Hvorfor er det lettere å oksydere Fe ^ (2+) til Fe ^ (3+) enn det er å oksidere Mn ^ (2+) til Mn ^ (3+)?

Tenk på NEUTRAL-elektronkonfigurasjonene:

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

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

De # 4s # orbital er høyere i energi i disse atomene, så det er ionisert først:

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

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

Trukket ut:

"Ul (uarr farge (hvit) (darr))" "ul (uarr farge (hvit) (darr))" "ul (uarr farge (hvit) (darr)) "" ul (uarr farge (hvit) (darr)) #

"Ul (uarr farge (hvit) (darr))" "ul (uarr farge (hvit) (darr))" "ul (uarr farge (hvit) (darr)) "" ul (uarr farge (hvit) (darr)) #

En eneste oksidasjon er en enkelt ioniserende handling:

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

Elektronen som skal fjernes fra # Fe ^ (2 +) # er parret, og har ladningsavstøtninger (noe som gjør det lettere å fjerne, dvs. ioniseringsenergien er mindre).

Derfor er det lettere å ionisere # "Fe" ^ (2 +) # enn # "Mn" ^ (2 +) #.