Qual elemento em cada par tem maior energia de ionização e por quê?
S ou P
S ou P
Passo 1
O enunciado pede: comparar os elementos
e
e dizer qual dos dois possui maior energia de ionização e por quê.
Informações relevantes dadas ou imediatamente inferíveis:
Informações relevantes dadas ou imediatamente inferíveis:
- Os elementos são
(fósforo) e (enxofre). - Ambos pertencem ao mesmo período da tabela periódica (período 3) e são vizinhos:
tem número atômico e tem .
Passo 2
O que é “energia de ionização” (definição clara e prática):
- A primeira energia de ionização, que vamos chamar de
, é a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro no estado gasoso. Escrevemos o processo como
e
é a energia absorvida nessa reação. Geralmente é medida em
.
- Intuição: quanto mais difícil for “puxar” um elétron para fora do átomo, maior é
.
Passo 3
Quais fatores influenciam
(explicação didática, sem fórmulas pesadas):
- Carga nuclear efetiva
: é a carga positiva “sentida” pelos elétrons externos, depois de descontada a blindagem dos elétrons internos. Maior atrai mais forte os elétrons, aumentando . - Distância média do elétron ao núcleo (nível quântico principal
): elétrons mais afastados (maior ) 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
.
Passo 4
Configurações eletrônicas de
e
(mostrando o que muda ao atravessar o período):
- Para o fósforo:
Isto significa que os três elétrons
ocupam três orbitais diferentes, todos com spins paralelos — ou seja, são três elétrons desemparelhados (configuração meio-cheia do subnível
).
- Para o enxofre:
Aqui há quatro elétrons no subnível
: dois orbitais contêm um elétron cada e um orbital contém dois elétrons (um par). Logo, há um elétron pareado num orbital
.
Passo 5
Por que isso altera a energia de ionização (explicação passo a passo e intuitiva):
- Ao passar de
para aumenta a carga nuclear total ( cresce de para ), o que por si só tenderia a aumentar (elétrons mais fortemente atraídos). - Contudo, em
aparece um elétron pareado no mesmo orbital . 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 do que um elétron desemparelhado em . - Há, portanto, uma pequena quebra na tendência geral de aumento de
ao longo do período: o efeito de repulsão por pareamento em vence a ligeira maior atração nuclear, fazendo com que a primeira energia de ionização de seja um pouco menor que a de . - Esse é um caso clássico (o mesmo motivo aparece entre
e ): 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
ou seja,
é ligeiramente maior que
, 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
vs : o pareamento em faz com que seja mais fácil remover o elétron; portanto tem maior.