Para cada um dos seguintes grupos, preveja qual elemento deve ter a menor (primeira) energia de ionização:
\mathrm{N}, \mathrm{O} e S ;

Passo 1

O enunciado pede: para o grupo de elementos \mathrm{N},\\ \mathrm{O} e \mathrm{S}, 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.

Passo 2

O que é “primeira energia de ionização”? Vou explicar devagarinho. A primeira energia de ionização, que vou denotar por \,I_1, é a energia necessária para retirar um elétron do átomo isolado no estado gasoso:
\text{Átomo (g)} + I_1 \longrightarrow \text{Íon}^{+} \text{(g)} + e^-.ÁÍ
Portanto, quanto maior \,I_1, mais fortemente ligado está o elétron mais externo; quanto menor \,I_1, 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, \,I_1 tende a aumentar. Porque o número atômico cresce e os elétrons são puxados com mais força pelo núcleo (maior carga efetiva \,Z_{\text{ef}}).
  • Ao descer um grupo (mesma coluna), \,I_1 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 p^3) é relativamente estável; quando um orbital passa a ter um par de elétrons (como p^4) aparece repulsão extra entre os elétrons no mesmo orbital, o que diminui ligeiramente \,I_1.
Essas ideias já são suficientes para comparar \mathrm{N},\mathrm{O},\mathrm{S}.

Passo 4

Escrever as configurações eletrônicas dos três (só camada de valência/últimos orbitais para a intuição):
  • \mathrm{N}:\;1s^2\,2s^2\,2p^3. Portanto o elétron mais externo está em \,2p^3 (metade preenchido).
  • \mathrm{O}:\;1s^2\,2s^2\,2p^4. Aqui há um orbital 2p com um par de elétrons (algum emparelhamento aparece).
  • \mathrm{S}:\;1s^2\,\ldots\,3s^2\,3p^4. O enxofre tem valência em \,3p^4 (análoga a \,2p^4 do oxigênio, porém em nível principal n=3).
Agora compare pares:
  • Comparando \mathrm{N} e \mathrm{O}: ambos estão no mesmo período, então a tendência simples seria I_1(\mathrm{O})>I_1(\mathrm{N}) por maior carga nuclear efetiva em O. Mas há a exceção conhecida: \mathrm{N} tem configuração 2p^3 (meio preenchida) que é relativamente estável; \mathrm{O} tem 2p^4 com um par em um orbital p, e a repulsão entre dois elétrons no mesmo orbital torna mais fácil remover um deles. Portanto, na prática observa-se
I_1(\mathrm{O})<I_1(\mathrm{N}).
Isso é uma exceção local à tendência crescente ao longo do período e é importante lembrar na hora da prova.

Passo 5

Comparando \mathrm{O} e \mathrm{S}: 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 n=3 (nível mais afastado) enquanto o de oxigênio está em n=2. A maior distância média ao núcleo e a maior blindagem eletrônica fazem com que seja mais fácil arrancar um elétron de \mathrm{S} do que de \mathrm{O}. Assim a tendência de grupo domina:
I_1(\mathrm{S})<I_1(\mathrm{O}).

Passo 6

Juntando as comparações: já vimos que I_1(\mathrm{O})<I_1(\mathrm{N}) e I_1(\mathrm{S})<I_1(\mathrm{O}). Portanto a menor primeira energia de ionização entre os três é a do enxofre:
I_1(\mathrm{S}) < I_1(\mathrm{O}) < I_1(\mathrm{N}).
Como confirmação numérica (só para você ter uma ideia — não é necessário decorar, mas ajuda verificar a intuição):
I_1(\mathrm{N}) \approx 1402\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}},\quad I_1(\mathrm{O}) \approx 1314\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}},\quad I_1(\mathrm{S}) \approx 1000\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
Esses valores mostram claramente que \mathrm{S} tem a menor primeira energia de ionização.

Resposta

S