Para cada situação abaixo, escolha a espécie química mais adequada e justifique a sua escolha.
menor energia de ionização: \mathrm{K}, \mathrm{Rb}, \mathrm{Cs}

Passo 1

O enunciado pede para escolher, entre \mathrm{K}, \mathrm{Rb} e \mathrm{Cs}, qual tem a menor energia de ionização. O conteúdo é tendência periódica: comportamento da energia de ionização dentro de um mesmo grupo da tabela periódica.

Passo 2

A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo isolado no estado gasoso. Ela cresce com o aumento da atração nuclear efetiva e diminui se o elétron está mais afastado do núcleo ou sofre maior blindagem (efeito de elétrons internos). Descendo um grupo da tabela periódica, o raio atômico aumenta e a blindagem dos elétrons também aumenta, de modo que a energia de ionização tende a diminuir.

Passo 3

No grupo 1 temos a seguinte ordem de raio atômico e de blindagem crescente: \mathrm{K}<\mathrm{Rb}<\mathrm{Cs}. Consequentemente, a energia de ionização decresce nessa mesma ordem. Em valores aproximados:
\mathrm{IE}(\mathrm{K})\approx418{,}8\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}},\quad \mathrm{IE}(\mathrm{Rb})\approx403{,}0\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}},\quad \mathrm{IE}(\mathrm{Cs})\approx375{,}7\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
Portanto, \mathrm{Cs} apresenta a menor energia de ionização.

Resposta

\mathrm{Cs}, pois descendo o grupo 1 a energia de ionização diminui e a blindagem atômica cresce, tornando mais fácil remover o elétron externo.

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