Vraag:
Kleur van chromaat en permanganaat
ManishEarth
2012-04-26 00:49:31 UTC
view on stackexchange narkive permalink

Ik heb nogal wat keren gehoord dat het chromaat en het permanganaat een $ d ^ 3s $ -configuratie hebben. Hun kleuren ontstaan ​​ook door een snelle omschakeling van elektronen tussen de zuurstof- en metaalatomen.

Ik begrijp het gedeelte 'snel schakelen' niet echt - het is duidelijk waarom het kleur kan geven, maar ik begrijpen niet waarom er een dergelijke omschakeling nodig is - wat is er zo speciaal aan $ \ mathrm {Cr} $ en $ \ mathrm {Mn} $? (Ik weet ook niet wat de omschakeling precies is)

Een uitleg van $ d ^ 3s $ zou op prijs worden gesteld, maar niet noodzakelijk.

Twee antwoorden:
#1
+11
Chris
2012-04-26 13:21:50 UTC
view on stackexchange narkive permalink

Met "snelle omschakeling" bedoelen ze technisch Ligand-to-Metal Charge Transfer (LMCT). Een moderner raamwerk is Ligandveldtheorie. Ik zou een klas moeten leren om het in die termen volledig uit te leggen, maar ik zal proberen het uit te leggen in termen van deze hybridisatie die je hebt genoemd.

Een chemische binding impliceert een grotere kans om elektronen te vinden tussen twee gebonden kernen. Atomaire orbitalen beschrijven de elektronendichtheid voor individuele kernen. Een binding tussen twee kernen vereist enige fysieke overlap van de relevante atomaire orbitalen.

Op deze manier zeggen we dat de lineaire combinatie van atomaire orbitalen, zeg twee bestaande uit een $ 2s $ en $ 2p $ orbitaal, resulteert in een moleculaire orbitaal die het molecuul beschrijft. We zouden de golffunctie voor het complex schrijven als:

$$ \ Psi = C_1 \ psi (2s) \ pm C_2 \ psi (2p) $$

De hoeveelheid "mixen" is slechts een kwestie van de coëfficiënten, $ C_n $, aanpassen. En dus zouden we kunnen zeggen dat de binding in dit verzonnen molecuul $ sp $ gehybridiseerd is. $ sp ^ 3 $ gehybridiseerd zou de volgende soort golffunctie betekenen: $$ \ Psi = C_1 \ psi (2s) \ pm C_2 \ psi (2p) \ pm C_3 \ psi (2p) \ pm C_4 \ psi (2p) $$

Evenzo zou $ sd ^ 3 $ een golffunctie van de volgende aard kunnen betekenen:

$$ \ Psi = C_1 \ psi ((n + 1) s) \ pm C_2 \ psi (nd) \ pm C_3 \ psi (nd) \ pm C_4 \ psi (nd) $$ waarbij $ n = 3 $ in het geval van Mn of Cr.

Als men de juiste moleculaire orbitaal berekeningen van de valentie $ 3d $, $ 4s $ en $ 4p $ voor mangaan of chroom en de $ 2s $ en $ 2p $ voor zuurstof in tetraëdrische symmetrie, dan kun je de moleculaire orbitaal energiediagram voor je complex zodra je je eigenwaarden afstemt op het juiste spoor van de juiste transformatiematrix ... en je kunt er nog wat meer jargon over horen, of ik kan het belangrijkste punt van onze modellen uitleggen: waarom we denken dat MnO $ _4 $ $ ^ - $ is paars.

De bindingen in, in het bijzonder permanganaat (ik heb de berekeningen met dichromaat nooit echt gedaan, hoewel ze in principe vergelijkbaar zouden moeten zijn) liggen tussen Mn $ ^ {+ 7} $ en vier O $ ^ {- 2} $ in de geometrie hier weergegeven. De elektronegativiteit van zuurstof bepaalt duidelijk het grootste deel van de elektronendichtheid en als gevolg daarvan zitten ze op liganden (zuurstof) in plaats van op het metaal. Een elektronisch aangeslagen toestand kan worden bereikt met licht absorptie in het bereik van 500-600 nm licht vanwege de relatieve zwakte van de interacties tussen de ligand en het metaal. Als het sterkere interacties waren, zou het meer energie kosten om elektronen naar een hogere energietoestand te brengen en zou de kleur in de UV worden verschoven. Een kleurenwiel vertelt je dat de lichtabsorptie in het bereik van 500-600 nm ongeveer violet moet zijn, wat we zien voor de kleur van dit specifieke complex. Hoe dan ook, deze aangeslagen toestand betekent dat sommige elektronen tijdelijk van de ligand naar het metaal gaan, wat resulteert in een LMCT-band.

Logisch, bedankt! Ik denk dat mijn grootste verwarring was hoe "snel schakelen" een betekenis heeft als elektronen toch worden gedeeld. Als ligand is het logisch :)
#2
+2
Pat
2012-04-26 02:35:26 UTC
view on stackexchange narkive permalink

"Kleur" is wat we zien wanneer elektronen overgaan van een hoogenergetische orbitaal naar een minder energetische, als de energie die bij die overgang hoort een foton produceert binnen het zichtbare spectrum. Het kan nuttig zijn om te stoppen met denken aan elektronen als zijnde op het metaal of de zuurstof, en te bedenken dat elektronen in deze gevallen moleculaire orbitalen bezetten, die meer dan één atoom kunnen omvatten. In dit geval lijkt het waarschijnlijk dat een van de orbitalen in kwestie een hogere elektronendichtheid rond het metaal heeft, terwijl de andere een hogere elektronendichtheid rond zuurstof zou kunnen hebben. Waarom zijn Cr en Mn speciaal? Ik zou het als toeval interpreteren dat de oxiden van deze metalen gevoelig zijn voor elektronische overgangen die fotonen genereren die als levendige kleuren voor onze ogen worden geregistreerd.

Je verwart gestimuleerde / spontane emissie met absorptie. Het klassieke voorbeeld is ** chlorofyl a **: het neemt geen groene fotonen op, maar rode en blauwe. We zien het als groen omdat het licht dat onze ogen bereikt, het licht dat _niet wordt geabsorbeerd maar gereflecteerd_, groen is (evenals andere golflengten die we niet kunnen waarnemen).
Dus de overgangen vinden plaats tussen welke energietoestanden precies? Tussen BMO's en ABMO's?


Deze Q&A is automatisch vertaald vanuit de Engelse taal.De originele inhoud is beschikbaar op stackexchange, waarvoor we bedanken voor de cc by-sa 3.0-licentie waaronder het wordt gedistribueerd.
Loading...