Vous avez raison d'être un peu surpris! It seems counterintuitive that fluorine (F) would have a larger first ionization energy than oxygen (O) since oxygen is more electronegative and has a smaller atomic radius. Voici pourquoi c'est le cas:

Configuration d'électrons et blindage:

* fluor (f): [Il] 2s² 2p⁵

* oxygène (o): [Il] 2s² 2p⁴

Le fluor et l'oxygène ont leurs électrons de valence dans la sous-coquille 2p. Cependant, le fluor a un électron de plus dans cette sous-coquille. Cela signifie que les électrons 2p du fluor connaissent une répulsion interélectronique plus importante (ils se repoussent davantage). Cette répulsion rend légèrement plus facile à éliminer un électron du fluor par rapport à l'oxygène.

Charge nucléaire efficace:

Alors que l'oxygène a une charge nucléaire efficace plus importante (la charge positive subie par les électrons de valence) en raison de sa charge nucléaire plus élevée, l'électron supplémentaire dans le sous-coquille 2P du fluor contribue à un effet de blindage plus élevé. Cela réduit efficacement la traction du noyau sur les électrons de valence, ce qui facilite la suppression d'un électron du fluor.

Résumé:

Même si l'oxygène a une charge nucléaire efficace plus efficace et un rayon atomique plus petit, l'électron supplémentaire dans la sous-coquille 2P du fluor entraîne une plus grande répulsion d'électrons et en blindage, ce qui facilite la suppression d'un électron du fluor. Cela conduit finalement à la fluor d'avoir une énergie de première ionisation plus grande que l'oxygène.