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Usted ve en las configuraciones electrónicas:
- nitrógeno: $ \ ce {[Él] 2s ^ 2 2p ^ 3} $
- oxígeno: $ \ ce {[He] 2s ^ 2 2p ^ 4} $
En realidad, el La primera energía de ionización del nitrógeno es mayor que la primera energía de ionización del oxígeno porque el nitrógeno, en un estado orbital estable hasta la mitad, es comparativamente más estable que el oxígeno. El oxígeno, por otro lado, tendería a perder un electrón fácilmente para lograr su estado orbital medio lleno más estable.
Además, como regla, estados orbitales medio llenos y completamente llenos son más estable en comparación con otras configuraciones porque se atribuyen a las energías máximas de intercambio.
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El oxígeno tiene una primera energía de ionización más baja ya que el electrón que se extrae proviene de un orbital emparejado. 
Los electrones dentro del mismo orbital experimentan una repulsión máxima ya que la distribución de sus funciones de onda es la misma, por lo que la distribución de densidad de probabilidad es la misma y los electrones pueden ser considerado como ocupando el mismo espacio. Esto maximiza su repulsión y aumenta la energía potencial de los electrones en ese orbital, lo que hace que los electrones sean más fáciles de eliminar. Esto es a pesar del aumento de la carga nuclear efectiva que experimenta el electrón en el oxígeno y la disminución del radio del orbital.
Ver: «Physical Chemistry», Atkins, P.W. Sección 13.4, pp370 (4ª edición) – lo siento, ¡tengo uno antiguo!
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