Por que as energias de ionização dos metais alcalinos se situam na ordem \mathrm{Li}>\mathrm{Na} >\mathrm{K}>\mathrm{Rb} ?

Passo 1

O enunciado pergunta por que, entre os metais alcalinos, a primeira energia de ionização decresce na sequência \mathrm{Li}>\mathrm{Na}>\mathrm{K}>\mathrm{Rb}. O conteúdo é químico–físico, envolvendo o conceito de energia de ionização, força de atração coulombiana entre o núcleo e o elétron externo, raio atômico e efeito de blindagem (shielding).

Passo 2

A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron do orbital mais externo de um átomo isolado no estado gasoso. Em termos qualitativos, essa energia está ligada à força de atração coulombiana entre o núcleo (carga +Z\,e) e o elétron externo (carga -e), que varia como
E_\text{ion} \propto \frac{Z_\text{efetivo}\,e^2}{r}\,,
onde Z_\text{efetivo} é a carga nuclear efetiva vista pelo elétron mais externo e r é a distância média desse elétron ao núcleo.

Passo 3

Descendo num mesmo grupo da tabela periódica, aumentam-se os níveis eletrônicos ocupados. Com isso:
  1. O raio atômico médio (r) cresce, pois o elétron externo se encontra em camadas mais distantes do núcleo.
  2. O efeito de blindagem dos elétrons internos também aumenta, reduzindo ligeiramente Z_\text{efetivo}, mas o fator dominante é o crescimento de r.

Passo 4

Como E_\text{ion} escala inversamente com r, o aumento do raio faz com que seja cada vez mais fácil arrancar o elétron externo. Logo, quanto maior o metal alcalino na coluna (ou seja, quanto mais abaixo na tabela), menor a energia necessária para ionizar. Dessa forma obtém-se
E_\text{ion}(\mathrm{Li}) > E_\text{ion}(\mathrm{Na}) > E_\text{ion}(\mathrm{K}) > E_\text{ion}(\mathrm{Rb})\,.

Resposta

A energia de ionização decresce de \mathrm{Li} a \mathrm{Rb} porque, ao descer no grupo dos alcalinos, o raio atômico aumenta e o elétron externo fica mais longe do núcleo (com maior blindagem), diminuindo a atração coulombiana e, portanto, a energia necessária para removê-lo.

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