El flúor tiene tres orbitales P (3p) llenos de dos electrones en dos y uno en el resto.
El oxígeno tiene tres orbitales P (2p) llenos de dos electrones en uno y un electrón en dos.
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El diagrama que se muestra en la pregunta es la primera ionización de electrones para todos los átomos, comenzando con hidrógeno, y muestro en el diagrama adjunto un ejemplo de transición involucrado, para el 1s hacia el ns para hidrógeno.
Para convertir F a F +, esta es una transición correspondiente a (2P) -> infinito. El estado fundamental del ion F + cargado tiene tres orbitales P, uno lleno con dos electrones, el resto con un electrón, pero el electrón más fácilmente ionizado es probablemente el electrón no apareado, por lo que el estado excitado después de la ionización es probablemente tres orbitales P, dos con dos electrones, y uno vacío, que luego irradia un fotón a medida que pasa al estado fundamental. Del mismo modo, O a O + es (2p) -> infinito. A medida que avanza en el número cuántico electrónico, la distancia entre los niveles se acerca cada vez más asintóticamente.
Se espera que el flúor, con la cubierta más completa, sea más difícil de ionizar (eliminar electrones)
Pensando en los orbitales de flúor u oxígeno que se llenan dos veces como si tuvieran dos electrones “cerca uno del otro” y, por lo tanto, “repeler” no es en absoluto un reflejo de la verdad ; por ejemplo, Be to Be + tiene una energía más alta que B a B +, y N a N + tiene mayor energía que O a O +, porque un electrón P no apareado es más fácil de ionizar que el electrón S emparejado O el electrón P emparejado. Los orbitales electrónicos que ocupan los electrones de valencia son todos estados propios ortogonales, dentro de una función de onda o función propia dada. Si bien la introducción de los orbitales P (por ejemplo, Be to B) y al agregar el electrón emparejado en el orbital P (N a O) reduce el potencial de ionización general de un solo electrón, la tendencia en la “capa de valencia” es hacia un “enlace” más estrecho los electrones al núcleo como las “capas de valencia” se llenan.
Los electrones individuales no tienen funciones de onda separadas: el átomo (y el ion atómico) tienen diferentes funciones de onda dependiendo de la estructura electrónica isomérica involucrada para el átomo o el ion como un todo.
Los pares de electrones son realmente favorecidos en la mayoría de los casos (¿todos?), Esta es la razón por la cual la capa de valencia completa de los gases inertes tiene las energías de ionización más altas, y por qué los átomos como F y Cl prefieren ganar un electrón a los pares de electrones F- y Cl- El efecto neto de reducir el número cuántico global del átomo o molécula.
La mayoría de las cuentas publicadas usan los símbolos de Término de Russell-Saunders para los diversos estados ionizados y usan la teoría de grupos para ayudar a simplificar los cálculos del estado electrónico, y debe usar referencias como (Página en nist.gov) para obtener los valores espectroscópicamente determinados para las diversas energías. niveles de diferentes isómeros electrónicos de átomos,
Para obtener más información sobre las moléculas y cómo se pueden tratar los átomos individuales en la función de onda molecular general, consulte, por ejemplo, la página en aip.org