Conceitue o que são íons isoeletrônicos e como é a relação de raio iônico entre esses íons. A partir disso, coloque em ordem decrescente de raio iônico: S e^{2-}, S^{2-}, T e^{2-}, O^{2-}.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) conceituar o que são íons isoeletrônicos e explicar como se relacionam os raios iônicos entre íons isoeletrônicos; (2) usar esse entendimento para ordenar, em ordem decrescente de raio iônico, as espécies \mathrm{Se}^{2-},\\ \mathrm{S}^{2-},\\ \mathrm{Te}^{2-},\\ \mathrm{O}^{2-}.\n
Informações que o enunciado dá (ou que são óbvias dos símbolos): todas as espécies são ânions com carga -2. Não há outras informações numéricas fornecidas.

Passo 2

O que significa “íons isoeletrônicos” — definição prática e como contar elétrons.\n
  • Íons isoeletrônicos são espécies (átomos, íons ou moléculas) que têm o mesmo número total de elétrons. Em outras palavras, isoeletrônico = mesma quantidade de elétrons.\n
  • Fórmula prática para contar elétrons de uma espécie: se Z é o número atômico (número de prótons, igual ao número de elétrons no átomo neutro) e q é a carga do íon (com sinal), então o número de elétrons N_e é
N_e = Z - q.
Exemplo: para um ânion com carga -2 (ou seja, q=-2), temos N_e = Z - (-2)=Z+2.\n
  • Aplicando aos íons do enunciado (usando os números atômicos conhecidos): Z(\mathrm{O})=8,\\ Z(\mathrm{S})=16,\\ Z(\mathrm{Se})=34,\\ Z(\mathrm{Te})=52. Logo:
N_e(\mathrm{O}^{2-})=8+2=10,
N_e(\mathrm{S}^{2-})=16+2=18,
N_e(\mathrm{Se}^{2-})=34+2=36,
N_e(\mathrm{Te}^{2-})=52+2=54.
Observação importante: esses quatro ânions NÃO são isoeletrônicos entre si (cada um tem um número diferente de elétrons). Cada um, porém, é isoeletrônico com um gás nobre correspondente: \mathrm{O}^{2-} com Ne (10 e), \mathrm{S}^{2-} com Ar (18 e), \mathrm{Se}^{2-} com Kr (36 e) e \mathrm{Te}^{2-} com Xe (54 e).

Passo 3

Princípios que governam o raio iônico (aulas rápidas e didáticas, sem pular etapas).\n
  • O raio iônico é a “distância” média entre o núcleo e a camada externa de elétrons de um íon. Não é uma medida precisa como um número único universal, mas existem tendências firmes.\n
  • Dois fatores principais que determinam o tamanho de um íon:
    1. Número de camadas eletrônicas (nível principal n). Quanto maior n (ou seja, quanto mais abaixo na tabela periódica), mais “andares” de elétrons e maior o raio porque os elétrons externos ficam mais afastados do núcleo.
    2. Carga efetiva do núcleo sobre os elétrons de valência, chamada Z_{\text{efetivo}}. Quanto maior Z_{\text{efetivo}}, mais forte é a atração nuclear e menor é o raio (elétrons puxados para mais perto).\n
  • Em uma série isoeletrônica (mesmo número de elétrons), a diferença de tamanho entre íons é dominada por Z_{\text{efetivo}}: maior carga nuclear (maior Z) → maior atração → elétrons mais comprimidos → menor raio. Exemplo clássico:
\mathrm{Mg}^{2+}<\mathrm{Na}^{+}<\mathrm{Ne}<\mathrm{F}^{-}<\mathrm{O}^{2-},
todas essas espécies têm 10 elétrons; o raio cresce à medida que a carga nuclear efetiva diminui (ou, equivalentemente, à medida que o excesso de carga negativa aumenta, aumentando repulsões eletrônicas e expandindo o íon).\n
  • Em contraste, para íons com a mesma carga mas pertencentes a períodos diferentes (mesma carga formal, mas diferentes n), o número de camadas é o fator dominante: quanto maior o período (mais baixo na coluna), maior o raio. Ou seja, para ânions -2 na mesma família, o raio cresce ao descer no grupo.

Passo 4

Aplicando os princípios ao conjunto dado e justificando a escolha do critério.\n
  • Observação: como visto no Passo 2, as espécies não são isoeletrônicas entre si; portanto a regra de comparação entre isoeletrônicos (usar Z_{\text{efetivo}}) não é diretamente aplicável aqui para compará‑las entre si. Em vez disso, todas têm a mesma carga -2 e pertencem ao mesmo grupo (grupo 16), então o critério mais simples, claro e correto é comparar o número de camadas eletrônicas (o período): quanto maior o período, maior o raio.\n
  • Ordem dos períodos: \mathrm{O} está no período 2, \mathrm{S} no período 3, \mathrm{Se} no 4 e \mathrm{Te} no 5. Isso significa que \mathrm{Te}^{2-} tem mais camadas ocupadas que \mathrm{Se}^{2-}, que por sua vez tem mais que \mathrm{S}^{2-}, e assim por diante.\n
  • Intuição física: cada camada extra adiciona distância média do elétron mais externo ao núcleo e aumenta o efeito de blindagem (shielding), reduzindo a atração efetiva do núcleo sobre os elétrons externos — resultado: maiores raios. Portanto:
\text{raio}(\mathrm{Te}^{2-})>\text{raio}(\mathrm{Se}^{2-})>\text{raio}(\mathrm{S}^{2-})>\text{raio}(\mathrm{O}^{2-}).

Passo 5

Resumo final e observações práticas para a prova (dicas rápidas que você pode aplicar na hora).\n
  • Regra prática que caí muito em prova: para íons isoeletrônicos compare a carga nuclear efetiva (maior Z → menor raio). Para íons da mesma família e mesma carga compare o período (quanto mais abaixo, maior o raio).\n
  • Aplicando essa regra ao seu conjunto (mesma carga -2, família do oxigênio): desça no grupo → raio aumenta. Assim a ordem decrescente (do maior para o menor) é a do passo anterior.

Resposta

\mathrm{Te}^{2-} > \mathrm{Se}^{2-} > \mathrm{S}^{2-} > \mathrm{O}^{2-}

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