Com base em suas posições na tabela periódica determine qual átomo dos seguintes pares terá a maior primeira energia de ionização, justificando suas respostas:
Br, Sb;

Passo 1

O enunciado pede para comparar a primeira energia de ionização \mathrm{I_1} dos átomos de \mathrm{Br} e \mathrm{Sb}. O conteúdo envolvido é o de tendências periódicas (energia de ionização, raio atômico e carga nuclear efetiva).

Passo 2

Definimos a primeira energia de ionização, \mathrm{I_1}, como a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro no estado gasoso, segundo a reação
\mathrm{X(g)} \;+\;\text{energia}\;\to\;\mathrm{X^+(g)} \;+\; \mathrm{e^-}.

Passo 3

A tendência periódica de \mathrm{I_1} é:
  • Aumenta da esquerda para a direita num mesmo período, pois a carga nuclear efetiva \mathrm{Z_{eff}} cresce e o raio atômico diminui, aproximando os elétrons do núcleo.
  • Diminui de cima para baixo num mesmo grupo, pois o raio atômico aumenta (maior blindagem), tornando mais fácil remover um elétron externo.

Passo 4

Na Tabela Periódica, \mathrm{Br} está no período 4, grupo 17, enquanto \mathrm{Sb} está no período 5, grupo 15. Logo, \mathrm{Br} está mais à direita e acima de \mathrm{Sb}, tendo maior \mathrm{Z_{eff}} e menor raio atômico. Isso faz com que seja mais difícil remover um elétron de \mathrm{Br}, isto é, sua \mathrm{I_1} é maior.

Resposta

A primeira energia de ionização maior é a de \mathrm{Br}.

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