Compare o comportamento dos elementos do segundo período (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne) em relação às propriedades:
a) raio atômico
b) eletronegatividade
c) energia de ionização
Explique por que essas propriedades variam de forma sistemática e como isso está relacionado à configuração eletrônica de cada elemento.

Passo 1

O que o enunciado pede: comparar o comportamento dos elementos do segundo período \mathrm{Li},\mathrm{Be},\mathrm{B},\mathrm{C},\mathrm{N},\mathrm{O},\mathrm{F},\mathrm{Ne} em relação a três propriedades:
a) raio atômico
b) eletronegatividade
c) energia de ionização
E explicar por que essas propriedades variam de forma sistemática relacionando isso às configurações eletrônicas.
Informações úteis que vamos usar (configurações eletrônicas dos átomos neutros do 2.º período):
\mathrm{Li}: 1s^2\,2s^1
\mathrm{Be}: 1s^2\,2s^2
\mathrm{B}: 1s^2\,2s^2\,2p^1
\mathrm{C}: 1s^2\,2s^2\,2p^2
\mathrm{N}: 1s^2\,2s^2\,2p^3
\mathrm{O}: 1s^2\,2s^2\,2p^4
\mathrm{F}: 1s^2\,2s^2\,2p^5
\mathrm{Ne}: 1s^2\,2s^2\,2p^6
Não começarei a resolver ainda — só deixei claro o pedido e as informações que usaremos.

Passo 2

Conceito-chave: força efetiva com que o núcleo atrai os elétrons externos. Aprenda isto bem porque é a base da explicação.
Definição e ideia: o núcleo atrai elétrons com carga +Z (onde Z é o número atômico), mas nem toda essa carga “chega” intacta aos elétrons mais externos, porque os elétrons internos fazem uma blindagem. Uma forma simples de pensar nisso é a carga nuclear efetiva:
Z_{\text{eff}} = Z - S
onde Z é o número de prótons e S é a constante de blindagem (shielding) fornecida pelos outros elétrons. Explicação didática: S representa quanto os elétrons internos reduzem a atração real sentida por um elétron externo. Para elétrons do mesmo nível (por ex. 2s e 2p) o nível de blindagem mútua é parecido, mas elétrons das camadas internas (1s) blindam muito mais.
No 2.º período os elétrons 1s (dois elétrons) são os “shielders” principais para os elétrons de valência (2s e 2p). Então, ao percorrer a série \mathrm{Li} a \mathrm{Ne} aumenta Z em 1 a cada passo enquanto S muda pouco — portanto Z_{\text{eff}} aumenta aproximadamente de forma linear. Conclusão crucial: aumentar Z_{\text{eff}} tende a puxar os elétrons mais para perto do núcleo.

Passo 3

Aplicando a ideia do Z_{\text{eff}} ao raio atômico.
Definição prática: o raio atômico (de modo simples: o “tamanho” do átomo) reflete até onde a nuvem eletrônica se estende. Quanto maior a atração núcleo-elétron, mais compacta a nuvem e menor o raio.
Como Z_{\text{eff}} varia no período: para cada elemento da esquerda para a direita Z aumenta em 1, enquanto a blindagem efetiva S só cresce muito pouco (os elétrons adicionados ficam na mesma camada 2). Logo Z_{\text{eff}} aumenta e os elétrons de valência são puxados mais para dentro → raio diminui.
Exemplo numérico ilustrativo (valores típicos de raios atômicos médios, em picômetros):
\mathrm{Li}: 152 pm, \mathrm{Be}: 112 pm, \mathrm{B}: 87 pm, \mathrm{C}: 67 pm, \mathrm{N}: 56 pm, \mathrm{O}: 48 pm, \mathrm{F}: 42 pm, \mathrm{Ne}: 38 pm.
Interpretação: os números mostram claramente a tendência decrescente \mathrm{Li}\to\mathrm{Ne}. Motivo físico: mais prótons (maior Z) com blindagem quase constante → maior atração → elétrons mais próximos.

Passo 4

Liguei o raio ao Z_{\text{eff}} — agora eletronegatividade: definição e por que ela varia.
Definição: eletronegatividade é a tendência de um átomo em uma molécula de atrair elétrons para si quando ligado a outro átomo. Uma escala comum é a escala de Pauling.
Por que aumenta da esquerda para a direita: quanto maior Z_{\text{eff}} e quanto menor o raio, mais forte é a atração que o átomo exerce sobre elétrons compartilhados numa ligação. Assim, à medida que vamos de \mathrm{Li} para \mathrm{F}, a eletronegatividade aumenta.
Valores típicos (escala de Pauling, aproximações):
\mathrm{Li}: 0{,}98, \mathrm{Be}: 1{,}57, \mathrm{B}: 2{,}04, \mathrm{C}: 2{,}55, \mathrm{N}: 3{,}04, \mathrm{O}: 3{,}44, \mathrm{F}: 3{,}98.
Observação sobre \mathrm{Ne}: para \mathrm{Ne} (gás nobre com camada externa completa 2p^6) a eletronegatividade na escala de Pauling não é significante (ou é geralmente considerada indefinida ou não aplicável), porque \mathrm{Ne} praticamente não forma ligações estáveis para medir essa tendência.
Resumo: eletronegatividade aumenta na série \mathrm{Li}\to\mathrm{F} por causa do aumento de Z_{\text{eff}} e da diminuição do raio.

Passo 5

Energia de ionização: definição e relação com configuração eletrônica.
Definição: a primeira energia de ionização \mathrm{IE}_1 é a energia necessária para remover o elétron mais fracamente ligado de um átomo neutro no estado gasoso:
\mathrm{X} \longrightarrow \mathrm{X}^+ + e^-
Quanto maior a atração núcleo-elétron (maior Z_{\text{eff}}, menor raio), mais difícil é arrancar um elétron → maior \mathrm{IE}_1.
Tendência geral no período: \mathrm{IE}_1 aumenta da esquerda para a direita, acompanhando o aumento de Z_{\text{eff}} e a diminuição do raio. Então, em geral, \mathrm{Li}<\mathrm{Be}<\mathrm{B}<\mathrm{C}<\mathrm{N}<\mathrm{O}<\mathrm{F}<\mathrm{Ne}.

Passo 6

Explicação das exceções (importante para prova): pequenas quedas observadas em \mathrm{Be}\to\mathrm{B} e em \mathrm{N}\to\mathrm{O}.
Por que ocorrem? devemos olhar para a ocupação de subníveis (energia e emparelhamento):
  • Entre \mathrm{Be} ( 1s^2\,2s^2) e \mathrm{B} ( 1s^2\,2s^2\,2p^1): o elétron removido em \mathrm{B} vem do orbital 2p, que é, em média, um pouco menos fortemente ligado (mais energético) do que os elétrons 2s de \mathrm{Be}. Mesmo que Z seja maior em \mathrm{B}, a facilidade relativa de remover um elétron do 2p faz com que \mathrm{IE}_1(\mathrm{B}) seja ligeiramente menor que \mathrm{IE}_1(\mathrm{Be}). Portanto, há uma pequena queda observada na sequência.
  • Entre \mathrm{N} ( 1s^2\,2s^2\,2p^3) e \mathrm{O} ( 1s^2\,2s^2\,2p^4): em \mathrm{N} os elétrons no subnível 2p estão semipreenchidos (três elétrons em três orbitais, configuração de meia-banda) — essa meia-preenchimento dá estabilidade extra (menor repulsão por emparelhamento). Em \mathrm{O} um dos orbitais 2p fica com dois elétrons pareados, aumentando repulsão eletrostática entre elétrons naquele orbital e tornando um elétron relativamente mais fácil de remover. Resultado: \mathrm{IE}_1(\mathrm{O}) é ligeiramente menor que \mathrm{IE}_1(\mathrm{N}). Esta é uma consequência de energia de emparelhamento e estabilidade do subnível meio-preenchido.
Essas exceções são sutis, mas aparecem nas tabelas de \mathrm{IE}_1 e são explicadas por energias relativas dos orbitais 2s e 2p e efeitos de emparelhamento.

Passo 7

Conectando tudo: resumo físico curto que você deve memorizar para a prova
  • A causa principal das tendências ao longo do período é o aumento do número de prótons Z com blindagem praticamente constante das camadas internas → aumento de Z_{\text{eff}}.
  • Aumentar Z_{\text{eff}} ⇒ elétrons mais atraídos ⇒ raio diminui.
  • Raio menor e Z_{\text{eff}} maior ⇒ maior capacidade de atrair elétrons em ligações ⇒ eletronegatividade maior.
  • Raio menor e ligação mais forte dos elétrons ⇒ mais energia necessária para remover um elétron ⇒ maior \mathrm{IE}_1.
  • Pequenas exceções (Be→B, N→O) vêm da energia relativa e ocupação dos subníveis 2s versus 2p e do efeito de emparelhamento (repulsão entre elétrons pareados).

Passo 8

Dicas práticas para a prova (como raciocinar rápido):
  • Escreva a configuração eletrônica curta do elemento (principal).
  • Estime Z_{\text{eff}} com a ideia simples Z_{\text{eff}}\approx Z-2 para elétrons da camada 2 (porque os dois 1s blindam muito). Só pra comparar qualitativamente basta isso.
  • Menor raio → maior eletronegatividade e maior \mathrm{IE}_1.
  • Sempre cheque se mudar de subnível (de 2s para 2p) ou se há emparelhamento que cause exceção.

Resposta

a) O raio atômico diminui de \mathrm{Li} para \mathrm{Ne} ( \mathrm{Li}>\mathrm{Be}>\mathrm{B}>\mathrm{C}>\mathrm{N}>\mathrm{O}>\mathrm{F}>\mathrm{Ne}).
b) A eletronegatividade aumenta de \mathrm{Li} para \mathrm{F} (valores de Pauling aproximados: \mathrm{Li}=0{,}98,\;\mathrm{Be}=1{,}57,\;\mathrm{B}=2{,}04,\;\mathrm{C}=2{,}55,\;\mathrm{N}=3{,}04,\;\mathrm{O}=3{,}44,\;\mathrm{F}=3{,}98; \mathrm{Ne} não tem valor aplicável).
c) A primeira energia de ionização \mathrm{IE}_1 aumenta em geral de \mathrm{Li} para \mathrm{Ne} ( \mathrm{Li}<\mathrm{Be}<\mathrm{B}<\mathrm{C}<\mathrm{N}>\mathrm{O}<\mathrm{F}<\mathrm{Ne}), com pequenas quedas relativas em \mathrm{Be}\to\mathrm{B} e em \mathrm{N}\to\mathrm{O} devido a diferenças de subníveis ( 2s vs 2p) e ao efeito de emparelhamento.

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