Vous avez raison de réfléchir à la possibilité d'un atome d'oxygène ayant une configuration comme 1S² 2S² 2P³ 3S¹! Il semble que cela donnerait une sous-coquille 2p à moitié remplie, qui est souvent associée à la stabilité. Cependant, il y a quelques raisons pour lesquelles cette configuration n'est pas l'état fondamental de l'oxygène:

1. Niveaux d'énergie: Les orbitales 2p sont plus faibles en énergie que les orbitales 3S. Les électrons préfèrent naturellement occuper les niveaux d'énergie les plus bas disponibles. La promotion d'un électron de 2p à 3 nécessite une entrée d'énergie, ce qui en fait un processus énergétiquement défavorable à l'état fondamental.

2. Règle de Hund: La règle de Hund stipule que les électrons occuperont individuellement des orbitales dans une sous-coquille avant de doubler dans une seule orbitale. En effet, les électrons dans des orbitales séparés connaissent moins de répulsion, conduisant à un état d'énergie plus faible.

* Dans la configuration que vous avez proposée, vous avez un seul électron dans l'orbitale 3S, tandis que le sous-coquille 2p n'est à moitié rempli.

* La configuration de l'état fondamental, 1S² 2S² 2P⁴, suit la règle de Hund en remplissant chacune des orbitales 2p avec un seul électron avant de les jumeler. Il en résulte une configuration plus stable.

en résumé:

* La configuration à l'état fondamental d'un atome reflète l'état énergétique le plus bas possible.

* Les orbitales 2p sont plus faibles en énergie que les orbitales 3S.

* La règle de Hund favorise les sous-coquilles à moitié remplies et entièrement remplies pour une plus grande stabilité.

Par conséquent, bien que la configuration 1S² 2S² 2P³ 3S¹ puisse sembler attrayante, ce n'est pas la disposition la plus stable ou énergétiquement favorable pour l'oxygène dans son état fondamental.