Sobre um elemento X, que está localizado no grupo 14 e no 4^{\circ} período da tabela periódica, um elemento T , com três prótons a mais do que o elemento X, e um elemento Y, do mesmo grupo de X, mas com um nível de energia a mais do que esse, são apresentadas as considerações a seguir.
I - O elemento T é mais eletronegativo do que o elemento X .
II - O elemento Y tem menor raio atômico do que o elemento X .
III - O elemento X apresenta maior energia de ionização do que o elemento Y.
Quais estão corretas?
a) Apenas I
b) Apenas II
c) Apenas I e III
d) Apenas II e III
e) I, II e III

Passo 1

O enunciado dá as seguintes informações:
  • O elemento X está no grupo 14 e no 4^{\circ} período da Tabela Periódica.
  • Existe um elemento T que tem 3 prótons a mais do que o elemento X.
  • Existe um elemento Y que pertence ao mesmo grupo de X, mas tem um nível de energia (período) a mais do que X.
O enunciado pede para avaliar a veracidade das afirmativas:
I - O elemento T é mais eletronegativo do que o elemento X.
II - O elemento Y tem menor raio atômico do que o elemento X.
III - O elemento X apresenta maior energia de ionização do que o elemento Y.

Passo 2

Primeiro, identificar qual é o elemento X. O grupo 14 segue a sequência (em ordem de períodos): \mathrm{C},\\ \mathrm{Si},\\ \mathrm{Ge},\\ \mathrm{Sn},\\ \mathrm{Pb},\dots
Como X está no 4^{\circ} período, ele é o terceiro da lista acima: X é o germânio, \mathrm{Ge}. O número atômico (número de prótons) do germânio é
Z_X = 32.

Passo 3

Determinar o elemento T. Foi dado que T tem 3 prótons a mais do que X. Então
Z_T = Z_X + 3 = 32 + 3 = 35.
O elemento de número atômico 35 é o bromo, \mathrm{Br}, que está no mesmo período que \mathrm{Ge} (período 4) mas mais à direita na tabela.
Agora, vamos entender eletronegatividade e sua tendência:
  • Eletronegatividade é a tendência de um átomo de atrair elétrons numa ligação química.
  • Na Tabela Periódica, de modo geral, ao mover-se da esquerda para a direita em um mesmo período, a eletronegatividade aumenta. Isso ocorre porque o número nuclear efetivo (algo como Z_{\text{efetivo}}) aumenta — o núcleo atrai mais fortemente os elétrons de valência — enquanto a blindagem pelos elétrons internos não cresce muito dentro do mesmo período.
  • Ao mover-se para baixo em um grupo, a eletronegatividade costuma diminuir porque os elétrons de valência ficam em camadas mais externas e sofrem maior blindagem.
Aplicando isso aqui: T ( \mathrm{Br}) está à direita de X ( \mathrm{Ge}) no mesmo período, portanto, por tendência periódica, T é mais eletronegativo que X. Logo a afirmativa I é verdadeira.

Passo 4

Determinar o elemento Y. Foi dito que Y é do mesmo grupo de X (grupo 14), mas com um nível de energia (período) a mais. Assim, Y está logo abaixo de \mathrm{Ge}, ou seja, no período 5 do grupo 14: esse elemento é o estanho, \mathrm{Sn}. O número atômico do estanho é
Z_Y = 50.
Agora, vamos entender a tendência do raio atômico:
  • O raio atômico é uma medida do tamanho do átomo (distância média do núcleo até a região onde estão os elétrons de valência).
  • Ao descer um grupo (aumentar o número de níveis), o átomo ganha uma camada eletrônica a mais: isso aumenta a distância média dos elétrons externos ao núcleo, mesmo que o núcleo tenha mais prótons. A blindagem dos elétrons internos aumenta, reduzindo o efeito da atração nuclear sobre os elétrons externos.
  • Portanto, o raio atômico aumenta ao descer um grupo.
Aplicando aqui: Y ( \mathrm{Sn}), estando um período abaixo de X ( \mathrm{Ge}), terá raio atômico maior que X. A afirmativa II diz que Y tem menor raio atômico que X, o que contraria a tendência periódica; logo a afirmativa II é falsa.

Passo 5

Entender energia de ionização e sua tendência:
  • A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover o elétron mais extern o de um átomo neutro no estado gasoso.
  • Tendência periódica: a energia de ionização aumenta ao mover-se para a direita em um período (elétrons mais fortemente ligados) e diminui ao descer um grupo (elétrons mais afastados e mais facilmente removíveis).
  • Em outras palavras, átomos em níveis mais altos (maior número quântico principal) têm elétrons de valência menos ligados, então possuem menores energias de ionização.
Aplicando ao caso: X ( \mathrm{Ge}, período 4) está acima de Y ( \mathrm{Sn}, período 5) no mesmo grupo. Assim, a energia de ionização de X é maior que a de Y. Portanto a afirmativa III é verdadeira.

Passo 6

Resumo das conclusões:
  • I é verdadeira (porque T=\mathrm{Br} está mais à direita que X=\mathrm{Ge} no mesmo período, então é mais eletronegativo).
  • II é falsa (porque Y=\mathrm{Sn} está abaixo de X e, por isso, tem raio atômico maior).
  • III é verdadeira (porque energia de ionização diminui ao descer um grupo, então X tem maior energia de ionização que Y).

Resposta

c) Apenas I e III

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