Configurazione elettronica e regola di Hund
* azoto: N ha una configurazione elettronica di 1S² 2S² 2p³. I suoi orbitali 2p hanno tre elettroni, ciascuno in un orbitale separato secondo la regola di Hund (massima molteplicità di spin).
* Oxygen: O ha una configurazione elettronica di 1S² 2S² 2P⁴. I suoi orbitali da 2p hanno quattro elettroni, il che significa che un orbitale ha due elettroni accoppiati.
La differenza chiave
La chiave qui è la repulsione tra elettroni . Negli orbitali 2p di Oxygen, uno degli elettroni è accoppiato in un orbitale. Ciò porta a una maggiore repulsione elettronica-elettrone.
Perché l'energia di ionizzazione inferiore?
A causa dell'aumento della repulsione elettronica-elettrone nell'ossigeno, è leggermente più facile rimuovere un elettrone dall'orbitale 2p. Ciò si traduce in una prima energia di ionizzazione inferiore rispetto all'azoto, in cui gli elettroni 2p sono tutti in orbitali separati con repulsione minima.
In sintesi:
* La carica nucleare più alta dell'ossigeno * vuole * trattenere gli elettroni in modo più forte, ma la aumento della repulsione elettronica-elettrone A causa degli elettroni accoppiati nel suo orbitale 2p supera questo effetto, portando a una prima energia di ionizzazione più bassa.
