Hvorfor er det lettere at oxidere Fe ^ (2+) til Fe ^ (3+) end det er at oxidere Mn ^ (2+) til Mn ^ (3+)?

Nå, overvej de NEUTRALE elektronkonfigurationer:

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

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

Det # 4s # orbital er højere i energi i disse atomer, så det er ioniseret først:

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

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

Trukket ud:

"Ul (uarr farve (hvid) (darr))" "ul (uarr farve (hvid) (darr))" "ul (uarr farve (hvid) (darr)) "" ul (uarr farve (hvid) (darr)) #

"Ul (uarr farve (hvid) (darr))" "ul (uarr farve (hvid) (darr))" "ul (uarr farve (hvid) (darr)) "" ul (uarr farve (hvid) (darr)) #

En enkelt oxidation er en enkelt ioniserende handling:

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

Elektronen, der skal fjernes fra # Fe ^ (2 +) # er parret, idet de har ladningsafstødninger (gør det lettere at fjerne, dvs. ioniseringsenergien er mindre).

Derfor er det nemmere at ionisere # "Fe" ^ (2 +) # end # "Mn" ^ (2 +) #.