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Allgemeine Chemie Fragen zur Chemie, die ihr nicht in eines der Fachforen einordnen könnt, gehören hierher.

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Alt 04.12.2004, 22:26   #1   Druckbare Version zeigen
abiturient Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 232
Farben von Ionen

ich muss die farben aller ionen kennen.
das 3-fach positiv geladene eisenion (Fe*3+) ist z.b. in der lösung schwach rot.
das ist aber leider auch alles, was ich weiß .
könnt ihr mir vielleicht helfen, und hier welche aufzählen bzw. mir eine gute seite zeigen, auf der alle ionen und ihre zugehörigen farben aufgezählt sind?
danke
abiturient ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 04.12.2004, 22:46   #2   Druckbare Version zeigen
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Beiträge: n/a
AW: Farben von Ionen

Zitat:
Zitat von abiturient
ich muss die farben aller ionen kennen.
Da hast Du dir ja was vorgenommen. Holleman/Wiberg ist in dem Fall Dein Freund.
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Alt 04.12.2004, 23:52   #3   Druckbare Version zeigen
buba Männlich
Mitglied
Beiträge: 18.460
Zitat:
Zitat von abiturient
das 3-fach positiv geladene eisenion (Fe*3+) ist z.b. in der lösung schwach rot.
Wer hat denn das verzapft? Der Hexaaquakomplex ist fast farblos, weil die d-d-Übergänge wie beim isoelektronischen Mn2+-Aquakomplex verboten sind. Beim Hexaaquaeisen(II)-Kation sind sie erlaubt und dieses ist (blass) blaugrün.

Ansonsten kann ich mit LOTS anschließen. --> HoWi
buba ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 05.12.2004, 00:03   #4   Druckbare Version zeigen
FK Männlich
Moderator
Beiträge: 60.898
AW: Farben von Ionen

Die Suchfunktion hilft auch weiter; mit "Farbe Ionen" findet man z. B.:
http://www.chemieonline.de/forum/showthread.php?t=10858&highlight=farbe+ionen

btw:
Zitat:
ich muss die farben aller ionen kennen.
Wieviel farbige Ionen wird es geben?
100000? 500000?

Gruß,
Franz
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Alt 05.12.2004, 00:20   #5   Druckbare Version zeigen
rettich Männlich
Mitglied
Beiträge: 5.300
Blog-Einträge: 1
AW: Farben von Ionen

Hallo, wer hat Dir denn diese Fleißaufgabe aufgetragen?
Frage ihn/sie doch mal nach der genauen Anzahl.
So`n Blödsinn.
mfg : rettich
__________________
mfg: rettich

Man kann gar nicht so dämlich denken wie
andere Handeln.
Speziell im Strassenverkehr und im Labor.

Heute ist der erste Tag vom Rest deines Lebens.
rettich ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 05.12.2004, 01:02   #6   Druckbare Version zeigen
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nicht mehr Mitglied
Beiträge: n/a
AW: Farben von Ionen

Farbigkeit von Komplexverbindungen

Hier muss man beachten dass viele Faktoren die Farbigkeit von Komplexverbindungen besonders der Übergangsmetalle beeinflussen.

z.B.
-Übergangsmetall
-Oxidationsstufe / Elektronenkonfiguration
-Liganden und Gegenionen
-Koordinationssphäre
-Temperatur
-etc / usw / haste nicht gesehen

Vergleichen kann man z.B.
Oktaedrisch koordinierte Aquakomplexe der 4. Periode:
[K(H2O)6]1+ farblos
[Ca(H2O)6]2+ farblos
[Ti(H2O)6]2+ rotviolett
[Cr(H2O)6]3+ violett
[Mn(H2O)6]3+ rosa
[Fe(H2O)6]3+ gelb
[Co(H2O)6]3+ rosa
[Ni(H2O)6]2+ grün
[Cu(H2O)6]2+ blau
[Ga(H2O)6]2+ farblos
[Ge(H2O)6]4+ farblos

Zur Antwort der Frage kommt man um die Theorie nicht herum.

Ursache von Farbigkeit:
Wird aus dem Spektrum des weissen Lichts ein bestimmter Wellenlängenbereich eliminiert (absorbiert) so erscheint die Summe des verbleibenden Lichts als Komplementärfarbe des absorbierten Lichts. Licht wird absorbiert indem die Energie des Lichtquants zur energetischen anhebung von Elektronen verwendet wird, wobei nur bestimmte Übergänge möglich sind. Die angehobenen Elektronen fallen dann durch energieabgabe (z.B. Wärmeabgabe) auf ihr normales Niveau zurueck.

Abb.1: Spektrum der elektromagnetischen Strahlung mit Betonung auf den vom Menschen sichtbaren Bereich

Grundlagen:
Die meisten Komplexe werden von Ionen der Übergangsmetalle gebildet. Die Übergangsmetalle haben unvollständig aufgefüllte d-Orbitale. In einem isolierten (von Wechselwirkungen befreitem) Ion sind die Energien der Elektronen in den fünf d-Orbitalen annähernd gleich ; die Orbitale sind entartet.
Betrachtet man nun ein Übergangsmetallion an das sich sechs Liganden oktaedrisch annähern, so treten zwischen den freien Elektronenpaaren der Liganden und den d-Elektronen des Zentralions elektrostatische Wechselwirkungen auf, wodurch sich die Energie der d-Elektronen erhöht. Würden sich die Liganden kugelsymmetrisch an das Zentralion annähern so wuerden die Elektronen in den fünf d-Orbitalen gleichviel Energie gewinnen , sie wären also immernoch entartet. Weil sich die sechs Liganden aber oktaedrisch an das Zentralion annähern sind nicht alle d-Elektronen gleich starken Wechselwirkungen ausgesetzt.

Abb.2: d-Orbitale


Es sind die dz² und dx²-y² Orbitale, welche in oktaedrischen Komplexen die stärksten Wechselwirkungen erfahren, während die dxy , dxz und dyz Orbitale energetisch günstiger liegen.

Abb.3: d-Orbitale in oktaedrischen Komplexen

Wie in Abbildung 3 zu erkennen sind die d-Orbitale aufgespalten in die energetisch höher liegenden eg-Orbitale (dz² und dx²-y² Orbitale) und die energetisch günstiger liegenden t2g-Orbitale (dxy , dxz und dyz Orbitale). Der Schwerpunktsatz besagt, das sich der energetische Schwerpunkt der d-Orbitale beim Aufspalten nicht ändert. Somit berechnet sich der Energiegewinn der eg-Orbitale zu 3/5und der Energieverlust der t2g-Orbitale zu 2/5, wobei  die Energiedifferenz zwischen den eg-Orbitalen und den t2g-Orbitalen kennzeichnet.
wird als Ligandenfeldaufspaltung bezeichnet und liegt in der Grössenordnung 1-4eV. Diese Energiedifferenz entspricht ungefähr einem Lichtquant im Bereich des sichtbaren Lichts. Es liegt also nahe, anzunehmen, das die Farbigkeit der Komplexe der Übergangsmetallionen durch Lichtabsorption der t2g-Elektonen zustande kommt.


Spektrochemische Reihe:
Die Ligandenfeldaufspaltung wird grösser je grösser die Hauptquantenzahl der d-Elektronen wird und je grösser die Ladung des Zentralions ist. Offensichtlich hängt sie in entscheidendem Maße von der Grösse des Zentralions ab.
Nicht nur die Eigenschaften des Zentralions bestimmt die Grösse der Ligandenfeldaufspaltung, sondern in entscheidendem Maße auch die Eigenschaften der Liganden. Für die häufigsten Liganden erhält man folgende Reihe:

I- < Cl- < F- < OH- < H2O < NH3 < en < CN- = CO

CN- -Ionen erzeugen somit die stärkste Aufspaltung der d-Orbitale und I- -Ionen die schwächste. Man spricht in diesem Zusammenhang auch von einem starken bzw. schwachen „Feld“.
Für die Zentralionen lässt sich ebenfalls eine solche Reihe aufstellen:

Mn2+ < Ni2+ < Co2+ < Fe2+ < V2+ < Fe3+ < Cr3+ < V3+ < Co3+ < Mn4+ < Mo3+ < Rh3+ < Pd4+ < Ir3+ < Re4+ < Pt4+

Mn2+ als Zentralion liefert bei gleichen Liganden folglich ein schwächeres Feld als z.B. Co3+ als Zentralion.



Abb.4: Ligandenfeldaufspaltungsenergien einiger Komplexe

Komplexe anderer Koordinationenzahlen:
Neben der Koordinationszahl 6 ist besonders auch die Koordinationszahl 4 (tetraedrische oder quadratisch-planare Koordination) weit verbreitet.
Abb.5 zeigt die Aufspaltung der d-Orbitale im tetraedrischen und quadratisch-planaren Ligandenfeld.
Das Feld der vier Liganden ist aber wesentlich schwächer als das Feld von 6 (oktaedrisch angeordneten) Liganden (mit dem selben Abstand vom Zentralion), so daß die Aufspaltung kleiner wird (etwa 4/9 der Aufspaltung im oktaedrischen Feld).


.5: Aufspaltung der d-Orbitale in verschiedenen Koordinationen (energetisch maßstabsgetreu).


Vibronische Übergänge:
Bei der Interpretation der Elektronenübergänge von oktaedrischen Komplexen ergibt sich des Problem, dass d-d Übergänge eigentlich verboten sind. Dies ist der Inhalt der Laporte-Auswahlregel für zentrosymmetrische Moleküle (Moleküle mit einem Inversionszentrum).
Elektronische Übergänge in zentrosymmetrischen Molekülen sind nur erlaubt, wenn sich bei ihnen die Parität ändert. Ein verbotener Übergang kann jedoch erlaubt werden, wenn das Inversionszentrum durch eine asymmetrische Schwingung zerstört wird. In einem Molekül ohne Inversionszentrum sind d-d-Übergänge nicht Laporte-verboten, daher wird der t2geg-Übergang durch eine solche asymmetrische Schwingung schwach erlaubt.

Charge-Transfer-Übergänge:
In d-Metallkomplexen können Elektronen durch Absorption von Strahlung aus Ligandenorbitalen in die d-Orbitale des Zentralatoms oder umgekehrt übergehen. Bei diesen Charge-Transfer-Übergängen wird das Elektron räumlich sehr weit verschoben, und das Übergangsdipolmoment ist dementsprechend gross. Da diese Übergänge auch nicht paritätsverboten sind, ist die Absorption häufig sehr intensiv. Ein bekanntes Beispiel für einen sehr intensiven Charge-Transfer-Übergang ist die violette Farbe des MnO4-, die durch starke Absorption zwischen 420 und 700nm entsteht. Bei diesem Übergang wir das Elektron von einem Orbital, das hauptsächlich an den Sauerstoffliganden lokalisiert ist, in ein Orbital des zentralen Mn-Ions verschoben. Ein weiters Beispiel für die hohe Absorptionsintensität von Charge-Transfer-Übergängen ist das blau des [Cu(NH3)4]2+ Komplexes, dessen Färbung so intensiv ist, daß sie zum Nachweis von Cu2+ Ionen verwendet werden kann. Auch der [Cu(H2O)4]2+ Komplex erscheint blau; da es sich in diesem Fall aber um d-d-Übergänge handelt, ist die Farbe sehr viel schwächer als im Tetramminkomplex.

Weitere optische Erscheinungen im Ligandenfeld:


Abb5.1: Absorptionsspektrum

In Abbildung 5.1 sieht man dass das oktaedrisch koordinierte [CoF6]3- zwei Absorptionsmaxima hat. Zwar liegen die Maxima nah beieinander, dennoch sind zwei verschiedene d-d-Elektronenübergänge (Charge-Transfer-Übergänge wären intensiver) unstrittig.
Um dieses Phänomen (Jahn-Teller-Effekt) zu beschreiben nehmen wir eine symmetrische Verzerrung des Oktaeders an.

Abb.5.2: Symmetrische Verzerrungen im Oktaeder und die Auswirkung auf die enrgetische Lage der d-Orbitale.

Die Ursache des Jahn-Teller-Effekts ist eine mit der Verzerrung verbundene Energieerniedrigung. Befindet sich beispielsweise bei einer d4-Konfiguration ein Elektron im dz²-Orbital im eg-Niveau so wird es bei einem gestreckten Oktaeder zu einem Energiegewinn von ½ 1 (siehe Abb5.1) kommen. Eine Vorhersage welcher Art die Verzerrung sein wird, lässt sich mit dem Jahn-Teller-Theorem nicht treffen. Besonders häufig treten Verzerrungen bei den d4-high-spin (Cr2+,Mn3+), den d7-low-spin (Co2+,Ni3+) und den d9 (Cu2+,Ag2+)-Konfigurationen auf

Mehr dazu findet man hier:
-Anorganische Chemie , Riedel , de Gruyter
-Moderne Anorganische Chemie , Riedel-Janiak-Klapötke-Meyer , de Gruyter
-Inorganic Chemistry Third Edition , J.E.Huheey , Harper Collins Publishers
-Grundlagen der allg. und anorg. Chemie , H.R.Christen , Sauerländer
-Anorganische Chemie , Cotton , VCH
-Physikalische Chemie , P. W. Atkins , VCH
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Alt 05.12.2004, 16:19   #7   Druckbare Version zeigen
abiturient Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 232
AW: Farben von Ionen

hehe . ich meinte, die farben der wichtigsten ionen in wässriger lösung. ich bin noch schüler und kenne daher nur wenige. hab vergessen, dass ich in einem forum voller erfahrener chemiker bin. (so viele ionen gibt's? )
jedenfalls, die kleine liste von knall-bumm-peng und der link von franz sind schon hilfreich. danke danke.
abiturient ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 05.12.2004, 17:06   #8   Druckbare Version zeigen
FK Männlich
Moderator
Beiträge: 60.898
AW: Farben von Ionen

Zitat:
Zitat von abiturient
(so viele ionen gibt's? )
Die meisten kommen aus der organischen Chemie...

Gruß,
Franz
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Alt 06.12.2004, 08:52   #9   Druckbare Version zeigen
GH Männlich
Mitglied
Beiträge: 659
AW: Farben von Ionen

@ Knall-bumm-peng: Trotzdem ist die Farbe von [Fe(H2O)6)]3+ nicht gelb sondern sehr blass violett. (Es handelt sich hier um einen verbotenen Übergang.) Ein Salz wo man diese Farbe sehr schön sieht ist das Fe(III)-Nitrat. Löst man dieses Salz in Wasser, so entsteht eine gelbe Lösung die durch Hydrolyse des Hexaquaions entsteht.
__________________
MfG
GH

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Geändert von GH (06.12.2004 um 08:54 Uhr)
GH ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 06.12.2004, 20:29   #10   Druckbare Version zeigen
ehemaliges Mitglied  
nicht mehr Mitglied
Beiträge: n/a
AW: Farben von Ionen

Zitat:
@ Knall-bumm-peng: Trotzdem ist die Farbe von [Fe(H2O)6)]3+ nicht gelb sondern sehr blass violett. (Es handelt sich hier um einen verbotenen Übergang.) Ein Salz wo man diese Farbe sehr schön sieht ist das Fe(III)-Nitrat. Löst man dieses Salz in Wasser, so entsteht eine gelbe Lösung die durch Hydrolyse des Hexaquaions entsteht.
Du sagst es ja selbst:
Das in Wasser solvatisierte Ion erscheint gelblich.
Oft sind die Verhältnisse in fester Phase anders als in Lösung (Koordinationspolyeder sind in fester Phase oft durch Packungseffekte stärker verzerrt, und das Zentralkation wird im Kristall durch die Gegenionen in erster oder zweiter Koordinationssphäre stärker beeinflusst als in einer "idealen" Lösung) etc. usw. und haste nicht gesehn.

Ausserdem ist die Farbe von [Fe(H2O)6)]3+ sowieso nur in stark verdünnten Lösungen zu diskutieren, da nur dann eine Beeinflussung durch Gegenionen vernachlässigt werden kann.

Wie dem auch sei,

über Farben lässt sich gott sei dank lange streiten,
über Absorptionsmaxima nicht.

Gruss
  Mit Zitat antworten
Alt 06.12.2004, 20:37   #11   Druckbare Version zeigen
FK Männlich
Moderator
Beiträge: 60.898
AW: Farben von Ionen

Zitat:
Zitat von knall-bumm-peng
Du sagst es ja selbst:
Das in Wasser solvatisierte Ion erscheint gelblich.
Oft sind die Verhältnisse in fester Phase anders als in Lösung (Koordinationspolyeder sind in fester Phase oft durch Packungseffekte stärker verzerrt, und das Zentralkation wird im Kristall durch die Gegenionen in erster oder zweiter Koordinationssphäre stärker beeinflusst als in einer "idealen" Lösung) etc. usw. und haste nicht gesehn.

Ausserdem ist die Farbe von [Fe(H2O)6)]3+ sowieso nur in stark verdünnten Lösungen zu diskutieren, da nur dann eine Beeinflussung durch Gegenionen vernachlässigt werden kann.

Wie dem auch sei,

über Farben lässt sich gott sei dank lange streiten,
über Absorptionsmaxima nicht.

Gruss
Die gelbe Farbe von Fe(III)salzen in wässriger Lösung rührt von charge-transfer-Übergängen zwischen dem Eisenion und koordinierten OH-Ionen her (entstanden durch Hydrolyse); auch OH-verbrückte Spezies sind beteiligt. Ist der pH-Wert niedrig genug, werden die OH-Gruppen in Wassermoleküle umgewandelt, und die gelbe Farbe verschwindet .

Gruß,
Franz
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FK ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 06.12.2004, 21:04   #12   Druckbare Version zeigen
ehemaliges Mitglied  
nicht mehr Mitglied
Beiträge: n/a
AW: Farben von Ionen

Das leuchtet ein.

Aber für einen Charge-Transfer-Übergang ist das gelb
doch ein wenig blass oder ?
Wenn dann in Lösung ein [Fe(OH-)x(H2O)x]Y vorliegt könnten doch auch einfache d-d Übergange vorliegen, weil der Oktaeder (oder was auch immer) durch die Hydroxide asymmetrisch verzerrt wird.
  Mit Zitat antworten
Alt 07.12.2004, 00:38   #13   Druckbare Version zeigen
abiturient Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 232
AW: Farben von Ionen

wenn man KaliumNatriumTartrat mit WasserstoffperOxid mit hilfe des katalysators CobaltNitrat reagieren lässt, wieso taucht als zwischenstufe eine grüne färbung auf?
ich verstehe, dass am anfang wegen der Co*2+ ionen die lösung rosa gefärbt ist. aber wieso wird sie dann grün??
abiturient ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 07.12.2004, 09:31   #14   Druckbare Version zeigen
GH Männlich
Mitglied
Beiträge: 659
AW: Farben von Ionen

@knall-bumm-peng:

Tatsache ist, dass, das Hexaquaion von Fe(3+) ein Absorbtionsspekrum hat, dass einer blass violetten Farbe entspricht. Dies lässt sich auch quantenmechanisch bzw. auf Grund der Ligandenfeltdtheorie erklären und berechnen.

Die hydrolisierten Spezies haben ein Absorptionsspektrum, bei denen das Maximum im UV liegt, aber einige Absorptionsbanden in den violetten Bereich hineinragen, sodass die gelbe Farbe entsteht. Diese werden in der Literatur überall als Charge-Transferbanden gedeutet.

Es gibt Untersuchungen, die die pH-Abhängigkeit der in Fe(3+)-Lösungen vorliegenden Spezies betreffen. Dabei wurde festgestellt, dass bei pH um 0 der blass violette Hexaqua-Koplex vorliegt. Je höher der pH-Wert wird umso mehr hydrolisiert dieser Komplex und die Lösung wird gelb. Es handelt sich dabei um Spezies die Fe-O-Fe Brücken enthalten. In weiterer Folge entstehen dann Gele die im alkalischen Bereich als brauner Niederschlag ausfallen. Diese braunen Niederschläge sind ja aus der qualitativen Analyse sehr bekannnt.
__________________
MfG
GH

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Geändert von GH (07.12.2004 um 09:33 Uhr)
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