Oxidation von Kationen?
Warum lassen sich Cr2+ und Fe2+ besser oxidieren als Mn2+?
Wäre sehr dankbar für jede Erklärung, nehme an das hat was mit der Besetzung der Orbitale zu tun? Vielen Dank im Voraus!
1 Antwort
Klar hat das was mit den Orbitalen, genauer gesagt mit den 3d-Orbitalen, denn das 4s-Orbital wird bei der Ionenbildung immer zuerst geleert. Es spielt also erst mal keine Rolle, erst wenn es darum geht, Metallkomplexe mit dem MO-Modell zu beschreiben.
Von den 3d-Orbitalen gibt es 5, die zusammen die 3d-Unterschale bilden. Jedes Orbital kann 2 Elektronen aufnehmen, die Unterschale also insgesamt 10. Ein besonders günstiger Zustand ist erreicht, wenn jedes dieser Orbitale einfach besetzt ist, dies ist bei Mn²⁺ und Fe³⁺ der Fall. Daher lässt sich Mn(II) schwer oxidieren, Fe(II) dagegen gerne zum Fe(III).
Beim Chrom ist es etwas komplizierter. Die d-Orbitale sind ja (glücks)kleeblattförmig mit 4 "Keulen". Diese können sich zwischen (oktaedrischen) Bindungskoordinaten befinden, das sind dxy, dxz und dyz, also 3 Orbitale, oder genau auf den Koordinaten, das sind dx²y² und dz². dz² ist ein Hybrid aus dx²z² und dy²z², denn es gibt 6 mögliche Ausrichtungen, aber wegen Quanten und so nur 5 Orbitale. Jedenfalls sind es 2. Und wie du wahrscheinlich schon ahnst sind die 3 zuerst genannten energetisch günstiger und so hat die Besetzung von 3 der 5 einen gewissen Vorteil, also z.B. beim Cr(III) oder Mn(IV).
Hoffe das war jetzt nicht zu hoch. Im Zweifel mal über die Form der Orbitale schlau machen, Bildersuche kann da helfen.