Ich weiß, dass die Elektronenkonfiguration von Vanadium $ [\ ce {Ar}] \ mathrm {4s ^ 2 3d ^ 3} $ ist.
Keines der Elektronen in der 3D-Unterschale ist gepaart. Wenn es diese drei Elektronen verliert, sollte nicht der Rest der Elektronen gepaart werden? Wie kann $ \ ce {V ^ {3 +}} $ paramagnetisch sein, wenn es alle seine ungepaarten Elektronen verliert?
Antwort
Zusätzlich zu den allgemeinen Regeln für die Berechnung elektronischer Konfigurationen von Atomen und Ionen werden die Elemente aus dem verwendet $ \ mathrm {d} $ -Block (auch bekannt als Übergangsmetalle ) befolgen eine spezielle Regel:
Im Allgemeinen werden Elektronen aus der Valenzschale $ \ mathrm {s} $ -orbitale entfernt, bevor sie entfernt werden aus der Valenz $ \ mathrm {d} $ -orbitale, wenn Übergangsmetalle ionisiert werden.
(Ich habe diese Formulierung aus diesen Online-Vorlesungsnotizen übernommen, aber Sie finden entsprechende Aussagen in Ihrem Lehrbücher.)
Also, w Das heißt, wenn Sie Elektronen aus Vanadium (0) entfernen, entfernen Sie die $ \ mathrm {4s} $ -Elektronen, bevor Sie die $ \ mathrm {3d} $ -Elektronen. Sie haben also die folgenden elektronischen Konfigurationen:
$ \ ce {V} $ ist $ \ ce {[Ar]} \ mathrm {4s ^ 2 3d ^ 3} $
$ \ ce {V ^ 2 +} $ ist $ \ ce {[Ar]} \ mathrm {4s ^ 0 3d ^ 3} $
$ \ ce {V ^ 3 +} $ ist $ \ ce {[Ar]} \ mathrm {4s ^ 0 3d ^ 2} $
$ \ ce {V ^ 4 +} $ ist $ \ ce {[Ar]} \ mathrm {4s ^ 0 3d ^ 1} $
$ \ ce {V. ^ 5 +} $ ist $ \ ce {[Ar]} \ mathrm {4s ^ 0 3d ^ 0} $
Und daher ist $ \ ce {V ^ 3 +} $ paramagnetisch, da es zwei ungepaarte