Sie haben absolut Recht, es geht um die Elektronen des Metalls und auch um ihre d-Orbitale.

Übergangselemente sind normalerweise durch d-Orbitale gekennzeichnet. Wenn das Metall an nichts anderes gebunden ist, sind diese d-Orbitale entartet, was bedeutet, dass sie alle das gleiche Energieniveau haben.

Wenn sich das Metall jedoch mit anderen Liganden verbindet, ändert sich dies. Aufgrund der unterschiedlichen Symmetrien der d-Orbitale und der induktiven Wirkung der Liganden auf die Elektronen spalten sich die d-Orbitale auf und werden nicht entartet (haben unterschiedliche Energieniveaus).

Dies bildet die Grundlage für Kristallfeldtheorie . Wie sich diese d-Orbitale teilen, hängt von der Geometrie der gebildeten Verbindung ab. Wenn beispielsweise ein oktaedrischer Metallkomplex gebildet wird, sieht die Energie der d-Orbitale folgendermaßen aus:

Wie Sie sehen können, Früher hatten die d-Orbitale die gleiche Energie, jetzt haben 2 der Orbitale eine höhere Energie. Was hat das nun mit seiner Farbe zu tun?

Nun, Elektronen können bestimmte Frequenzen elektromagnetischer Strahlung absorbieren, um zu Orbitalen mit höherer Energie befördert zu werden. Diese Frequenzen haben eine bestimmte Energie, die der Energiedifferenz zwischen verschiedenen Orbitalen entspricht. Jetzt können die meisten Substanzen nur noch Strahlungsfrequenzen absorbieren, die außerhalb des sichtbaren Lichtspektrums liegen. Beispielsweise können sie möglicherweise Strahlung mit einer Frequenz von 300 GHz (dh Infrarotstrahlung) absorbieren. Dies bedeutet, dass es alle anderen Arten von Strahlung reflektiert, einschließlich des gesamten Spektrums des sichtbaren Lichts. So sehen unsere Augen eine Mischung aller Farben; rot, grün, blau, violett usw. Dies wird als weiß angesehen (aus diesem Grund sind mehrere organische Verbindungen weiß).

Übergangsmetalle sind jedoch insofern besonders, als die Energiedifferenz zwischen den nicht entarteten d-Orbitalen der Strahlungsenergie des sichtbaren Lichtspektrums entspricht. Das heißt, wenn wir den Metallkomplex betrachten, sehen wir nicht das gesamte sichtbare Lichtspektrum, sondern nur einen Teil davon.

Wenn beispielsweise die Elektronen in einem oktaedrischen Metallkomplex grünes Licht absorbieren und vom $ d_ {yz} $ -Orbital zum $ d_ {z ^ 2} $ -Orbital befördert werden können, wird das Die Verbindung reflektiert alle anderen Farben außer Grün. Daher können wir unter Verwendung des Farbrads die Komplementärfarbe von Grün finden, die die Farbe der Verbindung ist, nämlich Magneta.

Dies erklärt, warum nicht alle Übergangsmetallkomplexe bunt sind. Zum Beispiel ist Kupfersulfat eine hellblaue Verbindung, jedoch ist Zinksulfat auf der Hand eine weiße Verbindung, obwohl es ein Übergangsmetall ist. Der Grund dafür ist, dass die d-Orbitale von Zink vollständig mit Elektronen gefüllt sind, was bedeutet, dass kein Elektron einen d-> d-Übergang machen kann, da sie alle gefüllt sind. Daher kann es vorkommen, dass Zink kein Übergangsmetall ist.

Die teilweise vollen d-Orbitale in Übergangsmetallen weisen Energieaufteilungen auf, die zufällig im sichtbaren Bereich liegen. Abhängig von der Anordnung der an sie gebundenen Substituenten (sogenannte Liganden) teilen sich die Elektronenenergien gemäß der Kristallfeldtheorie. Eine ähnliche Aufspaltung in den s- oder p-Orbitalen führt zu Lücken im ultravioletten Bereich, und sichtbares Licht geht durch, sodass wir keine Farbe sehen. In Übergangsmetallen regt sichtbares Licht die Elektronen jedoch von einem niedrigeren d-Orbital zu einem höheren an und lässt nur etwas Licht durch

Übergangselemente haben teilweise d-Orbitale gefüllt. Wir wissen auch, dass beim Springen von Elektronen von einem Orbital zu einem anderen Licht emittiert wird, wodurch die Verbindungen der Übergangselemente farbige Verbindungen zu sein scheinen.

Hinweis: Dies kann jedoch auch in einigen organischen Verbindungen in diesem Fall vorkommen es sind p-Orbitale und nicht d-Orbitale.

Farbige Verbindungen von Übergangselementen sind mit teilweise gefüllten (n-1) d-Orbitalen assoziiert. Die Übergangsmetallionen, die ungepaarte d-Elektronen enthalten, durchlaufen einen elektronischen Übergang von einem d-Orbital zu einem anderen. Während dieses d-d-Übergangsprozesses absorbieren die Elektronen bestimmte Energie aus der Strahlung und emittieren den Rest der Energie als farbiges Licht. Die Farbe des Ions ist komplementär zu der von ihm absorbierten Farbe. Daher wird aufgrund des d-d-Übergangs ein farbiges Ion gebildet, das für alle Übergangselemente in den sichtbaren Bereich fällt.