物质若能使可见光(波长400~730nm)通过,则本身无色透明;若能很好地反射可见光中的一切光,则为白色;若能完全吸收可见光中的一切光,则为黑色;若选择地吸收可见光中的某一部分光,而把其余部分的光透过或散射出来。 人们肉眼看到的就是这部分物质呈现的颜色, 也就是吸收那部分光的互补色。 例如某种离子化合物吸收了蓝绿色光,而透过的是紫色和红色光,这种离子化合物就呈现紫红色。
物质吸收可见光时,电子就从能量较低的轨道跳到能量较高的轨道,如d-d轨道跃迁,轨道间的能量差△E与光的频率 ν 的关系是:
式中h是Planck常数;c为光速;ν 为频率;λ 为波长。
物质能量差△E等于物质吸收可见光中的部分或一切光时(吸收光的频率为 ν),就呈现一定颜色(吸收光的互补色);能量差△E越小,呈现的颜色越深;能量差△E大于可见光能量的上限,或小于可见光能量的下限,就不呈现颜色。
影响离子化合物颜色的因素很多,其中组成离子化合物的离子间的极化作用的大小对物质的颜色影响最为明显,因为极化之后,电子能级改变,致使△E能量差变小,所以只要吸收可见光部分的能量即可引起激发,从而呈现出颜色,极化作用越强,△E能量差越小,物质吸收可见光中的波长越大,化合物的颜色就越深(但在波长580~700nm范围内,出现反常,波长增大,化合物的颜色变浅)。
Ag I白Ag Br淡黄Ag I黄
Sn(OH)2白Sn O灰Sn S棕黄
V2O5橙Cr O3暗红Mn2O7墨绿
这三组化合物从左到右,极化作用是增大的,所以化合物颜色变深。
除了离子间的极化作用因素之外,离子的电子层结构对离子化合物颜色的影响也不小,从离子的电子层结构来看,不含未成对电子的离子,即8电子外层、18电子外层、(18+2)电子外层的离子,都没有颜色,如Na+(8电子外层),Zn2+(18电子外层), Pb2+(18+2电子外层)。 具有不规则外层的离子, 如Fe3+、Co2+、 Mn2+、Cr3+、镧系和锕系元素的许多离子则有颜色。 这是由于在这些离子中有未成对的d或f电子, 激发这种电子所需要的能量较小,可发生d-d或f-f跃迁,对于电子构型不饱满(即d轨道没有充满。 都有未成对的d电子)的金属离子,在吸收了一部分光能后,就可以使d电子从低能级的d轨道向高能级的d轨道跃迁. 这种跃迁称为d-d跃迁. 其能量差一般在10000~30000cm范围。 由于吸收光的波长在可见光范围以内,所以呈现一定的颜色。
两种无色的离子有可能形成有色的化合物,例如Pb I2,虽然Pb2+和I-离子都无色,Pb I2却是黄色的。 这可以用离子极化作用来解释。 化合物中正离子的极化力较强或负离子的变形性较大, 都会使化合物呈现颜色。 例如,S2-离子的变形性比O2-离子大,因此硫化物的颜色一般总要比相应的氧化物深。 又如,具有相同电子结构的K+、Ca2+、Sc3+、Ti4+、V5+、Mn7+的氧化物的颜色随着正离子电荷的增加而加深,这是因为正电荷越多,离子的极化力越强。
物质呈现的颜色还与其它因素有关。 如,温度升高,轨道间的能量差△E趋于零, 化合物的颜色变深。 室温时是浅黄色的Ag I,在低温时是白色的,而在高温则呈洋红色。 又如,物质的颗粒大小不同,对不同波长的光的散射能力不同,呈现的颜色也不同。 铂片是灰白色的,分散度极高的铂则是黑色的,因此叫做铂黑。
对于某些具有颜色的含氧酸根离子, 如VO43 -( 淡黄色), Cr O2-4(黄色) ,Mn O-4(紫色)等,它们的颜色被认为是电荷迁移引起的。 V(V),Cr(VI),Mn(VII)它们都为d0电子构型,没有d电子,均有较强的夺取电子的能力,不可能发生d-d跃迁,它们的颜色是因强吸收( 常发生在紫外区),这些酸根离子吸收了一部分能量后,氧阴离子的电荷会向金属离子迁移,伴随电荷迁移, 这些离子呈现不同的颜色。
摘要：本文从离子极化作用、离子的电子层结构等对离子化合物的颜色加以说明,并对含氧酸根离子颜色的成因做了浅析。
关键词：离子化合物,颜色,极化左右,电子层结构