Farve i metalforbindelser med overgangsserier skyldes generelt elektroniske overgange af to hovedtyper:
- Oplad overførselsovergange
- d-d overgange
Mere om opladningsoverførsler:
En elektron kan hoppe fra en overvejende ligand orbital til a overvejende metalbanen, hvilket giver anledning til en overgang til ligand-til-metal-overførsel (LMCT). Disse kan let opstå, når metallet er i en høj oxidationstilstand. Farven af chromat, dichromat og permanganationer er fx på grund af LMCT-overgange.
Mere om d-d overgange:
En elektron hopper fra en d-orbital til en anden. I komplekser af overgangsmetallerne har d-orbitalerne ikke alle samme energi. Spredningen af d-orbitalerne kan beregnes ved hjælp af krystalfeltteori.
Hvis du vil vide mere, kan du kigge op her.
Også:
En simpel forklaring ville være at vide først hvad der forårsager "farve". Hovedprincippet er "elektronisk overgang". For at få en elektronisk overgang skal en elektron "hoppe" fra et lavere niveau til et højere niveau orbital. Nu er lys energi rigtigt? Så når der er lys, ser vi farver. Men det stopper ikke der. Årsagen til, at overgangsmetal i særdeleshed er farvestrålende, er fordi de har ufyldte eller enten halvfyldte d orbitaler.
Der er krystalfeltteori, der forklarer splittelsen af d-orbitalet, som opdeler d-orbitalet til en højere og lavere omgang. Nu kan elektronerne af overgangsmetallet "hoppe". Bemærk, at lyset absorberer for elektroner at "hoppe", men disse elektroner vil efterhånden falde tilbage igen til dets jordtilstand, hvilket frigiver lys med specifik intensitet og bølgelængde. Vi opfatter dette som farver.
Nu for den sjove del. Bemærk, at elektron ikke kan overgå, hvis en orbital allerede er fuld. Tag et kig på zink i dit periodiske bord. Bemærk, at en d orbital kun kan holde op til 10 elektroner. Bemærk at zink har 10 elektroner i sin d orbitale. Ja, du gætter det rigtigt, det vil ikke farve og overvejer ikke et overgangsmetal. zink er ikke et overgangsmetal, men det er en del af d-blokelementerne. Mind blown!
Ædelgasen xenon danner adskillige forbindelser (sædvanligvis med ilt eller fluor), men neon, som også er ædelgas, danner ikke forbindelser. Hvorfor? Hvorfor kunne Ne ikke danne NeF4 på samme måde som XeF4?
Neon danner ikke forbindelser som xenon fordi neon holder sine elektroner meget tættere på xenon. Kort svar: Neon holder sine elektroner for tæt. Ne er et lille atom. Dens elektroner er tæt på kernen og holdes tæt. Ioniseringsenergien af Ne er 2087 kJ / mol. Xe er et stort atom. Dens elektroner er langt fra kernen og er mindre fastholdt.Joniseringsenergien af Xe er 1170 kJ / mol. Så et xenonatom kan give noget kontrol over dets elektroner til et højt elektronegativt fluoratom og danne XeF4. Men selv fluor er ikke stærk nok til at trække elektrontæthed fra neon.
Hvorfor har organiske forbindelser højere smeltepunkt og kogepunkt end uorganiske forbindelser?
Organiske forbindelser har ikke højere smeltepunkt og kogepunkt, uorganiske forbindelser har. Det skyldes forskellen i kemiske bindinger. Uorganiske forbindelser fremstilles hovedsageligt af stærke ionbindinger, hvilket giver dem et meget højt smeltepunkt og kogepunkt. På den anden side fremstilles organiske forbindelser af forholdsvis svage kovalente bindinger, som er årsagen til deres lave smeltepunkt og kogepunkt.
For første række overgangsmetaller, hvorfor fylder 4s-orbitalerne før 3d-orbitalerne? Og hvorfor er elektroner tabt fra 4s orbitals før 3d orbitaler?
For scandium gennem zink fylder 4'er-orbitalerne efter 3D-orbitalerne, og 4'erne elektronerne går tabt før 3d-elektronerne (sidst i, først ud). Se her for en forklaring, der ikke afhænger af "halvfyldte subshells" for stabilitet. Se, hvordan 3D-orbitalerne er lavere i energi end 4'erne for første række overgangsmetaller her (Appendiks B.9): Alt Aufbau-princippet forudsiger, at elektronorbitaler er fyldt fra lavere energi til højere energi ... uanset rækkefølge kan medføre. De 4s orbitaler er højere i energi til disse overgangsmetaller, så de