Por que é mais fácil oxidar Fe ^ (2+) para Fe ^ (3+) do que oxidar Mn ^ (2+) para Mn ^ (3+)?

Bem, considere as configurações de elétrons NEUTROS:

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

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

o # 4s # orbital é maior em energia nesses átomos, então é ionizado primeiro:

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

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

Desenhado:

# "Fe" ^ (2+): ul (uarr darr) "" ul (cor de uarr (branco) (darr)) "" ul (cor de uarr (branco) (darr)) "" ul (cor de uarr (branco) (darr)) "" ul (cor de uarr (branco) (darr)) #

# "Mn" ^ (2+): ul (cor de uarr (branco) (darr)) "" ul (cor de uarr (branco) (darr)) "" ul (cor de uarr (branco) (darr)) "" ul (cor de uarr (branco) (darr)) "" ul (cor de uarr (branco) (darr)) #

Um único oxidação é o ato de ionizar sozinho:

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

O elétron a ser removido de # Fe ^ (2 +) # é emparelhado, tendo repulsões de carga (facilitando a remoção, ou seja, a energia de ionização é menor).

Portanto, é Mais fácil ionizar # "Fe" ^ (2 +) # do que # "Mn" ^ (2 +) #.