Qual elemento em cada par tem maior energia de ionização e por quê?
S ou P

Passo 1

O enunciado pede: comparar os elementos \mathrm{S} e \mathrm{P} e dizer qual dos dois possui maior energia de ionização e por quê.
Informações relevantes dadas ou imediatamente inferíveis:
  • Os elementos são \mathrm{P} (fósforo) e \mathrm{S} (enxofre).
  • Ambos pertencem ao mesmo período da tabela periódica (período 3) e são vizinhos: \mathrm{P} tem número atômico Z=15 e \mathrm{S} tem Z=16.

Passo 2

O que é “energia de ionização” (definição clara e prática):
  • A primeira energia de ionização, que vamos chamar de I_1, é a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro no estado gasoso. Escrevemos o processo como
\mathrm{X} \longrightarrow \mathrm{X}^{+} + e^{-},
e I_1 é a energia absorvida nessa reação. Geralmente é medida em \mathrm{kJ/mol}.
  • Intuição: quanto mais difícil for “puxar” um elétron para fora do átomo, maior é I_1.

Passo 3

Quais fatores influenciam I_1 (explicação didática, sem fórmulas pesadas):
  • Carga nuclear efetiva Z_{\mathrm{eff}}: é a carga positiva “sentida” pelos elétrons externos, depois de descontada a blindagem dos elétrons internos. Maior Z_{\mathrm{eff}} atrai mais forte os elétrons, aumentando I_1.
  • Distância média do elétron ao núcleo (nível quântico principal n): elétrons mais afastados (maior n) são mais fáceis de remover.
  • Blindagem e repulsão elétron–elétron: elétrons em pares no mesmo orbital se repelem entre si; essa repulsão torna mais fácil remover um desses elétrons em comparação a um elétron não pareado no mesmo átomo.
  • Configuração eletrônica e estabilidade de subníveis (metade cheio, cheio): subníveis meio-cheios têm estabilidade extra; isso pode aumentar I_1.

Passo 4

Configurações eletrônicas de \mathrm{P} e \mathrm{S} (mostrando o que muda ao atravessar o período):
  • Para o fósforo:
\mathrm{P}:\;[\mathrm{Ne}]\,3s^{2}\,3p^{3}.
Isto significa que os três elétrons 3p ocupam três orbitais diferentes, todos com spins paralelos — ou seja, são três elétrons desemparelhados (configuração meio-cheia do subnível 3p).
  • Para o enxofre:
\mathrm{S}:\;[\mathrm{Ne}]\,3s^{2}\,3p^{4}.
Aqui há quatro elétrons no subnível 3p: dois orbitais contêm um elétron cada e um orbital contém dois elétrons (um par). Logo, há um elétron pareado num orbital 3p.

Passo 5

Por que isso altera a energia de ionização (explicação passo a passo e intuitiva):
  • Ao passar de \mathrm{P} para \mathrm{S} aumenta a carga nuclear total ( Z cresce de 15 para 16), o que por si só tenderia a aumentar I_1 (elétrons mais fortemente atraídos).
  • Contudo, em \mathrm{S} aparece um elétron pareado no mesmo orbital 3p. Elétrons pareados se repelem mais fortemente (maior repulsão eletrônico-eletrônico) do que elétrons desemparelhados espalhados por orbitais diferentes. Essa repulsão adicional faz com que seja mais fácil retirar um elétron pareado em \mathrm{S} do que um elétron desemparelhado em \mathrm{P}.
  • Há, portanto, uma pequena quebra na tendência geral de aumento de I_1 ao longo do período: o efeito de repulsão por pareamento em \mathrm{S} vence a ligeira maior atração nuclear, fazendo com que a primeira energia de ionização de \mathrm{S} seja um pouco menor que a de \mathrm{P}.
  • Esse é um caso clássico (o mesmo motivo aparece entre \mathrm{N} e \mathrm{O}): estabilidade do subnível meio-cheio e repulsão por pareamento explicam a anomalia.

Passo 6

Confirmação numérica (opcional, para intuir a diferença em valores típicos):
  • Valores experimentais aproximados mostram
I_1(\mathrm{P}) \approx 1012\\ \mathrm{kJ/mol}, \qquad I_1(\mathrm{S}) \approx 1000\\ \mathrm{kJ/mol},
ou seja, I_1(\mathrm{P}) é ligeiramente maior que I_1(\mathrm{S}), compatível com a explicação por pareamento eletrônico.

Passo 7

Resumo didático rápido (para decorar na prova):
  • Procure a configuração eletrônica dos dois átomos.
  • Veja se ao acrescentar um elétron ocorre pareamento em um orbital já ocupado; se sim, isso pode reduzir a energia de ionização do átomo que apresenta o pareamento (mesmo que sua carga nuclear seja maior).
  • No par \mathrm{P} vs \mathrm{S}: o pareamento em \mathrm{S} faz com que seja mais fácil remover o elétron; portanto \mathrm{P} tem I_1 maior.

Resposta

\mathrm{P}. \mathrm{P} (fósforo) tem maior energia de ionização porque em \mathrm{S} (enxofre) há um elétron pareado no orbital 3p; a repulsão elétron–elétron desse par facilita a remoção do elétron, reduzindo a energia de ionização em relação a \mathrm{P}.

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