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

Passo 1

O enunciado pede para comparar a primeira energia de ionização de dois átomos— \mathrm{Br} e \mathrm{Sb}—com base em suas posições na tabela periódica. O conceito principal é a tendência periódica de energia de ionização, que:
  • Aumenta da esquerda para a direita ao longo de um período (devido ao aumento de carga nuclear efetiva).
  • Diminui de cima para baixo ao longo de um grupo (devido ao aumento do raio atômico e do blindagem eletrônica).

Passo 2

Vamos identificar as posições de cada elemento:
  • Bromo \mathrm{Br} está no grupo 17, período 4.
  • Antimônio \mathrm{Sb} está no grupo 15, período 5.
Como \mathrm{Br} está mais à direita (grupo 17 vs. grupo 15) e mais acima (período 4 vs. período 5) em relação a \mathrm{Sb}, a tendência indica que a energia necessária para remover o primeiro elétron de \mathrm{Br} será maior. De fato, os valores aproximados são:
\mathrm{IE}_1(\mathrm{Br}) \approx 1140\\ \mathrm{kJ/mol}
\mathrm{IE}_1(\mathrm{Sb}) \approx 834\\ \mathrm{kJ/mol}
Isso confirma que \mathrm{Br} apresenta maior primeira energia de ionização.

Resposta

\mathrm{Br}

Exercícios relacionados