Waarom is het gemakkelijker om Fe ^ (2+) te oxideren tot Fe ^ (3+) dan om Mn ^ (2+) te oxideren tot Mn ^ (3+)?

Overweeg de NEUTRALE elektronenconfiguraties:

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

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

De # 4s # orbitaal is hoger in energie in deze atomen, dus het wordt eerst geïoniseerd:

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

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

Uitgetekend:

# "Fe" ^ (2+): ul (uarr darr) "" ul (uarr kleur (wit) (darr)) "" ul (uarr kleur (wit) (darr)) "" ul (uarr kleur (wit) (darr)) "" ul (uarr kleur (wit) (darr)) #

# "Mn" ^ (2+): ul (uarr kleur (wit) (darr)) "" ul (uarr kleur (wit) (darr)) "" ul (uarr kleur (wit) (darr)) "" ul (uarr kleur (wit) (darr)) "" ul (uarr kleur (wit) (darr)) #

Een oxydatie is de handeling van alleen ioniseren:

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

Het elektron dat moet worden verwijderd # Fe ^ (2 +) # is gepaard, met ladingsafstotingen (waardoor het gemakkelijker te verwijderen is, d.w.z. de ionisatie-energie is kleiner).

Daarom is het gemakkelijker ioniseren # "Fe" ^ (2 +) # dan # "Mn" ^ (2 +) #.