¿Por qué se colorean los compuestos de V5+ y Cr6+?

Question

Según mis conocimientos, los iones complejos de metales de transición muestran un color debido a una transferencia de electrones entre los niveles de división $\mathrm d$ - orbitales. En el caso de $\ce{V^5+}$ y $\ce{Cr^6+}$ sin embargo, no hay electrones en el $\mathrm d$ -y la configuración electrónica de ambos es similar a $\ce{Ar}$ Sin embargo $\ce{V^5+}$ y $\ce{Cr^6+}$ muestran el color (amarillo/marrón y naranja respectivamente).

Answer 1

En primer lugar, una nota sobre la terminología. Como señaló Mithoron, los iones desnudos $\ce{V^5+}$ y $\ce{Cr^6+}$ no existen porque requieren una cantidad de energía prohibitiva para producirse (basta con tomar la suma de las 5 o 6 primeras energías de ionización del V/Cr para ver por qué). Por lo tanto, tu pregunta debería referirse a los estados de oxidación del vanadio (V) y del cromo (VI), que pueden existir en solución ácida como oxoaniones $\ce{VO2+}$ y $\ce{Cr2O7^2-}$ respectivamente. La misma idea puede extenderse al estado de oxidación del manganeso (VII), que existe como $\ce{MnO4^-}$ .

Pasemos ahora a la pregunta en sí. Como bien observas, el átomo central en estos estados de oxidación tiene la misma configuración electrónica que el argón; solemos llamarlo $\mathrm{d^0}$ para indicar que no hay electrones d. Por lo tanto, los colores de estas especies no pueden surgir de transiciones d-d, que son la transferencia de electrones de un orbital metálico a otro orbital metálico. En realidad, están asociados a la transferencia de electrones desde el ligando (en este caso, $\ce{O^2-}$ ) al átomo de metal central. El nombre para esto es transferencia de carga ligando-metal (LMCT) .