Você está certo em pensar na possibilidade de um átomo de oxigênio ter uma configuração como 1s² 2s² 2p³ 3s?! Parece que daria uma sub-Shell 2P meio cheia, que geralmente é associada à estabilidade. No entanto, existem algumas razões pelas quais essa configuração não é o estado fundamental para o oxigênio:

1. Níveis de energia: Os orbitais 2P são mais baixos em energia do que os orbitais 3s. Os elétrons naturalmente preferem ocupar os níveis mais baixos de energia disponíveis. A promoção de um elétron de 2p a 3s requer entrada de energia, tornando -o um processo energeticamente desfavorável no estado fundamental.

2. Regra de Hund: A regra de Hund afirma que os elétrons ocuparão individualmente os orbitais dentro de uma sub -Shell antes de dobrar em qualquer orbital. Isso ocorre porque os elétrons em orbitais separados experimentam menos repulsão, levando a um estado de energia mais baixa.

* Na configuração que você propôs, você tem um único elétron no 3S orbital, enquanto a subshell 2P está apenas pela metade.
* A configuração do estado fundamental, 1S² 2S² 2P⁴, segue a regra de Hund preenchendo cada um dos orbitais 2P com um único elétron antes de combiná -los. Isso resulta em uma configuração mais estável.

em resumo:

* A configuração do estado fundamental de um átomo reflete o menor estado de energia possível.
* Os orbitais 2P são mais baixos em energia do que os orbitais 3s.
* A regra de Hund favorece as subs-grandes cheias e totalmente cheias para maior estabilidade.

Portanto, embora a configuração 1S² 2S² 2PP 3S possa parecer atraente, não é o arranjo mais estável ou energeticamente favorável para o oxigênio em seu estado fundamental.