Para cada um dos seguintes grupos, preveja qual elemento deve ter a menor (primeira) energia de ionização:
e S ;
Passo 1
O enunciado pede: para o grupo de elementos
e
, prever qual deles tem a menor (primeira) energia de ionização.
Informações dadas: os três elementos são nitrogênio, oxigênio e enxofre; não há outros dados numéricos no enunciado.
Informações dadas: os três elementos são nitrogênio, oxigênio e enxofre; não há outros dados numéricos no enunciado.
Passo 2
O que é “primeira energia de ionização”? Vou explicar devagarinho. A primeira energia de ionização, que vou denotar por
, é a energia necessária para retirar um elétron do átomo isolado no estado gasoso:
Portanto, quanto maior
, mais fortemente ligado está o elétron mais externo; quanto menor
, mais fácil é arrancar esse elétron.
Passo 3
Tendências periódicas qualitativas importantes (isso é o que costuma resolver esse tipo de questão):
- Ao longo de uma mesma linha (período), da esquerda para a direita,
tende a aumentar. Porque o número atômico cresce e os elétrons são puxados com mais força pelo núcleo (maior carga efetiva ). - Ao descer um grupo (mesma coluna),
tende a diminuir. Porque o elétron mais externo ocupa um nível principal com número quântico maior (maior distância média ao núcleo) e sofre mais blindagem pelos elétrons internos, ficando menos ligado. - Há exceções locais devidas à configuração eletrônica: configuração meio preenchida (como
) é relativamente estável; quando um orbital passa a ter um par de elétrons (como ) aparece repulsão extra entre os elétrons no mesmo orbital, o que diminui ligeiramente .
Essas ideias já são suficientes para comparar
.
Passo 4
Escrever as configurações eletrônicas dos três (só camada de valência/últimos orbitais para a intuição):
-
. Portanto o elétron mais externo está em (metade preenchido). -
. Aqui há um orbital com um par de elétrons (algum emparelhamento aparece). -
. O enxofre tem valência em (análoga a do oxigênio, porém em nível principal ).
Agora compare pares:
- Comparando
e : ambos estão no mesmo período, então a tendência simples seria por maior carga nuclear efetiva em O. Mas há a exceção conhecida: tem configuração (meio preenchida) que é relativamente estável; tem com um par em um orbital , e a repulsão entre dois elétrons no mesmo orbital torna mais fácil remover um deles. Portanto, na prática observa-se
Isso é uma exceção local à tendência crescente ao longo do período e é importante lembrar na hora da prova.
Passo 5
Comparando
e
: aqui vale a regra de grupo (coluna). O enxofre está abaixo do oxigênio na tabela periódica (mesmo grupo 16), então seu elétron mais externo está em
(nível mais afastado) enquanto o de oxigênio está em
. A maior distância média ao núcleo e a maior blindagem eletrônica fazem com que seja mais fácil arrancar um elétron de
do que de
. Assim a tendência de grupo domina:
Passo 6
Juntando as comparações: já vimos que
e
. Portanto a menor primeira energia de ionização entre os três é a do enxofre:
Como confirmação numérica (só para você ter uma ideia — não é necessário decorar, mas ajuda verificar a intuição):
Esses valores mostram claramente que
tem a menor primeira energia de ionização.
Resposta
S