Omdat het kan? Het kan ook vormen # "Cr" ^ (3 +) # en # "Cr" ^ (6 +) # ionen vrij vaak en in feite vaker. Ik zou zeggen dat het heersende kation afhankelijk is van de omgeving.
Het is meestal gemakkelijker om alleen te verliezen #2# elektronen als er maar weinig sterke oxidatiemiddelen in de buurt zijn, zoals # "F" _2 # of # "O" _2 #. Afzonderlijk, de #+2# kation is het meest stabiel omdat we hebben doen de minst ionisatie-energie, het verhogen van zijn energie de minst.
Aangezien oxiderende omgevingen over het algemeen vrij algemeen zijn (we hebben genoeg zuurstof in de lucht), zou ik zeggen dat dat de reden is waarom #+3# en #+6# oxidatietoestanden zijn stabiel en daarom meer gebruikelijk in werkelijkheid, terwijl de #+2# kon voorkomen in meer reducerende omgevingen en is stabieler in isolatie.
Veel overgangsmetalen nemen het over veranderlijk oxidatietoestanden afhankelijk van de context … Hun # (N-1) d # orbitalen staan dicht bij hun energie #NS# orbitalen.
Voorbeelden voor chroom zijn:
- # "CrBr" _2 #, # "CrO" #, enz. #' '' '' '' '' '#(# "Cr" ^ (+2) #, een # 3d ^ 4 # configuratie)
- # "Cr" ("NO" _3) _3 #, # "Cr" "PO" _4 #, enz. #' '' '' '#(# "Cr" ^ (+3) #, een # 3d ^ 3 # configuratie)
- # "CrO" _3 #, # ("NH" _4) _2 "Cr" _2 "O" _7 #, enz. #' '' '#(# "Cr" ^ (+6) #, een edelgasconfiguratie)
In feite is de #+3# en #+6# oxidatietoestanden zijn vaker waargenomen dan de #+2# voor # "Cr" #. Maar de hogere oxidatietoestanden treden, als u opmerkt, op in sterk oxiderende omgevingen.
