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化合物的颜色----化学中有关颜色的知识

1吸收光谱

自然光照射物质，可见部分(400-750纳米)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图片：

***+?*

红黄绿蓝紫

■WaVar , , ----- ,,

红一蓝绿紫一黄绿黄一蓝绿一红紫

2。电子跃迁

1)d-d跃迁和f-f跃迁：

Ti3+3d1

Ti3+的3d1电子在分裂后的d轨道中的排列为

j— 好

4 (M)l(dY)。

de

在自然光的照射下，吸收了能量相当于^0波长的部分，使电子排布变为：

.4— d下

4 :/ ()。(危)1

——de

这种吸收在紫区和红区最少，故显紫红色

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dl-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。

组态为郁和d10的化台物，不可能有d-d

跃迁，如Ag(I)Cd(II)时、La(III)5d\

Ti(IV)3d°等的化合物一般无色。

2)其他n—p*,p—p*跃迁

可能发生的跃迁：

s—s*能量大，SiCl4,PC15吸收在远紫外区(无色)

n—s*孤对电子，能量稍低，近紫外区H2S，H2O

n—p*孤对电子，能量稍低，近紫外。双键，三键，长波区。

p—p*最高占据轨道能级比非键轨道高，可见区，显颜色

p*—s*F2、Cl2、Br2、I2

问题：F2、Cl2、Br2、I2颜色逐渐加深，如何解释？

np*—ns*能量差下降，吸收长波长(低波数)的光，表现出互补色

但也有d0和d10的化合物有颜色，如：既1我5邺

其机理是什么？

*有从】■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：

I

vey黄色CtO+2黄色MnO+-紫色

吸收蓝光 蓝光 黄绿光

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

无机物颜色的规律

无机化合物具有颜色的本质是由于d-d跃迁和f-f跃迁产生的。下表列出了具有不同d电子数和不同f电子数的离子的颜色

电子数1

2

3

4

5

6

7

8

9

Ti3+

Ti2+

V2+

Cr2+

Mn2+

Fe2+

C02+

Ni2+

Cu2+

紫色

黑色

紫色

蓝色

肉色

绿色

粉红

绿色

蓝色

电子数1

2

3

4

5

6

7

8

9

Ce3+

Pr3+

Nd3+

Pm3+

Sm3+

Eu3+

Gd3+

Tb3+

Dy3+

无色

黄绿

红紫

粉红

淡黄

粉红

无色

粉红

淡黄

由表中的情况可以总结出以下结论

（1）d1-9和fl-13的化合物都有颜色，d5和f7颜色较浅或无色，是由于自旋禁阻，自旋发生改变的电子跃迁都是自旋禁阻的。

（2）CuF、BrF（红色），多数氟化物均无色；III、IV、V、VI主族的5,6周期的漠化物、碘化物几乎都有颜色。

（3） 主族元素的含氧酸根离子多数无颜色，过渡金属元素含氧酸根有颜色。

（4） 混合价态化合物呈现颜色。

（5） 无色晶体掺有杂质或发生晶格缺陷时，呈现颜色

无机物具有颜色的原因

物质具有颜色是由于选择性的吸收可见光，呈现出吸收光的互补颜色。

可见光波长：l=400-700nm，波数：n=25000-13800cm-1AE=1.7-3.1eV

物质吸收大光波波长是由于分子或离子的电子层结构决定的，外层电子及其构型决定了所吸收的光的能量。

可见光的能量：△E=1.7-3.1eV

电子从基态跃迁到激发态，△￡越小，吸收的光波数越小（波长越长），观察到的颜色趋向于紫色，反之，趋向于红色。