Qual a relação entre tamanho de um átomo, carga nuclear efetiva e suas energias de ionização Geralmente, a primeira energia de ionizaçāo de um período cresce da esquerda para a direita com o aumento do número atômico. Por quê? (c) Explique por que a energia de ionizaçāo do Nitrogênio é maior que a energia de ionização do Oxigênio. (d) Por que a segunda energia de ionizaçāo de qualquer átomo é maior do que a primeira?

Passo 1

O enunciado pede para explorar a relação entre o tamanho atômico, a carga nuclear efetiva e as energias de ionização, e em particular:
  • Por que a primeira energia de ionização num mesmo período cresce da esquerda para a direita?
  • (c) Por que a energia de ionização do nitrogênio é maior que a do oxigênio?
  • (d) Por que a segunda energia de ionização de um átomo é sempre maior que a primeira?
    O conteúdo envolve tendências periódicas, definição de carga nuclear efetiva Z_\text{efetiva}, raio atômico e estabilidade de configurações eletrônicas.

Passo 2

Definimos:
– O raio atômico r é a distância aproximada entre o núcleo e o elétron de valência.
– A carga nuclear efetiva \displaystyle Z_\text{efetiva} é a atração líquida que um elétron de valência “sente” do núcleo, dada aproximadamente por
Z_\text{efetiva} \approx Z - S,
onde Z é o número de prótons e S é a blindagem fornecida pelos elétrons internos.
– A energia de ionização \mathrm{IE} é a energia necessária para arrancar um elétron do átomo no estado gasoso.
Pelo modelo de Coulomb, a ordem de grandeza de \mathrm{IE} pode ser associada a
\mathrm{IE}\propto \frac{Z_\text{efetiva}}{r}.
Logo, quanto maior \,Z_\text{efetiva} e menor r, maior a energia de ionização.

Passo 3

Ao percorrer um período da esquerda para a direita:
  1. O número de prótons Z aumenta em cada passo.
  2. A blindagem S (de elétrons internos) praticamente não muda, pois vamos preenchendo a mesma camada.
  3. Logo, \,Z_\text{efetiva} aumenta.
  4. Esse aumento de \,Z_\text{efetiva} atrai mais fortemente os elétrons de valência, reduzindo o raio atômico r.
  5. Como \mathrm{IE}\propto Z_\text{efetiva}/r, a primeira energia de ionização cresce da esquerda para a direita.

Passo 4

(c) Por que \mathrm{IE}_1(\mathrm{N})>\mathrm{IE}_1(\mathrm{O})?
– Configurações: \mathrm{N}:1s^2\,2s^2\,2p^3 (meio preenchido em 2p) \mathrm{O}:1s^2\,2s^2\,2p^4 (um par de elétrons no mesmo orbital 2p)
– Um subnível 2p^3 meio cheio é particular­mente estável por minimizar repulsões eletrônicas (prazo de Hund).
– Em \mathrm{O}, o elétron extra fica emparelhado num orbital 2p, aumentando a repulsão elétron-elétron e tornando mais fácil arrancar um deles.
Portanto, mesmo com Z de oxigênio maior, a menor repulsão interna em nitrogênio faz \mathrm{IE}_1(\mathrm{N})>\mathrm{IE}_1(\mathrm{O}).

Passo 5

(d) Por que \mathrm{IE}_2>\mathrm{IE}_1?
– Quando removemos o primeiro elétron, formamos um cátion X^+.
– Nesse cátion, há menos blindagem e os elétrons remanescentes ficam mais próximos do núcleo (raio reduzido) e “sentem” uma carga efetiva maior.
– Assim, arrancar um segundo elétron exige energia ainda maior, logo \mathrm{IE}_2>\mathrm{IE}_1.

Resposta

(a) A energia de ionização cresce quando Z_\text{efetiva} aumenta e o raio atômico diminui, pois \mathrm{IE}\propto Z_\text{efetiva}/r.
(b) Num mesmo período, Z aumenta sem mudança significativa na blindagem, elevando \,Z_\text{efetiva}, reduzindo r e assim aumentando \mathrm{IE}_1.
(c) \mathrm{IE}_1(\mathrm{N})>\mathrm{IE}_1(\mathrm{O}) porque \mathrm{N} tem subnível 2p^3 meio cheio (mais estável, menos repulsão) e em \mathrm{O} há emparelhamento extra que facilita remoção.
(d) A segunda energia de ionização é maior que a primeira porque, após o primeiro elétron removido, o cátion resultante atrai mais fortemente os elétrons remanescentes, exigindo mais energia para retirá-los.

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