Comparando - se os átomos dos elementos químicos \mathrm{N}, \mathrm{P} e K , presentes no fertilizante NPK, pode - se afirmar:
a) O raio atômico de N é maior que o de P .
b) O elemento P possui energia de ionização menor que a do elemento K.
c) O K possui maior raio atômico.
d) O elemento N apresenta a menor energia de ionização.

Passo 1

Vou listar claramente o que o enunciado dá e o que pede. O enunciado apresenta três átomos: \mathrm{N}, \mathrm{P} e \mathrm{K}, e pede para avaliar as afirmativas abaixo (cada uma verdadeira ou falsa):
a) O raio atômico de \mathrm{N} é maior que o de \mathrm{P}.
b) O elemento \mathrm{P} possui energia de ionização menor que a do elemento \mathrm{K}.
c) O \mathrm{K} possui maior raio atômico.
d) O elemento \mathrm{N} apresenta a menor energia de ionização.
Informações relevantes dadas (os próprios símbolos dos elementos). Não há valores numéricos no enunciado; preciso usar conhecimentos sobre a posição desses elementos na tabela periódica e as tendências periódicas para julgar as afirmações.

Passo 2

Localizar rapidamente cada elemento na tabela periódica (posição usada para aplicar tendências periódicas):
  • \mathrm{N}: número atômico Z=7, período 2, grupo 15 (grupo dos pnictogênios).
  • \mathrm{P}: número atômico Z=15, período 3, grupo 15.
  • \mathrm{K}: número atômico Z=19, período 4, grupo 1 (metais alcalinos).
Essas posições são importantes porque muitos comportamentos (raio atômico, energia de ionização) dependem do período (linha) e do grupo (coluna) do elemento.

Passo 3

Explicar o que é raio atômico e a tendência periódica (aula curta e intuitiva):
  • Definição simples: o raio atômico é uma medida do “tamanho” do átomo — costuma-se tomar distâncias típicas entre núcleos e elétrons externos (há várias definições: covalente, metálico, de van der Waals), mas qualitativamente serve como “quão grande é o átomo”.
  • Tendência na tabela: ao descer um grupo (para baixo) o raio atômico aumenta porque cada período acrescenta uma camada eletrônica (elétrons mais afastados do núcleo). Ao mover-se da esquerda para a direita num mesmo período, o raio atômico diminui porque o número de prótons no núcleo aumenta (maior carga nuclear efetiva) e atrai mais fortemente os elétrons, encurtando o átomo, enquanto o blindamento (shielding) não compensa totalmente esse aumento de carga.
  • Resumindo em palavras fáceis: “mais para baixo = maior; mais para a direita = menor.”

Passo 4

Aplicando a tendência de raio atômico a \mathrm{N}, \mathrm{P} e \mathrm{K}:
  • \mathrm{N} e \mathrm{P} estão no mesmo grupo (grupo 15), com \mathrm{P} abaixo de \mathrm{N}. Logo \mathrm{P} tem maior raio que \mathrm{N} (porque está em período mais baixo). Portanto a afirmativa (a) "o raio de \mathrm{N} é maior que o de \mathrm{P}" é falsa.
  • \mathrm{K} está à esquerda e mais abaixo (grupo 1, período 4). Isso o coloca bem mais ao exterior e com menos atração efetiva por elétrons externos comparado a \mathrm{N} e \mathrm{P}. Assim \mathrm{K} tem, entre os três, o maior raio atômico. Logo a afirmativa (c) é verdadeira.

Passo 5

Explicar o que é energia de ionização e sua tendência periódica:
  • Definição simples: a primeira energia de ionização é a energia necessária para remover o elétron mais fracamente ligado de um átomo neutro no seu estado gasoso. Em palavras: “quão difícil é arrancar o primeiro elétron”.
  • Tendência na tabela: a energia de ionização geralmente aumenta ao mover-se da esquerda para a direita num período (mais prótons → elétrons mais fortemente ligados) e diminui ao descer um grupo (elétrons mais distantes do núcleo e mais blindados → mais fácil removê-los).
  • Portanto, átomos grandes e à esquerda têm baixas energias de ionização; átomos pequenos e à direita têm energias de ionização maiores.

Passo 6

Aplicando a tendência de energia de ionização a \mathrm{N}, \mathrm{P} e \mathrm{K}:
  • \mathrm{K} (grupo 1, período 4) é um metal alcalino com elétron de valência bem afastado e pouco ligado → tem energia de ionização muito baixa comparada a \mathrm{N} e \mathrm{P}.
  • Entre \mathrm{N} e \mathrm{P} (mesmo grupo), \mathrm{N} está acima, então \mathrm{N} tem maior energia de ionização que \mathrm{P} (porque é menor e seus elétrons estão mais próximos e mais fortemente atraídos).
  • Assim a ordem aproximada de primeira energia de ionização (da menor para a maior) é: \mathrm{K} < \mathrm{P} < \mathrm{N}.
  • Com isso: a afirmativa (b) " \mathrm{P} possui energia de ionização menor que a do \mathrm{K}" é falsa (na verdade \mathrm{P} tem energia de ionização maior que \mathrm{K}). A afirmativa (d) “o elemento \mathrm{N} apresenta a menor energia de ionização” também é falsa (o menor é \mathrm{K}).
Como exemplo numérico aproximado (só para dar um número concreto, valores aproximados de tabela): \mathrm{K} \sim 419\\ \mathrm{kJ/mol}, \mathrm{P} \sim 1012\\ \mathrm{kJ/mol}, \mathrm{N} \sim 1402\\ \mathrm{kJ/mol}. Esses números confirmam a ordem qualitativa, mas a conclusão não depende de memorizar esses valores — só das tendências periódicas.

Passo 7

Conclusão final sobre cada alternativa:
  • (a) Falsa. ( \mathrm{N} é menor que \mathrm{P}.)
  • (b) Falsa. ( \mathrm{P} tem energia de ionização maior que \mathrm{K}.)
  • (c) Verdadeira. ( \mathrm{K} tem o maior raio atômico entre os três.)
  • (d) Falsa. ( \mathrm{N} tem a maior energia de ionização entre os três; \mathrm{K} tem a menor.)

Resposta

c) O \mathrm{K} possui maior raio atômico.

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