Warum kann man Fe ^ (2+) leichter zu Fe ^ (3+) oxidieren als Mn ^ (2+) zu Mn ^ (3+) zu oxidieren?

Nun, betrachten Sie die NEUTRAL-Elektronenkonfigurationen:

# "Fe": Ar 3d ^ 6 4s ^ 2 #

# "Mn": Ar 3d ^ 5 4s ^ 2 #

Das # 4s # Orbital hat eine höhere Energie in diesen Atomen, daher wird es zuerst ionisiert:

# "Fe" ^ (2+): Ar 3d ^ 6 #

# "Mn" ^ (2+): Ar 3d ^ 5 #

Herausgezogen:

# "Fe" ^ (2+): ul (uarr darr) "" ul (uarr farbe (weiß) (darr)) "" ul (uarr farbe (weiß) (darr)) "" ul (uarr farbe (weiß) (darr)) "" ul (Farbe uarr (weiß) (darr)) #

# "Mn" ^ (2+): ul (Farbe Uarr (weiß) (darr)) ul (Farbe Uarr (weiß) (darr)) ul (Farbe Uarr (weiß) (darr)) ul (Uarr Farbe (weiß) (darr)) "" ul (Uarr Farbe (weiß) (darr)) #

Ein einzelnes Oxidation ist der Akt der einfach ionisierenden:

# "M" ^ (2+) -> "M" ^ (3+) + e ^ (-) #

Das Elektron, aus dem entfernt werden soll # Fe ^ (2 +) # ist gepaart mit Ladungsabstoßungen (was das Entfernen erleichtert, d. h. die Ionisierungsenergie ist geringer).

Daher ist es einfacher zu ionisieren # "Fe" ^ (2 +) # als # "Mn" ^ (2 +) #.