Questão 35. Nos pares abaixo escolha o elemento com maior energia de ionização e justifique sua escolha.
b) \mathrm{P}, \mathrm{S}

Passo 1

O enunciado pede para comparar a primeira energia de ionização de fósforo e enxofre. O conteúdo aqui é a tendência periódica de energias de ionização na tabela periódica e a estabilidade extra associada a configurações de subníveis (meio-cheio, cheio, etc.). Vamos usar configuração eletrônica, carga nuclear efetiva e efeitos de repulsão eletrônica.

Passo 2

Escrevemos a configuração eletrônica dos dois elementos no nível de valência:
\text{P: }[\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^3
\text{S: }[\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^4
Em fósforo o subnível 3p está meio-cheio 3p^3, enquanto em enxofre há um par de elétrons no mesmo orbital 3p^4, o que aumenta repulsão eletrônica.

Passo 3

Segundo a tendência periódica, dentro de um mesmo período a energia de ionização costuma aumentar da esquerda para a direita, pois a carga nuclear efetiva cresce e o raio atômico diminui.

Passo 4

Há uma exceção nessa tendência quando passamos de um subnível meio-cheio para um que tenha um par de elétrons: o emparelhamento no orbital 3p de enxofre gera repulsão adicional que torna mais fácil remover um elétron. Isso faz com que
I_1(\mathrm{S}) < I_1(\mathrm{P})
apesar de S estar mais à direita.

Passo 5

Como fósforo tem o subnível 3p meio-cheio, ele requer mais energia para remover o primeiro elétron do que enxofre, que sofre maior repulsão eletrônica no orbital emparelhado.

Resposta

P, pois a configuração meio-cheia em 3p^3 confere maior estabilidade e demanda mais energia para ionizar do que em 3p^4, onde a repulsão eletrônica reduz a energia de ionização.

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