无机物颜色的规律

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+ Co2+ 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f1-13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周期的溴化物、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-1 △E＝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，△E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。

△E<1.7eV（红外光）或△E >3.1eV（紫外光）

3. 影响因素

（1）d-d 跃迁和 f-f 跃迁

配位场d轨道发生分裂，二组d轨道能量差一般相当于可见光的能量。△E＝1.7- 3.1eV

d1-9和f1-13 显色，d0、d10 、 f0、 f14不显色，Y3+ 、La3+ 、Cu+ 、Ag+ 、Hg2+、Zn2+、Cd2+、Lu3+ 无色，d5和f7浅色（跃迁－自旋禁阻）凡是不成对电子的自旋发生改变的电子跃迁都是自旋禁阻的。

（2）电荷跃迁

电子从一个原子转移到另一个原子产生的荷移跃迁，M¬L

ZnO CdO 温敏元件

R.T.白 R.T.棕红（制变色温度计）

↓△ ↓△

浅黄深灰

CuO中Cu2+为d9，其余M+ 或M2+均为d10，无d-d跃迁，化合物的颜色由“荷移跃迁”引起。

AgCl、AgBr、AgI颜色依次加深。阳离子相同，阴离子变形性不同，阴离子变形性越大，化合物越容易发生电荷迁移吸收光谱向长波(低波数）方向移动，表现出来较深的颜色

Cd2+: d10 CdS（黄色）Cd2+ ¬ S2－ DE =2.4eV

ZnS（白色）Zn2+ ¬ S2－ DE > 3.9eV

△E＝1.7- 3.1eV

主族元素含氧酸根不显颜色，O2- →中心离子，跃迁能量超出可见光区不显颜色

荷移跃迁发生在混合价配合物中

[Fe(CN)6]4- 、[Fe(H2O)6]3+ 、KFe[Fe(CN)6]4-

淡黄色无色深蓝色

(NH4)2SbBr6 [SbBr6]3- → [SbBr6] -

（3）n →p* , p → p*跃迁

可能发生的跃迁：

s →s* 能量大，SiCl4, PCl5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。