Explique porque os elementos do grupo IB parecem mais estáveis que os elementos do grupo 1^ a (IA), embora tenham a mesma distribuição na última camada ns^1, sendo n o número quântico principal da última camada (camada de valência).

Passo 1

O enunciado pergunta por que os elementos do grupo IB (Cu, Ag, Au) são mais “estáveis” (isto é, menos reativos e com maior energia de ionização) do que os do grupo IA (Li, Na, K, ···), mesmo ambos tendo uma configuração de valência ns^1. Para responder vamos usar conceitos de configuração eletrônica, blindagem eletrônica, carga nuclear efetiva e efeitos relativísticos em átomos pesados.

Passo 2

Compare as configurações eletrônicas completas das duas famílias:
— Grupo IA: têm configuração (n-1)d^0,ns^1. Ou seja, não há elétrons na subcamada (n-1)d.
— Grupo IB: têm configuração (n-1)d^10,ns^1. Aqui existe uma subcamada d cheia logo antes do elétron ns^1.

Passo 3

Os elétrons (n-1)d^10 do grupo IB blindam muito mal o núcleo: eles se localizam mais perto do núcleo e não afastam eficientemente o elétron ns^1. Isso faz com que o elétron de valência s “sinta” uma carga nuclear efetiva Zrm eff maior do que no caso dos metais alcalinos (sem d-cheio). Consequência: é necessária mais energia para remover esse elétron, aumentando a estabilidade (maior primeira energia de ionização).

Passo 4

Nos elementos mais pesados do grupo IB (Ag e especialmente Au) entram em jogo efeitos relativísticos: a alta velocidade dos elétrons da camada s aproxima-os ainda mais do núcleo, diminuindo sua energia e contraindo o orbital ns. Isso aumenta ainda mais Zrm eff sobre o elétron de valência e torna esses átomos ainda menos reativos.

Resposta

Os metais do grupo IB são mais estáveis que os do grupo IA porque a subcamada (n-1)d^10 totalmente ocupada lhes confere menor blindagem e maior carga nuclear efetiva sobre o elétron ns^1, elevando sua energia de ionização, e nos casos mais pesados (Ag, Au) os efeitos relativísticos contraem e estabilizam ainda mais o orbital s.

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