Configuration électronique et règle de Hund
* azote: N a une configuration électronique de 1S² 2S² 2P³. Ses orbitales 2p ont trois électrons, chacun dans une orbitale séparée selon la règle de Hund (multiplicité maximale de spin).
* oxygène: O a une configuration électronique de 1S² 2S² 2P⁴. Ses orbitales 2p ont quatre électrons, ce qui signifie qu'une orbitale a deux électrons jumelés.
la différence clé
La clé ici est la répulsion entre les électrons . Dans les orbitales 2p de l'oxygène, l'un des électrons est jumelé dans une orbitale. Cela conduit à une plus grande répulsion électron-électron.
Pourquoi la baisse de l'énergie d'ionisation?
En raison de l'augmentation de la répulsion électron-électron dans l'oxygène, il est légèrement plus facile de retirer un électron de l'orbitale 2p. Il en résulte une énergie de première ionisation plus faible par rapport à l'azote, où les électrons 2p sont tous dans des orbitales distinctes avec une répulsion minimale.
en résumé:
* La charge nucléaire plus élevée de l'oxygène est * veut * tenir plus fortement sur les électrons, mais la augmentation de la répulsion électronique-électron En raison des électrons appariés dans son orbitale 2p, l'emporte sur cet effet, conduisant à une première énergie d'ionisation plus faible.
