Metalen uit kleuren van overgangsreeksen zijn meestal het gevolg van elektronische overgangen van twee hoofdtypen:
- overdrachtsovergangen laden
- d-d overgangen
Meer over transitie-overgangen:
Een elektron kan van a springen overwegend ligandorbitaal naar een voornamelijk metaalorbitaal, leidend tot een overgang van ligand naar metaal lading-overdracht (LMCT). Deze kunnen het gemakkelijkst optreden wanneer het metaal zich in een hoge oxidatietoestand bevindt. De kleur van chromaat-, dichromaat- en permanganaat-ionen is bijvoorbeeld het gevolg van LMCT-overgangen.
Meer over d-d overgangen:
Een elektron springt van de ene d-orbitaal naar de andere. In complexen van de overgangsmetalen hebben de d-orbitalen niet allemaal dezelfde energie. Het patroon van splitsing van de d-orbitalen kan worden berekend met behulp van de kristalveldentheorie.
Als je meer wilt weten, kun je hier naar boven kijken.
Ook:
Een eenvoudige verklaring zou zijn om eerst te weten wat "kleur" veroorzaakt. Het belangrijkste principe is "elektronische overgang". Om een elektronische overgang te hebben, moet een elektron van een lager niveau naar een hogere orbitaal "springen". Nu, licht is energie toch? Dus wanneer er licht is, zien we kleuren. Maar daar stopt het niet. De reden waarom transitiemetaal in het bijzonder kleurrijk is, is omdat ze ongevulde of half gevulde d-orbitalen hebben.
Er is een Crystal-veldentheorie die de splitsing van de d-orbitaal verklaart, die de d-orbitaal splitst op een hogere en lagere orbitaal. Nu kunnen de elektronen van het overgangsmetaal "springen". Merk op dat licht wordt geabsorbeerd voor elektronen om te "springen", maar deze elektronen zullen uiteindelijk weer terugvallen naar de grondtoestand, waarbij licht van specifieke intensiteit en golflengte wordt vrijgegeven. We zien dit als kleuren.
Nu voor het leuke gedeelte. Merk op dat het elektron niet kan transitie als een orbitaal al vol is. Kijk eens naar Zink in je periodieke tabel. Merk op dat een d-orbitaal maximaal 10 elektronen kan bevatten. Merk op dat zink 10 elektronen in zijn d-orbitaal heeft. Ja, je raadt het goed, het kleurt niet en is geen overgangsmetaal. zink is geen overgangsmetaal maar maakt deel uit van de d-blokelementen. Het verbaast me!
Het edelgasxenon vormt verschillende verbindingen (meestal met zuurstof of fluorine), maar neon, dat ook een edelgas is, vormt geen verbindingen. Waarom? Waarom kon NeF4 niet op dezelfde manier als XeF4 worden gevormd?
Neon vormt geen verbindingen zoals xenon omdat neon zijn elektronen veel strakker houdt dan xenon. Kort antwoord: Neon houdt zijn elektronen te strak vast. Ne is een klein atoom. De elektronen bevinden zich dicht bij de kern en worden stevig vastgehouden. De ionisatie-energie van Ne is 2087 kJ / mol. Xe is een groot atoom. De elektronen bevinden zich ver van de kern en worden minder strak vastgehouden.De ionisatie-energie van Xe is 1170 kJ / mol. Een xenon-atoom kan dus enige controle over zijn elektronen opgeven voor een zeer elektronegatief fluoratoom en XeF vormen. Maar zelfs fluor is niet sterk genoeg om de elektronend
Oliver heeft 30 knikkers, 12 zijn rood, 10 zijn groen en 8 zijn zwart. hij vraagt drie van zijn vrienden om een knikker uit te halen en te vervangen. wat is de kans dat zijn vrienden elk een verschillend gekleurd marmer nemen?
Te controleren. Laat de waarschijnlijkheid van een kleur worden aangeduid als P ("kleur") Laat rood R zijn -> P (R) = 12/30 Laat groen G zijn -> P (G) = 10/30 Laat zwart B zijn -> P (B) = 8/30 Deze kansen veranderen niet naarmate u verdergaat in de selectie, aangezien wat is geselecteerd naar de steekproef wordt teruggestuurd. cancel ("Elke persoon selecteert 3 en retourneert na elke selectie.") Elke persoon selecteert 1 en geeft deze klaar voor de volgende persoon om zijn selectie te maken. color (brown) ("All possible success type selection:") Merk op dat dit diagram alleen voor het
Voor de eerste rij overgangsmetalen, waarom vullen de 4s orbitalen zich vóór de 3d orbitalen? En waarom zijn elektronen verloren van 4s orbitalen voor 3d orbitalen?
Voor scandium tot zink vullen de 4s-orbitalen zich NA de 3d orbitalen EN de 4s-elektronen gaan verloren vóór de 3d-elektronen (als laatste binnen, als eerste uit). Zie hier voor een uitleg die niet afhankelijk is van "halfgevulde subshells" voor stabiliteit. Zie hier hoe de 3d orbitalen lager zijn in energie dan de 4s voor de eerste rij overgangsmetalen hier (Appendix B.9): Al het Aufbau Principe voorspelt dat elektronenorbitalen worden gevuld van lagere energie naar hogere energie ... ongeacht welke volgorde kan met zich meebrengen. De 4s orbitalen zijn hoger in energie voor deze overgangsmetalen, dus