Farge i overgangs-serie metallforbindelser skyldes vanligvis elektroniske overganger av to hovedtyper:
- belaste overgangstransisjoner
- D-D overganger
Mer om ladeoverganger:
Et elektron kan hoppe fra en overveiende ligand-orbitalt til en overveiende metallbanen, noe som gir opphav til en ligand-til-metall-ladning-overføring (LMCT) overgang. Disse kan lettest oppstå når metallet er i en høy oksidasjonstilstand. F.eks. Er fargen på kromat-, dikromat- og permanganat-ioner på grunn av LMCT-overganger.
Mer om D-D overganger:
En elektron hopper fra en d-orbital til en annen. I komplekser av overgangsmetallene har d-orbitaler ikke alle samme energi. Spredningsmønsteret for d-orbitaler kan beregnes ved hjelp av krystallfeltteori.
Hvis du vil vite mer, kan du slå opp her.
Også:
En enkel forklaring ville være å vite først hva som forårsaker "farge". Hovedprinsippet er "elektronisk overgang". For å få en elektronisk overgang må en elektron "hoppe" fra et lavere nivå til et høyere nivå orbital. Nå er lys energi akkurat? Så, når det er lys, ser vi farger. Men det stopper ikke der. Årsaken til at overgangsmetall spesielt er fargerikt, er fordi de har ufylte eller enten halvfylte d-orbitaler.
Det er krystallfeltteori som forklarer splittelsen av d-orbitalet, som splitter d-ordet til en høyere og nedre omgang. Nå kan elektronene i overgangsmetallet "hoppe". Vær oppmerksom på at lyset absorberer for elektroner å "hoppe", men disse elektronene vil etter hvert falle tilbake til grunntilstanden, og frigjøre lys med spesifikk intensitet og bølgelengde. Vi oppfatter dette som farger.
Nå for den morsomme delen. Vær oppmerksom på at elektronen ikke kan overgang hvis en omløp allerede er full. Ta en titt på sink i ditt periodiske bord. Legg merke til at en d orbital kun kan holde opptil 10 elektroner. Legg merke til at sink har 10 elektroner i sin orbitale. Ja, du antar det riktig, det vil ikke farge og overveier ikke overgangsmetall. sink er ikke et overgangsmetall, men det er en del av d-blokkelementene. Mind blown!
Den edle gassen xenon danner flere forbindelser (vanligvis med oksygen eller fluor), men neon, som også er en edel gass, danner ikke forbindelser. Hvorfor? Hvorfor kunne ikke Ne danne NeF4 på samme måte som XeF4?
Neon danner ikke forbindelser som xenon fordi neon holder sine elektroner mye tettere som xenon. Kort svar: Neon holder sine elektroner for tett. Ne er et lite atom. Dets elektroner er nær kernen og holdes tett. Joniseringsenergien til Ne er 2087 kJ / mol. Xe er et stort atom. Dens elektroner er langt fra kjernen og er mindre tett holdt.Joniseringsenergien til Xe er 1170 kJ / mol. Så et xenonatom kan gi litt kontroll over dets elektroner til et høyt elektronegativt fluoratom og danne XeF4. Men selv fluor er ikke sterk nok til å trekke elektrontetthet fra neon.
Hvorfor har organiske forbindelser høyere smeltepunkt og kokepunkt enn uorganiske forbindelser?
Organiske forbindelser har ikke høyere smeltepunkt og kokepunkt, uorganisk forbindelse har. Det er på grunn av forskjellen i kjemiske bindinger. Uorganiske forbindelser er for det meste laget av sterke ionbindinger, noe som gir dem et meget høyt smeltepunkt og kokepunkt. På den annen side er organiske forbindelser laget av forholdsvis svake kovalente bindinger, som er årsaken til deres lave smeltepunkt og kokepunkt.
For første rad overgangsmetaller, hvorfor fyller 4-tommers orbitaler før 3d-orbitaler? Og hvorfor er elektroner tapt fra 4s orbitals før 3d orbitals?
For scandium gjennom sink fyller 4s-orbitaler etter 3d-orbitaler, og 4-elektronene går tapt før 3d-elektronene (sist inn, først ut). Se her for en forklaring som ikke er avhengig av "halvfylte subshells" for stabilitet. Se hvordan 3d orbitals er lavere i energi enn 4s for første rad overgangsmetaller her (Vedlegg B.9): Alt Aufbau-prinsippet forutsier er at elektronorbitaler fylles fra lavere energi til høyere energi ... uansett rekkefølge kan medføre. De 4 s-orbitaler er høyere i energi for disse overgangsmetallene, så de pleier å fylle sist (spesielt for sent ove