Em cada um dos pares a seguir, escolha o elemento com a maior energia de ionização e explique sua opção.
\mathrm{Fe}, \mathrm{Ru}

Passo 1

O enunciado pede para comparar a energia de ionização de \mathrm{Fe} e \mathrm{Ru}. O conteúdo envolve tendências periódicas de energia de ionização em um mesmo grupo da Tabela Periódica.

Passo 2

Identificamos que \mathrm{Fe} está no período 4 e \mathrm{Ru} está no período 5 do grupo 8. Ao descer em um grupo, o raio atômico aumenta devido a um nível eletrônico a mais, reduzindo a atração entre o núcleo e o elétron mais externo.

Passo 3

Como consequência, a energia de ionização — que é a energia necessária para remover um elétron — diminui ao descer no grupo. Logo, \mathrm{Fe}, com menor raio atômico e menor blindagem eletrônica, terá maior energia de ionização que \mathrm{Ru}.

Resposta

\mathrm{Fe}

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