Configuración de electrones y regla de Hund
* nitrógeno: N tiene una configuración de electrones de 1S² 2S² 2P³. Sus orbitales 2p tienen tres electrones, cada uno en un orbital separado según la regla de Hund (multiplicidad máxima de giro).
* oxígeno: O tiene una configuración de electrones de 1S² 2S² 2P⁴. Sus orbitales de 2p tienen cuatro electrones, lo que significa que un orbital tiene dos electrones emparejados.
La diferencia clave
La clave aquí es la repulsión entre electrones . En los orbitales 2p de Oxygen, uno de los electrones se combina en un orbital. Esto conduce a una mayor repulsión de electrones-electrones.
¿Por qué la energía de ionización menor?
Debido al aumento de la repulsión de electrones de electrones en oxígeno, es ligeramente más fácil eliminar un electrón del orbital 2p. Esto da como resultado una primera energía de ionización más baja en comparación con el nitrógeno, donde los electrones 2p están todos en orbitales separados con una repulsión mínima.
En resumen:
* La carga nuclear más alta de Oxígeno * quiere * mantenerse a los electrones con más fuerza, pero el aumenta la repulsión de electrones de electrones Debido a los electrones emparejados en su orbital 2p, supera este efecto, lo que lleva a una energía de ionización de primera primera.
