Com base nas suas posições na Tabela periódica, determine qual átomo dos seguintes pares terá maior primeira energia de ionização:
O e Ne

Passo 1

O enunciado pede para comparar a primeira energia de ionização de \mathrm{O} e de \mathrm{Ne} usando suas posições na Tabela Periódica. O conteúdo que vamos usar é o de tendências periódicas de energia de ionização, que dependem de carga nuclear efetiva e raio atômico.

Passo 2

A primeira energia de ionização I_1 é a energia necessária para remover o elétron mais externo de um átomo no estado gasoso. Na mesma período, I_1 aumenta da esquerda para a direita porque a carga nuclear efetiva cresce (maior atração sobre os elétrons) e o raio atômico diminui. No mesmo grupo, I_1 tende a diminuir de cima para baixo devido ao aumento do tamanho atômico e da blindagem eletrônica.

Passo 3

Tanto \mathrm{O} quanto \mathrm{Ne} estão no período 2. O oxigênio fica no grupo 16 e o neônio no grupo 18, ou seja, \mathrm{Ne} está mais à direita no mesmo nível de energia. Isso implica maior carga nuclear efetiva sentida pelo elétron mais externo e menor raio atômico para \mathrm{Ne}.

Passo 4

Como \mathrm{Ne} está mais à direita no mesmo período, ele apresenta maior atração sobre o elétron mais externo. Logo,
I_1(\mathrm{Ne}) > I_1(\mathrm{O}).

Resposta

\mathrm{Ne}

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