1. Coloque os elementos Li (Z=3), C (Z=6), Na (Z=11) em ordem crescente de energia de ionização. Resp: Na<Li<C.

Passo 1

O enunciado pede: colocar os elementos \mathrm{Li}\\ (Z=3), \mathrm{C}\\ (Z=6) e \mathrm{Na}\\ (Z=11) em ordem crescente de energia de ionização.
Informações fornecidas:
  • \mathrm{Li} com Z=3.
  • \mathrm{C} com Z=6.
  • \mathrm{Na} com Z=11.
    A tarefa é comparar as energias necessárias para remover o elétron mais fraco (primeira energia de ionização) desses átomos e ordenar do menor para o maior.

Passo 2

Definição: a primeira energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro no estado gasoso. Em notação química:
\mathrm{X(g)} \longrightarrow \mathrm{X^+(g)} + e^-
A magnitude desta energia mede o quão fortemente o elétron mais externo está ligado ao núcleo: quanto maior a energia de ionização, mais difícil é arrancar o elétron.

Passo 3

Olhemos as configurações eletrônicas (valência) — isso mostra onde está o elétron que removemos:
  • \mathrm{Li}: \,1s^2\,2s^1. O elétron removido é o de \,2s (nível principal n=2).
  • \mathrm{C}: \,1s^2\,2s^2\,2p^2. Os elétrons de valência estão no nível n=2 (2s/2p).
  • \mathrm{Na}: \,1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1. O elétron removido é o de \,3s (nível principal n=3).

Passo 4

Princípios qualitativos que usamos (explicados de forma simples):
  • Tendência no mesmo período (mesmo n): ao aumentar o número atômico Z (movendo-se para a direita), a carga nuclear efetiva Z_{\text{eff}} aumenta e os elétrons de valência ficam mais fortemente ligados → energia de ionização aumenta.
  • Tendência ao descer um grupo (aumentar n): elétrons de valência estão em níveis mais externos, mais afastados do núcleo e fortemente blindados pelos elétrons internos → energia de ionização diminui.
    Uma forma heurística (não exata, mas útil) é lembrar que a energia de ionização cresce com o aumento de Z_{\text{eff}} e diminui com o aumento do número quântico principal n. Um modelo simples sugere dependência do tipo
I \propto \frac{Z_{\text{eff}}^2}{n^2},
onde Z_{\text{eff}} é a carga nuclear efetiva “sentida” pelo elétron de valência e n é o nível principal do elétron de valência.

Passo 5

Comparação \mathrm{Na} vs \mathrm{Li}:
  • Ambos são metais alcalinos com um único elétron de valência, mas \mathrm{Li} tem esse elétron em n=2 enquanto \mathrm{Na} tem em n=3.
  • Apesar de Z ser maior em \mathrm{Na}, o aumento do nível n (elétron mais distante, maior blindagem por elétrons internos) domina: o elétron de \mathrm{Na} está mais frouxamente ligado que o de \mathrm{Li}.
    Logo, qualitativamente:
I(\mathrm{Na}) < I(\mathrm{Li}).
(Dados reais para referência rápida: I(\mathrm{Na})\approx 496\\ \text{kJ/mol}, I(\mathrm{Li})\approx 520\\ \text{kJ/mol}, mostrando que \mathrm{Na} tem menor energia de ionização que \mathrm{Li}.)

Passo 6

Comparação \mathrm{Li} vs \mathrm{C}:
  • Ambos têm elétrons de valência em n=2, então a diferença principal vem de Z_{\text{eff}}.
  • \mathrm{C} tem mais prótons ( Z=6) e, na mesma camada n=2, a atração ao núcleo é bem maior do que em \mathrm{Li} ( Z=3). Portanto os elétrons de valência de \mathrm{C} estão muito mais fortemente ligados.
    Assim:
I(\mathrm{Li}) < I(\mathrm{C}).
(Valor real para referência: I(\mathrm{C})\approx 1087\\ \text{kJ/mol}, bem maior que o de \mathrm{Li}.)

Passo 7

Juntando as duas desigualdades obtidas:
I(\mathrm{Na}) < I(\mathrm{Li}) \qquad\text{e}\qquad I(\mathrm{Li}) < I(\mathrm{C}).
Essas comparações dão a ordem crescente de energia de ionização pedida.

Resposta

Na < Li < C

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