
配体：经常是阴离子或分子。
3 配位原子和配位数配体中给出孤对电子与中心直接形成配位键的原子，叫配位原子。
配位单元中，中心周围与中心直接成键的配位原子的个数，叫配位数。
配位化合物[Co(NH3)6]Cl3的内界为，中心的周围有6 个配体NH3，每个NH3中有 1个N 原子与配位。
N 是配位原子，Co 的配位数是6 。
注意：配体的个数与配位数不是同一个概念。
若中心的电荷高，半径大，则利于形成高配位数的配位单元；而配体的电荷高，半径大，利于低配位数。
4 多基配体和螯合物乙二胺H2N- CH2 - CH2 - NH2（表示为en ），其中两个氮原子经常和同一个中心配位。
第六部分-配位键理论-1
试画出[BeF4]2–或[Be(H2O) 4]2+的结构。
排布没有变化，配位原子的孤对电子填在由外层轨道杂 化而得的杂化轨道上。这样一类络合物叫外轨型配合物 (Outer orbital complexes)。
同样是四配位，但对络合物[Ni(CN)4]2–就成了另一回事
[Ni(CN)4]2–的结构 3d
dsp2杂(CN)4]2-形成之前和之后, 中心原子的d电子排布发
因而有人说, 过渡元素化学就是d电子的配位化学
试按照价键理论分析下列两个化合物中心原子可能采取 的杂化类型 并画出其杂化轨道图示，判断其分属何种配合物 （外轨型和内轨型配合物）
[FeF6]3-
[Fe(CN)6]3–
配合物中的化学键一直是化学家们十分感兴趣的 一个领域，为了解释配位化合物中中心离子与配位体 间的成键本质，化学家们进行了长期的探索，先后提 出过多种理论。
有效原子序数规则
20世纪30年代初，鲍林将价键理论应用于配合物结构，能够解释一些 问题，但有些问题不能解释。 20世纪50年代，引入晶体场理论和分子轨道理论解释配合物中的化学 结合和化学结构，形成了配位场理论。
化学键概念经历了三个发展阶段：
经典理论阶段：仅仅指出了化学结合现象，并把这种结合现象称之 为化学键；
配位化合物的基本理论
➢价键理论（VBT） ➢分子轨道理论（MOT） ➢晶体场理论（CFT） ➢配位场理论（LFT）
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.配位化合物的价键理论配合物的晶体场理论一.配合物的构型与中心的杂化方式二中心杂化轨道的形成1. ns np nd 杂化1 个 4s 空轨道，3 个 4p 空轨道和2 个 4d 空轨道形成 sp3d2杂化轨道，正八面体分布。
6 个F-的 6 对孤对电子配入sp3d2空轨道中，形成正八面体构型的配合单元。
例 2 Ni(CO)4的成键情况在配体 CO 的作用下，Ni 的价层电子重排成 3d104s0形成 sp3杂化轨道，正四面体分布，4 个CO 配体与 sp3杂化轨道成配键，形成的 Ni(CO)4构型为正四面体。
例 1 和例 2 的相同点是，配体的孤对电子配入中心的外层空轨道, 即 ns np nd 杂化轨道, 形成的配合物称外轨型配合物. 所成的键称为电价配键. 电价配键不是很强.例 1 和例 2 的不同点是，CO 配体使中心的价电子发生重排，这样的配体称为强配体。
常见的强配体有 CO、 CN-、NO2-等；例1 中 F-不能使中心的价电子重排，称为弱配体。
常见的弱配体有 F-、Cl-、H2O 等。
而 NH3等则为中等强度配体。
对于不同的中心，相同的配体其强度也是不同的。
2. (n-1) d ns np 杂化例 3 讨论的成键情况形成 d2sp3杂化，使用 2 个 3d 轨道, 1 个 4s 轨道，3个4p 轨道。
用的内层 d 轨道。
形成的配离子为正八面体构型。
空出 1 个内层 d 轨道，形成 dsp2杂化轨道，呈正方形分布。
故构型为正方形。
例 3 和例 4 中，杂化轨道均用到了 ( n - 1 ) d 内层轨道，配体的孤对电子进入内层，能量低，称为内轨配合物，较外轨配合物稳定。
所成的配位键称为共价配键。
三价键理论中的能量问题内轨配合物稳定，说明其键能 E内大，大于外轨的 E外，那么怎样解释有时要形成外轨配合物呢？其能量因素如何？上面的例题中我们看到，形成内轨配合物时发生电子重排，使原来平行自旋的 d 电子进入成对状态，违反洪特规则，能量升高。
成一个对，能量升高一个 p，p 叫成对能。
如中的 d 电子，由变成，成 2 个电子对，能量要升高 2p 。
因此，有时形成内轨型络合物，能量要比形成外轨型的还高。
其能量关系如图所示：四价键理论的实验根据化合物中成单电子数和宏观实验现象中的磁性有关。
在磁天平上可以测出物质的磁矩 , 和单电子数 n 有如下关系：式中 B.M.是的单位，称为波尔磁子。
若测得 = 5 B.M. , 可以推出 n = 4 。
测出磁矩，推算出单电子数 n ，对于分是个中等强度的配体，在析配位化合物的成键情况有重要意义。
NH3中究竟发生重排还是不发生重排，我们可以从磁矩实验进行分析，以得出结论。
实验测得 = 0 B.M. 推出 n = 0，无单电子。
在此是强配体。
杂化轨道故 NH3是 d2sp3，正八面体，内轨配合物.测得的 = 5.88 B.M. ，推出 n = 5 ，F－不使的d 电子重排。
所以磁矩是价键理论在实验上的依据。
配合物的晶体场理论一.晶体场中的 d 轨道1. 五种简并的 d 轨道五种 3 d 轨道，n = 3，l = 2，只是磁量子数目 m 不同，在自由原子中能量简并。
当原子处于电场中时，受到电场的作用，轨道的能量要升高。
若电场是球形对称的，各轨道能量升高的幅度一致。
如图所示：若处于非球形电场中，则根据电场的对称性不同，各轨道能量升高的幅度可能不同，即原来的简并轨道将发生能量分裂。
2 晶体场中的 d 轨道＊六配位的配合物中，六个配体形成正八面体的对称性电场;＊四配位时有正四面体电场、正方形电场。
尽管这些几何图形对称性很高，但均不如球形电场的对称性高。
中心的 d 轨道在这些电场中不再简并。
1 °八面体场六个配体沿 x、y、z 三轴的正负 6 个方向分布，以形成电场。
在电场中各轨道的能量均有所升高。
但受电场作用不同，能量升高程度不同。
的波瓣与六个配体正相对，受电场作用大，能量升高得多，高于球形场。
；不与配体相对，能量升高的少，低于球形场。
高能量的、统称轨道；能量低的统称轨道，和能量差为，称为分裂能，八面体场中称为△O。
2 °正四面体场坐标原点为正四面体的中心，三轴沿三边方向伸展，4 个配体的位置如图所示，形成电场。
在正四面体场中，，受电场作用小，能量低于球形场；而受电场作用较大，能量高于球形场。
但显然两组轨道的差别较小。
于是其分裂能△T 比八面体场的△O小得多。
3 °正方形场坐标原点位于正方形中心，坐标轴沿正方形对角线伸展。
显然分裂能q 。
3 影响分裂能大小的因素1 °晶体场的对称性前面提及△p > △O > △T2 °中心离子的电荷数中心离子电荷数大，中心与配体距离近，则作用强，△大3 °中心原子所在的周期数第四周期过渡元素的△小，五、六周期的△相对大些。
4 °配体的影响 ( △递增次序 )一般规律是：配位原子卤素 < 氧 < 氮 < 碳，这个顺序称之为光化学序列，因为它影响△，而△的大小直接影响配合物的光谱。
4 分裂后的 d 轨道中电子的排布某过渡金属 d4组态，在八面体场中，d 电子的排布如何？究竟如何排列，取决于 p 和△的大小关系：若△> p ，取甲种方式；若△< p 取乙种方式。
甲种：自旋成单电子的数目较低，称为低自旋方式。
乙种：自旋成单电子的数目较高，称为高自旋方式。
从光化学序列中看出等△大，常导致△ > p ，取低自旋方式；而 X－、OH－、H2O 等则△ < p，常取高自旋方式。
具体配合物中，△和 p 的大小是有能量数据的。
在晶体场理论中，△和 p 的值常用波数的形式给出。
波数是 1cm 的长度相当于多少个波长。
可见波数越大，波长越小，频率越高，据 E = hv，则能量越高。
总之，波数大，则能量高。
例如：中△ = 10400，p = 15000，△ < p组态，高自旋：表示为。
又如 Fe(CN)64-，△ = 33800 cm-1，p = 15000 cm-1，△ > p 低自旋。
表示为。
二过渡金属化合物的颜色1 吸收光谱自然光照射物质，可见部分全通过，则无色透明；全反射，为白色；全吸收，显黑色。
当部分波长的可见光被吸收，而其余波长（即与被吸收的光互补）的光通过或反射出来，则形成颜色。
这就是吸收光谱的显色原理。
各种波长的光之互补关系简示如下：吸收部分在红外或紫外，则可见光全透过或全反射。
2 d - d 跃迁的 3d1电子在分裂后的 d 轨道中的排列为：波长的部分，使电子排布变为在自然光的照射下，吸收了能量相当于△O这种吸收在紫区和红区最少，故显紫红色。
但这种紫红色极浅，为什么？O 为弱场，其 d5 的排布为: 又如，H2吸收部分可见光后，变成:这类显色机理，是电子从分裂后的低能量 d 轨道向高能量 d 轨道跃迁造成的。
称为 d - d 跃迁。
组态为 d1 - d9的配合物，一般有颜色，基本都是由 d - d 跃迁造成的。
颜色浅是由于这种跃迁受到某些限制，几率小的原因。
3 电荷跃迁但也有 d0和 d10的化合物有颜色，如:无色黄绿色红色其机理是什么？*有从 I-夺回电子的趋势，一般情况下，这是困难的，要吸收紫外光方可, 故可见光全透过, 即在可见区无吸收, 无色.*当相互极化强烈时，即电子云变形性大，电子则易于从负离子向正离子转移，吸收可见光的一部分，产生颜色。
如 CdI2中，由于半径大，相互极化程度大于 ZnI2，电荷转移易于ZnI2，吸收紫光，显黄绿色。
*HgI2电荷跃迁更容易，吸收蓝绿色光，显红色。
这种显色机理称为电荷跃迁。
*离子极化发生后，使物质的 b.p.，m.p. 变低，溶解度较小, 颜色发生变化。
*温度对极化和电荷跃迁有影响，故影响颜色。
AgI 常温下是黄色的，高温下极化作用强，电荷跃迁更容易，吸收比蓝光更低的蓝绿光，显红色。
低温时，电荷跃迁变难，吸收紫外光，显白色。
中心均为 d0，无 d - d 跃迁，但高价的 V (V) 、Cr (VI)、Mn (VII) 均有较强的极化能力，使负二价的氧发生电荷跃迁，显色。
其中 Mn (VII) 的极化能力更强，吸收黄绿光，显紫色。
三晶体场稳定化能 ( C F S E )1 分裂后的 d 轨道的能量以球形场的简并的 d 轨道的能量为零点，讨论分裂后的 d 轨道的能量。
电场对称性的改变不影响 d 轨道的总能量。
因此分裂后，总的能量仍与球形场的总能量一致，仍为零。
若△T= 10Dq (Dq 值不定, 因晶体场的对称性而不同, 因各种配合物而不同), 则:由此可以对两种晶体场中的各能级进行比较。
2 晶体场稳定化能 ( CFSE )d 电子在晶体场中分裂后的 d 轨道中排布，其能量用 E晶表示，在球形场中的能量用 E球表示，且设 E球＝ 0 。
因晶体场的存在，体系总能量降低的数值称为晶体场稳定化能 ( Crystal Field Stabilization Energy )，依定义CFSE = E球 - E晶= 0 - E晶例 1 计算八面体强场中 d5组态的 CFSE 。
解：在在球形场中以及八面体强场中排布为:E球＝ 0E晶= ( - 4 Dq ) x 5 + 2p = - 20 Dq + 2pCFSE = E球 - E晶= 0 - (-20 Dq + 2p ) = 20 Dq - 2pE晶的值要严格以 E球= 0 为基础进行计算，要考虑 p 值。
例 2 计算正四面体弱场 d6组态的 CFSE。
例 3 △ = 33800，p = 15000，求 CFSE 。
3 水合热的双峰曲线第一过渡元素的水合热的绝对值 | △H | 对的 d 电子数作图。
根据热力学对水合热的计算，随 d 电子数的增加， | △H | 应逐渐增加，得一平缓上升的直线。
如图中 ---------- 所示。
但依实验数据作图，却得双峰曲线，为什么？下表给出水合离子 d0- d10的 CFSE 值 / Dq ，水是弱场，无成对能 p 的问题:在 | △H | 的值上，分别加上 CFSE 的值加以修正：d0、d5、d10仍在线上，d3、d8为两峰值，得双峰曲线。
这一事实说明了 CFSE 的存在。
必须指出的是，晶体场稳定化能在数值上远远小于配位键的键能，因此运用晶体场稳定化能解释问题是很有限的。
配位键的键能，才是配位化合物中占据主导地位的能量。
这是 CFSE 具有最大值的两个组态 d3和 d8， CFSE 的值也只有 175 和 122 。
与 | △H | 的值相比，CFSE 是个很小的数，或者说是对键能的一种修正。
将 CFSE 的作用夸大，与化学键的能量相提并论，用 CFSE 解释一切，是片面的，不可取的。