Energia de Ionização

Teoria Completa

A Energia de Ionização

O próprio nome já diz: a energia de ionização é a energia necessária para transformar um átomo em um íon (um cátion, no caso)!

Mais precisamente, energia de ionização (EI) é a energia que precisamos fornecer a um mol de átomos no estado gasoso para remover um mol de elétrons.

Mas calma, que a gente vai explicar devagarinho.

Quando discutimos a energia dos elétrons, chegamos à uma fórmula assim:

E n = -   Z ² h R n 2 ,                       n = 1 ,   2 ,   3 …

E uma das nossas conclusões foi que, aquele menos ali, faz com que o elétron tenha uma energia mais baixa quando está preso ao átomo, do que quando está solto.

Beleza. Então pra soltar o elétron do átomo, a gente precisa aumentar o nível energético dele até que o átomo libere ele: a gente precisa dar energia pro elétron.

Por isso, a energia de ionização é sempre positiva.

Outro jeito de pensar, mais pela termodinâmica, é que, quando a gente tira um elétron do átomo, a gente está desestabilizando esse átomo. Ou seja, a gente está tirando ele de um estado mais estável para um menos estável: isso não vai ser um processo tranquilinho e espontâneo, né? A gente vai precisar dar energia para o sistema para esse rolê todo acontecer!

Mas a energia pra remover um único elétron de um único átomo é muito pequena (e pouco útil na vida real). Por isso a gente considera que a EI é a energia necessária para remover um mol de elétrons de um mol de átomos.

Como a energia necessária pra fazer isso é diferente pra diferentes estados físicos, ficou convencionado, decidido arbitrariamente, que pra medir a EI, todo mundo tem que estar no estado gasoso.

Depois de aplicar a EI e retirar um elétron, o átomo vira um cátion, com carga positiva.

Retirando Vários Elétrons

Depois de retirar o primeiro elétron e fazer um cátion, você pode acabar se empolgando e querer tirar mais e mais elétrons.

Pode? Pode! Mas é mais difícil.

A gente chama a energia necessária na retirada do primeiro elétron de 1ª EI, pro segundo elétron 2ª EI e assim por diante.

E a regra é que a 1 ª E I   <   2 ª   E I   <   3 ª   E I   <   4 ª   E I   <   . . .   <   e n é s i m a   E I .

Ou seja, cada vez fica mais difícil retirar os elétrons, precisando de mais energia.

Isso acontece porque, quando um elétron sai, a atração do núcleo sobre os elétrons restantes aumenta. Com menos elétrons, menos blindagem, e a carga nuclear efetiva é maior.

Além, disso, se o próximo elétron a ser retirado estiver numa camada mais interna ( n   menor) aí já viu né? É muito mais difícil.

Com n menor a energia é menor (mais negativa), e você precisa de uma energia muito grande pra liberar o elétron.

O mesmo acontece com l . Quanto menor o l do subnível onde o elétron está, menor a energia. Mas a diferença entre camadas ( n ) é muito maior que entre subcamadas ( l ).

A Energia de Ionização na Tabela Periódica

Quem você acha que “prende” mais o elétron ao átomo? Um núcleo com poucos prótons ou um núcleo com muitos prótons?

Os elétrons ficam “mais presos” em átomos com alta carga nuclear efetiva ( Z e f f ).

Assim, na tabela periódica, num mesmo período, quanto maior Z e f f , maior a EI (mais energia necessária pra liberar um elétron do átomo).

A energia de ionização cresce para a direita. Por isso os gases nobres tem as maiores EI dos seus períodos.

A EI se relaciona com o raio atômico também. Se o raio é pequeno, os elétrons estão mais próximos do núcleo e sofrem maior atração dele. Estão mais presos.

Em átomos grandes, os elétrons estão muito longes do núcleo. Várias camadas eletrônicas blindando a ação do núcleo e os elétrons de valência acabam ficando mais soltos.

Por isso, numa mesma família da tabela periódica, quanto maior o período, maior o raio, e menor a EI.

A tendência geral da 1ª EI na tabela fica assim:

A EI cresce em direção aos gases nobres devido ao aumento da carga nuclear efetiva e é maior em pequenos períodos porque os elétrons de valência estão mais próximos ao núcleo, sofrendo mais a sua ação.

Exceções às Regras Gerais

Se o seu professor aprofunda essa história de energia de ionização um pouco mais, é bom você ficar ligado nas exceções.

A gente chegou à conclusão de que, como a carga nuclear efetiva aumenta da esquerda para a direita num mesmo período, quanto mais para a direita, maior a EI. Vamos ver isso com dados reais para alguns elementos dos blocos s e p.

Dá pra ver que, de um modo geral, as EIs aumentam pra direita e pra cima.

As exceções ficam entre os grupos 2-13 e 15-16.

E elas podem ser explicadas pelas configurações eletrônicas desses caras.

Vamos comparar o Be e o B.

B e 4   : 1 s 2   2 s 2

B : 5   1 s 2   2 s 2   2 p 1

Existem dois fatores aí. Orbitais p são mais energéticos que os orbitais s. Então um elétron no subnível 2p precisa de menos energia pra se liberar do que um elétron no subnível 2s.

Ainda assim, a energia de ionização daquele elétrons 2p¹ é menor que o esperado. Olha aí o subnível 2p com um elétron:

Os três orbitais 2p que aparecem aí são degenerados, ou seja, tem a mesma energia. Ter um elétron em um deles enquanto os outros dois estão vazios é meio complicado pro átomo. É difícil manter os três na mesma energia com um elétron ocupando apenas um deles.

Tão difícil que o átomo facilita a perda desse elétron. E a EI do boro é mais baixa que o esperado.

Parece caô, mas não é.

O que acontece entre os grupos 15 e 16 é meio parecido. Olha aí o N e o O:

N : 7   1 s 2   2 s 2   2 p 3

O : 8   1 s 2   2 s 2   2 p 4

E o subnível 2p pra cada um deles:

O quarto elétron do subnível 2p também atrapalha a degenerescência dos orbitais p.

Por isso o átomo facilita a saída dele e o oxigênio tem a 1ª EI menor que o esperado.

Atenção! Mesmo quando a saída é “favorecida”, a EI é positiva, o que significa que você ainda tem que dar energia pro elétron sair. Não é que a saída do elétron seja energeticamente favorável no oxigênio, mas ela é mais favorável no oxigênio do que no nitrogênio.

Até porque, pro nitrogênio, com os três orbitais iguaizinhos, perder o elétron vai dificultar o fenômenos de degenerescência.

No oxigênio existe ainda o fato da repulsão. Quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital (emparelhados), a repulsão entre eles é grande, e a saída do elétron pode ser facilitada.

Se alguma outra bizarrice aparecer em algum exercício, fazendo as EIs fugirem da regra geral, tente explicar pela configuração eletrônica. E não esquece da degenerescência.

Vamos praticar pra fixar isso aí tudo? 😊

Expandir

Exercício Resolvido #1

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 44-teste 1.14.

a) Explique o pequeno decréscimo da primeira energia de ionização entre o berílio e o boro.

b) Explique a grande diminuição da terceira energia de ionização entre o berílio e o boro.

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Passo 1

a) A gente já conversou sobre isso, vai.

Olha aí as configurações desses caras:

B e 4   : 1 s 2   2 s 2

B : 5   1 s 2   2 s 2   2 p 1

E numa galáxia bem, bem distante, a gente viu um diagrama assim:

Que nos lembra que orbitais 2p são mais energéticos que orbitais 2s.

Quanto mais energético o orbital, mais fácil de liberar o elétron.

Porque, tipo assim, olha aquele 1s. Ele tem uma energia muito baixa, ou seja, tá muito preso ao núcleo.

Elétrons em orbitais mais energéticos precisam de menos energia pra se soltar de vez.

Por isso, a 1ª energia de ionização do boro é menor que a 1ª energia de ionização do berílio.

Além disso, existe o fenômeno da degenerescência dos orbitais p. No subnível 2p do boro:

Aquele elétron ali dificulta o trabalho do átomo em deixar os três orbitais p no mesmo nível energético. E, por isso, a saída desse elétron é meio que facilitada. Ocorre uma diminuição da energia necessária pra liberar o elétron: nossa querida EI.

Passo 2

b) Opa. Vamos recorrer à configuração eletrônica pra explicar.

O que o enunciado tá nos dizendo é que é MUITO mais fácil tirar o terceiro elétron do boro do que do berílio.

Pra tirar o terceiro elétron, quer dizer que já tiramos os outros dois. E os nossos átomos agora viraram cátions bivalentes assim:

B e 2 + 4   : 1 s 2

B 2 + : 5   1 s 2   2 s 1  

Eaí? Alguma sugestão?

O próximo elétron a ser retirado do berílio está na camada n = 1 , enquanto o próximo elétron a ser retirado do boro está na camada n = 2 .

Por isso é MUITO mais fácil retirar o 3º elétron do boro do que do berílio. E a 3ª EI do boro é muito menor que a 3ª EI do berílio.

Passo 3

Observação: o que fica desse exercício é que elétrons no mesmo nível, mas subcamadas diferentes (mesmo n , mas l diferente), tem energias diferentes, mas próximas. Enquanto elétrons em níveis ( n ) diferentes tem energia muito diferentes.

Resposta

Exercício Resolvido #2

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 52-1.87.

Coloque cada um dos seguintes conjuntos de elementos na ordem decrescente de energia de ionização. Explique sua escolha.

a) Enxofre, cloro, silício

b) Cobalto, titânio, crômio

c) Antimônio, bismuto, fósforo.

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Passo 1

a) Vamos ver onde enxofre (S), cloro (Cl) e silício (Si) estão na tabela periódica.

Como eles estão no mesmo período, a tendência da EI é aumentar para a direita. Então, em ordem decrescente:

EICl > EIS > EISi

E porque que a gente “escolheu” essa ordem?

Porque quanto maior a carga nuclear efetiva, mais os elétrons de valência estão “presos” ao núcleo, ao átomo. E mais energia é necessária para retirar esses elétrons.

Ah, mas será que não tem nenhum exceção à regra?

Seguinte, aqui não tem, mas poderia ter. Só que você não é adivinha pra saber. A gente só vai usar as exceções quando o exercício te mostrar uma bizarrice (um exceção) e pedir pra você explicar o porquê.

Além disso, as bizarrices costumam ficar entre os grupos 2-13 e 15-16.

Passo 2

b) Cobalto (Co), titânio (Ti) e crômio (Cr) na tabela periódica:

Aqui vale a regra dos elementos no mesmo período. Quanto mais para a direita, maior a carga nuclear efetiva, mais presos os elétrons estão e maior a energia de ionização.

EICo > EICr > EITi

- ''

Passo 3

c) Antimônio (Sb), bismuto(Bi) e fósforo (P) na tabela periódica:

Todos na mesma família. Você pode lembrar da setinha apontando pra cima no nosso esquema de “tendência da EI na tabela periódica”, indicando que quanto menor o período, maior a EI.

Ou você pode pensar que com raio menor os elétrons estão mais perto do núcleo, mais atraídos, mais presos e você precisa de mais energia pra liberá-los.

Ou ainda que, quando maior o n , maior o período, e maior a energia do elétron de valência. Sendo necessário menos energia pra liberar o elétron.

De qualquer forma:

EIP > EISb > EIBi

Resposta

a) Cloro, enxofre, silício

b) Cobalto, cromo, titânio

c) Fósforo, antimônio, bismuto.

Exercício Resolvido #3

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 52-1.91. Modificado.

Qual dos átomos de cada par tem a menor primeira energia de ionização.

a) Ca ou Mg

b) Mg ou Na

c) Al ou Na

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Passo 1

a)

Cálcio e magnésio estão na mesma família. Aí vale a regra de que quanto menor o período, maior a EI. A EI “cresce pra cima” na tabela periódica.

Cálcio tem a menor primeira EI entre os dois.

Passo 2

b)

Sódio e magnésio estão no mesmo período. Nesse caso a energia de ionização cresce para a direita (os caras com maior EI são os gases nobres, lembra?), pois quanto maior a carga nuclear efetiva ( Z e f f ), maior a energia de ionização.

Sódio tem a menor primeira energia de ionização entre os dois.

Passo 3

c)

Alumínio e sódio também estão no mesmo período. Quanto mais para a direita, maior a energia de ionização, devido ao aumento de Z e f f .

Por isso o sódio tem a menor primeira energia de ionização.

Resposta

a) Cálcio

b) Sódio

c) Sódio

Exercício Resolvido #4

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 52-1.92.

Qual dos íons de cada par tem provavelmente a menor segunda energia de ionização.

a) Ca ou Mg

b) Mg ou Na

c) Al ou Na

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Passo 1

a) Vamos ver a distribuição eletrônica desses caras:

C a 20   : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2  

M g 12   : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2

Para a segunda energia de ionização:

C a + 20   : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 1  

M g 12   + : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 1

Enquanto para o Ca+ o elétron a ser ionizado está na quarta camada, no Mg+ o elétron está na terceira camada.

Quanto maior o n , maior a energia do elétron e mais fácil é de retirá-lo do átomo.

Por isso a segunda energia de ionização do cálcio é menor que a do magnésio.

Passo 2

b) Distribuição eletrônica do sódio e do magnésio:

M g 12   : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2

N a 11   : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 1

E pros cátions que vão sofrer a segundo ionização:

M g 12   + : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 1

N a 11   + : 1 s 2   2 s 2   2 p 6

Enquanto o Mg+ vai perder um elétron da 3ª camada, o cátion Na+ vai perder um elétron da 2ª camada, o que é muito mais difícil.

Elétrons mais internos estão mais presos ao núcleo, tendo energias de ionização maiores.

Por isso, a menor segunda energia de ionização entre esses caras é a do magnésio.

Passo 3

c) As distribuições eletrônicas do alumínio e do sódio podem ser vistas abaixo:

A l 13   : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2 3 p 1

N a 11   : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 1

Os cátions que vão sofrer a segunda ionização:

A l + 13   : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2

N a 11   + : 1 s 2   2 s 2   2 p 6  

Como o Na+ perde um elétron de uma camada mais interna que o Al+, a 2ª EI do sódio é maior que a 2ª EI do alumínio.

Resposta

a) Cálcio

b) Magnésio

c) Alumínio

Exercício Resolvido #5

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 52-1.93.

Coloque cada um dos seguintes conjuntos de elementos na ordem decrescente de energia de ionização. Explique sua escolha.

a) Selênio, oxigênio, telúrio

b) Ouro, tântalo, ósmio

c) Chumbo, bário, césio.

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Passo 1

a) Selênio (Se), oxigênio (O) e Telúrio (Te) na tabela periódica:

Para elementos da mesma família, vale a regra que quanto menor o período, maior a energia de ionização.

Quanto maior o n , maior a energia do elétron e menos energia ele precisa pra se liberar do átomo: menor EI.

Por isso:

EIO > EISe > EITe

Passo 2

b) Ouro (Au), tântalo (Ta) e ósmio (Os) na tabela periódica:

Pra quem tá no mesmo período:

Quanto mais para a direita, maior a EI devido ao aumento da carga nuclear efetiva.

E assim:

EIAu > EIOs > EITa

Passo 3

c) Chumbo (Pb), bário (Ba) e césio (Ce) na tabela periódica.

Mesmo período, a regra segue sendo clara: quanto mais para a direita maior a EI devido ao aumento da carga nuclear efetiva.

Por isso:

EIPb > EIBa > EICs

“Ah, mas será que nenhum dos itens tem exceção?”

A resposta aqui é: você não tem como saber. Nós só vamos usar as exceções para exercícios que mostram uma exceção e pedem pra você explicar o porquê daquilo ocorrer. Caso contrário, a gente acredita na regra geral, ok?

Resposta

a) Oxigênio, selênio, telúrio

b) Ouro, ósmio, tântalo

c) Chumbo, bário, césio

Exercício Resolvido #6

Unicamp. P2 de Química Geral e Inorgânica 2015.1. Professor Nelson. Questão 3.a.

Considere as seguintes energias de 1ª ionização:

Explique, utilizando conceitos de estrutura eletrônica, o comportamento anômalo (em termos de periodicidade) do Boro.

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Passo 1

Li, Be, B, C e N estão no mesmo período da tabela periódica.

Via de regra, quanto mais pra direita maior a energia de ionização devido ao aumento na carga nuclear efetiva.

Esse tendência é observada nos dados do enunciado, exceto para o Boro.

Porque a 1ª energia de ionização do Boro é menor que a do Berílio?

Passo 2

O próprio enunciado pede pra levar em consideração a estrutura eletrônica desses caras. Como somos muito obedientes, aí vai:

B e 4   : 1 s 2   2 s 2

B : 5   1 s 2   2 s 2   2 p 1

Duas coisas fazem com que essa alteração na ordem de EI aconteceça.

Primeiro, embora boro e berílio percam elétrons do 2º nível ( n = 2 ), o boro vai perder um elétron de um subnível p ( l = 1 ) enquanto o berílio vai perder um elétron de um subnível s ( l = 0 ).

Dentro de um mesmo nível n , quanto maior o l mais energético é o orbital. Isso significa, que elétrons em subníveis 2p são mais energéticos que elétrons em subníveis 2s. E quanto mais energia o elétron tem, menos energia ele precisa para ser liberado (menor energia de ionização).

Além disso, existe o fenômeno da degenerescência dos orbitais p.

O subnível 2p do boro, com apenas um elétron, fica assim:

Pela degenerescência, os 3 orbitais p tem a mesma energia. Mas é complicado pro átomo manter os três orbitais no mesmo nível energético quando um deles tem um elétron e os outros dois estão vazios.

Por isso, a saída desse elétron (ionização do átomo) é facilitada, e ocorre um abaixamento de EI.

Esses dois fatores abaixam a EI do Boro fazendo com que ela fique menor do que a do berílio, fugindo da regra geral.

Resposta

Exercício Resolvido #7

UFG. Lista de Exercícios de Química Geral. Professora Hélen. Questão 20.

As sucessivas energias de ionização do nitrogênio estão representadas no gráfico abaixo:

a) Explique a variação observada nos valores de energia de ionização entre o primeiro e o quinto elétron.

b) Explique por que o valor da energia de ionização do sexto elétron é muito maior do que a do quinto.

Dados: N ( Z = 7 )

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Passo 1

a) A regra é clara: quanto mais a gente tira elétrons, mais difícil fica de tirar elétrons.

Ou seja:

1ªEI

E isso ocorre porque, quanto menos elétrons na eletrosfera, menor o efeito de blindagem. Menor a repulsão elétron-elétron. E a atração núcleo-elétron se torna mais efetiva.

É como se, com menos elétrons, o núcleo fosse capaz de atrair cada elétron “que sobrou” com mais força que antes. O núcleo fica mais “apegado” aos elétrons restantes depois de perder alguns elétrons.

Isso explica o crescimento contínuo das EI entre a primeira e a quinta.

Passo 2

-

b) Agora a diferença entre a quinta e a sexta energia de ionização é gritante né? Se a regra parece “pouco” pra explicar, a gente recorre a configuração eletrônica. Dá uma olhada aí:

1 ª   E I :   N g → N g + + 1 e -

2 ª   E I :   N g + → N g + 2 + 1 e -

3 ª   E I :   N g + 2 → N g + 3 + 1 e -

4 ª   E I :   N ( g ) + 3 → N ( g ) + 4 + 1 e -

5 ª   E I :   N ( g ) + 4 → N ( g ) + 5 + 1 e -

6 ª   E I :   N ( g ) + 5 → N ( g ) + 6 + 1 e -

E as configurações dessa galera:

N :   7   1 s 2   2 s 2   2 p 3

N + :   7   1 s 2   2 s 2   2 p 2

N + 2 :   7   1 s 2   2 s 2   2 p 1

N + 3 :   7   1 s 2   2 s 2

N + 4 :   7   1 s 2   2 s 1

N + 5 :   7   1 s 2  

N + 6 :   7   1 s 1  

Na sexta energia de ionização, quem está perdendo o elétron é o N+5.

Agora dá uma olhada nas configurações aí de cima. O N, o N+, o N+2, o N+3 e o N+4 perdem elétrons na segunda camada ( n = 2 ) enquanto o N+5 vai perder na camada de n = 1 .

Por isso a sexta energia de ionização é muito maior que as anteriores. O elétron a ser ionizado está em uma camada mais interna, precisando de muito mais energia para ser liberado.

Resposta

Exercício Resolvido #8

UFRJ. Lista de Exercícios de química Geral (Estequiometria, Teoria Atômica e Classificação Periódica). Professor Emerson. Questão 13.

a) Por que as energias de ionização são sempre grandezas positivas?

b) Por que F tem maior energia de ionização do que O?

c) Por que a segunda energia de ionização de um átomo é sempre maior que a sua primeira energia de ionização?

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Passo 1

a) A energia de ionização é sempre positiva porque você precisa dar energia ao sistema para remover um elétron.

E por que você precisa dar energia ao sistema?

Porque o elétron preso ao átomo está num nível energético mais baixo do que o elétron “solto”.

Passo 2

b) F e O estão no segundo período da tabela periódica. Dentro de um período a regra é que, quanto mais para a direita, maior a energia de ionização.

Mas por quê?

A energia de ionização (normalmente) aumenta para a direita devido ao aumento da carga nuclear efetiva.

O oxigênio tem Z = 8 e o flúor tem Z = 9 . A gente epode entender, portanto, que o núcleo do flúor é “mais forte”, prendendo mais os elétrons e exigindo uma maior energia para removê-los.

“Ah, mas Z é diferente de Z e f f !”

Sim, o número atômico é diferente da carga nuclear efetiva, pelo efeito de blindagem.

Mas vamos olhar a configuração eletrônica desses caras:

O :   1 s 2   2 s 2   2 p 4 8  

F :   1 s 2   2 s 2   2 p 5 9  

A diferença dos núcleos dos caras é de um próton.

E a diferença eletrônica deles é de um elétron. Acontece que esse novo elétron, tá na mesma camada. E a blindagem de elétrons da mesma camada existe, mas é baixa.

O fato de ter um elétron a mais blindando o a carga nuclear é compensado pelo fato de que existe um próton a mais no núcleo.

Passo 3

-

c) Quando retiramos um elétron, formamos um cátion. E a atração do núcleo sobre os elétrons restantes aumenta.

Com um elétron a menos, o efeito de blindagem diminui e a repulsão elétron-elétron também.

Por isso a saída do próximo elétron necessitará de mais energia que a do elétron anterior.

Casos extremos onde o próximo elétron está numa camada mais interna, levam a grandes aumentos de EI.

Resposta

Exercício Resolvido #9

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 52-1.94. Modificado.

a) Geralmente, a primeira energia de ionização de um período cresce da esquerda para a direita com o aumento do número atômico. Por quê?

b) Examine os dados dos elementos dos blocos s e p dados abaixo. Anote qualquer exeção da regra em (a). Como você explica essas exceções?

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Passo 1

a) A regra geral é de que a primeira energia de ionização cresce da esquerda para a direita em um período devido ao aumento da carga nuclear efetiva dos átomos dos elementos.

Passo 2

b) A gente vai analisar período por período e ver as exceções, ou seja, quando a EI diminui ao invés de aumentar no período.

Do grupo 1 para o grupo 2 existe um aumento da EI em todos os períodos, não existe exceção à regra geral.

Do grupo 2 para o grupo 13 existe uma diminuição da EI no 2º, 3º e 4º períodos.

Entre os grupos 14 e 15, a única exceção fica entre o Pb e o Bi.

Entre os grupos 15 e 16, a exceção pode ser vista no 2º, 3º e 4º períodos.

Entre os grupos 17 e 18 a exceção está entre At e Rn.

Passo 3

Agora vamos explicar as exceções.

Entre os grupo 2 e 13 a diminuição da EI pode ser explicada por dois fatores.

Vamos pegar como exemplo o Mg e o Al.

M g :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2 12  

A l :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2 13     3 p 1  

O último elétron do alumínio está no subnível 3p enquanto o último elétron do magnésio está no subnível 3s.

O subnível 3p é mais energético que o subnível 3s. E como a gente sabe, quanto mais energético o subnível, menos energia a gente precisa dar ao elétron para soltá-lo. Por isso que retirar elétrons de n s maiores é mais fácil lembra?

Além disso, subníveis do tipo p ( l = 1 ) apresentam 3 orbitais degenerados, ou seja, no mesmo nível energético.

Agora olha aí o 3p¹:

Com um orbital ocupado por um elétron e outros dois orbitais vazios, é complicado pro átomo manter a degenerescência desses orbitais. Se o átomo sofrer a ionização e perder esse elétron, fica mais fácil manter os três orbitais (agora igualmente desocupados) no mesmo nível energético.

Por isso o átomo “facilita” a saída do elétron e ocorre um abaixamento da EI.

Isso ocorre para os períodos 2, 3 e 4 dessas famílias.

Por que isso não ocorre nos períodos 5 e 6?

Esses caras estão obedecendo a regra geral, então isso basta pra explicar.

Mas se você quer entender um pouco melhor, negócio é o seguinte. Todos os efeitos estão ocorrendo ao mesmo tempo: o aumento da carga nuclear efetiva, a questão do subnível p ser mais energético que o s e a degenerescência dos orbitais p.

No 2º, 3º e 4º período os dois últimos efeitos “ganham” do efeito da carga nuclear efetiva, já no 5º e 6º o efeito da carga nuclear efetiva é mais importante que os demais.

Um explicação plausível para isso é a baixo poder de blindagem dos subníveis do tipo d e f.

Há muito tempo atrás a gente conversou sobre os nós dos orbitais e vimos que os orbitais d e f tem muito mais nós que os orbitais do tipo s e p.

Com mais nós, eles blindam menos a carga nuclear. Por isso a blindagem oferecida por elétrons em orbitais d e f é menor.

Agora olha a configuração eletrônica do Ba e do Tl:

B a :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2   4 d 10   5 p 6   6 s 2 56  

T l 81   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2   4 d 10   5 p 6   6 s 2   4 f 14   5 d 10   6 p 1

A partir do 5º período os caras começam a ter muitos elétrons ocupando orbitais do tipo d e f na configuração eletrônica. Com menor blindagem, o aumento da carga nuclear efetiva se torna mais importante que os outros efeitos.

No caso, dos 25 elétrons que diferenciam a configuração eletrônica do Ba e do Tl, 24 são d ou f.

Resposta

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