Responda: a) Como você pode explicar a variação da energia ionização ao longo de um período, na tabela periódica? b) Coloque em ordem crescente de Energia de ionização os átomos \mathrm{Ge}, \mathrm{Sb}, \mathrm{Sn} e As.

Passo 1

O enunciado faz duas perguntas claras:
  1. (a) Explique por que a energia de ionização varia ao longo de um período da tabela periódica.
  2. (b) Coloque em ordem crescente de energia de ionização os átomos \mathrm{Ge}, \mathrm{Sb}, \mathrm{Sn} e \mathrm{As}.
Informações relevantes dadas (diretamente pelo enunciado):
  • Os átomos a ordenar são \mathrm{Ge}, \mathrm{Sb}, \mathrm{Sn} e \mathrm{As}.
  • Não há outras informações numéricas fornecidas; podemos usar as posições desses elementos na tabela periódica (grupo e período) para aplicar as regras de tendência.

Passo 2

O que é energia de ionização — definição básica e reação envolvida:
  • Energia de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo isolado no estado gasoso, formando um cátion. Escrevemos a reação de remoção do primeiro elétron como
\mathrm{X(g)} \longrightarrow \mathrm{X^{+}(g)} + e^-.
  • A energia de ionização é sempre medida em kJ/mol (ou outra unidade de energia por mol) e quanto maior essa energia, mais fortemente o átomo prende seu elétron mais externo.
Explicando isso com palavras simples: é a “dificuldade” que o átomo tem em largar um elétron. Se o átomo prende o elétron com força (energia alta), é difícil arrancá-lo; se prende com pouca força (energia baixa), é fácil arrancá-lo.

Passo 3

Conceitos físicos que controlam a energia de ionização (a “aula” curta):
  1. Carga nuclear efetiva \(Z_{\text{ef}}):
    • A carga nuclear efetiva é a carga positiva efetivamente sentida por um elétron exterior. Aproximamos por
    Z_{\text{ef}} \approx Z - S,
    onde \(Z) é o número atômico (carga nuclear real) e \(S) é a blindagem (shielding) causada pelos elétrons internos.
    • Quanto maior \(Z_{\text{ef}}), mais forte é a atração elétrica sobre o elétron valente, logo maior a energia de ionização.
  2. Raio atômico r:
    • Se o elétron está mais longe do núcleo (maior r), a atração é menor e a energia necessária para retirá-lo é menor.
    • Aproximação qualitativa (lei de Coulomb): a energia de ligação do elétron aumenta com algo proporcional a \dfrac{Z_{\text{ef}}}{r}. Em palavras: maior \(Z_{\text{ef}}) e menor r → maior energia de ionização.
  3. Blindagem e repulsão entre elétrons:
    • Elétrons internos (mais próximos do núcleo) blindam a carga nuclear, reduzindo \(Z_{\text{ef}}) sentida pelo elétron externo.
    • Elétrons emparelhados no mesmo orbital aumentam repulsões elétron-elétron, o que pode reduzir levemente a energia de ionização (isso explica algumas exceções finas nas tendências).

Passo 4

Tendência ao longo de um período — explicação didática e passo a passo:
  • Ao percorrer um período da tabela periódica da esquerda para a direita:
    1. O número atômico Z aumenta (há mais prótons no núcleo).
    2. Os elétrons adicionados vão, em grande parte, para a mesma camada principal (mesmo nível de energia), portanto a blindagem adicional S aumenta pouco.
    3. Resultado: \(Z_{\text{ef}}) aumenta de forma efetiva.
    4. Simultaneamente, o raio atômico r tende a diminuir ligeiramente porque a atração maior “puxa” a nuvem eletrônica para mais perto.
    5. Pelo argumento de Coulomb qualitativo \left(E \propto \dfrac{Z_{\text{ef}}}{r}\right), o aumento de \(Z_{\text{ef}}) e a diminuição/constância de r tornam os elétrons mais firmemente ligados.
  • Conclusão direta (resposta da parte a): ao longo de um período, da esquerda para a direita, a energia de ionização aumenta porque a carga nuclear efetiva aumenta enquanto a blindagem não compensa plenamente esse aumento, e o raio atômico não cresce — os elétrons ficam mais presos ao núcleo.
Observação sobre exceções: há pequenas anomalias nas tendências (por exemplo entre alguns pares como \mathrm{Be/B} ou \mathrm{N/O}) devido a configurações eletrônicas e emparelhamento; mas a regra geral acima vale para a grande maioria dos casos.

Passo 5

Posições dos átomos pedidos na tabela periódica (informação usada para comparar):
  • \mathrm{Ge} (germânio): grupo 14, período 4.
  • \mathrm{As} (arsênio): grupo 15, período 4.
  • \mathrm{Sn} (estanho): grupo 14, período 5.
  • \mathrm{Sb} (antimônio): grupo 15, período 5.
Interpretação prática:
  • Elementos na mesma coluna (mesmo grupo) mas em períodos diferentes: o de período maior (mais abaixo) tem menor energia de ionização por ter elétrons mais afastados (ex.: \mathrm{Sn} < \mathrm{Ge}).
  • Elementos no mesmo período: o da direita tem maior energia de ionização (ex.: \mathrm{Ge} < \mathrm{As} no período 4).

Passo 6

Comparações emparelhadas e conclusão do ranking (passo a passo):
  1. Compare \mathrm{Sn} e \mathrm{Ge}: ambos são do grupo 14, mas \mathrm{Sn} está no período 5 e \mathrm{Ge} no período 4. Por ser mais abaixo, \mathrm{Sn} tem elétrons mais externos mais afastados e maior blindagem → \mathrm{Sn} tem menor energia de ionização que \mathrm{Ge}. Logo \mathrm{Sn} < \mathrm{Ge}.
  2. Compare \mathrm{Sb} e \mathrm{As}: ambos são do grupo 15, mas \mathrm{Sb} está no período 5 e \mathrm{As} no período 4. Pelo mesmo raciocínio, \mathrm{Sb} tem menor energia de ionização que \mathrm{As}. Logo \mathrm{Sb} < \mathrm{As}.
  3. Compare elementos do mesmo período 4: \mathrm{Ge} (grupo 14) e \mathrm{As} (grupo 15). Em um período, a energia de ionização aumenta para a direita, então \mathrm{Ge} < \mathrm{As}.
  4. Compare elementos do mesmo período 5: \mathrm{Sn} (grupo 14) e \mathrm{Sb} (grupo 15). Seguindo a mesma regra, \mathrm{Sn} < \mathrm{Sb}.
Juntando as quatro comparações acima, obtemos a sequência completa em ordem crescente de energia de ionização:
\mathrm{Sn} < \mathrm{Ge} < \mathrm{Sb} < \mathrm{As}.
Breve reforço intuitivo: os dois elementos mais embaixo ( \mathrm{Sn}, \mathrm{Sb}) têm menores energias por terem elétrons externos mais distantes; entre os dois de cima, \mathrm{As} é mais à direita que \mathrm{Ge}, portanto prende seu elétron com mais força.

Resposta

a) A energia de ionização aumenta ao longo de um período da esquerda para a direita porque o número atômico Z aumenta enquanto a blindagem interna não aumenta tanto, resultando em maior carga nuclear efetiva Z_{\text{ef}} e em elétrons mais próximos ao núcleo (maior atração), o que exige mais energia para remover um elétron.
b) \mathrm{Sn} < \mathrm{Ge} < \mathrm{Sb} < \mathrm{As}

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