¿Por qué es más fácil oxidar Fe ^ (2+) a Fe ^ (3+) que oxidar Mn ^ (2+) a Mn ^ (3+)?

Bueno, consideremos las configuraciones electrónicas NEUTRALES:

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

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

los # 4s # orbital es más alto en energía en estos átomos, por lo que primero se ioniza:

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

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

Sacado:

# "Fe" ^ (2+): ul (uarr darr) "" ul (color uarr (blanco) (darr)) "" ul (color uarr (blanco) (darr)) "" ul (color uarr (blanco) (darr)) "" ul (color uarr (blanco) (darr)) #

# "Mn" ^ (2+): ul (color uarr (blanco) (darr)) "" ul (color uarr (blanco) (darr)) "" ul (color uarr (blanco) (darr)) "" ul (color uarr (blanco) (darr)) "" ul (color uarr (blanco) (darr)) #

Una sola oxidación es el acto de ionizar individualmente:

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

El electrón a remover de # Fe ^ (2 +) # está emparejado, tiene repulsiones de carga (lo que facilita su eliminación, es decir, la energía de ionización es menor).

Por tanto, es más fácil ionizar # "Fe" ^ (2 +) # que # "Mn" ^ (2 +) #.