Quanto maior o tamanho do átomo maior será a primeira energia de ionização?

A tabela abaixo apresenta três valores para a primeira energia de ionização dos átomos no estado gasoso e no estado fundamental para três elementos.

Considerando que na Tabela Periódica a energia de ionização cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita, diga quais elementos são o X, o Y e o Z na tabela, respectivamente:

1. C, Li, Ne

2. Ne, C, Li

3. Ne, Li, C

4. Li, C, Ne

1. C, Ne, Li

As energias de ionização para o carbono são representadas na tabela a seguir.

Esses valores correspondem respectivamente à:

1. 1ª EI, 2ª EI, 3ª EI, 4ª EI, 5ª EI

2. 5ª EI, 4ª EI, 2ª EI, 1ª EI, 3ª EI

3. 5ª EI, 4ª EI, 3ª EI, 2ª EI, 1ª EI

4. 1ª EI, 3ª EI, 2ª EI, 5ª EI, 4ª EI

1. 1ª EI, 5ª EI, 2ª EI, 4ª EI, 3ª EI

(Unifor-CE) “A 1ª energia de ionização é medida pela energia X quando 1 elétron é retirado de um Y isolado. Para um mesmo elemento, a 2ª energia de ionização é Z do que a 1ª.” Completa-se corretamente o texto substituindo-se X, Y e Z, respectivamente, por:

a) liberada, átomo neutro, maior.

b) absorvida, átomo neutro, maior.

c) absorvida, íon positivo, menor.

d) liberada, íon positivo, menor.

e) absorvida, íon negativo, menor.

(MACK-SP) Indique a alternativa na qual o átomo citado tem o maior potencial de ionização.

1. He (Z = 2).
2. Be (Z = 4).
3. C (Z = 6).
4. O (Z = 8).

1. F (Z = 9).

Alternativa “d”.

Os três elementos em questão estão na Tabela Periódica no mesmo período (2º). Mas o Li é da família 1, o C é da família 14 e o Ne é da família 18. Visto que a energia de ionização é uma propriedade periódica que aumenta da esquerda para a direita na Tabela Periódica, isto é, cresce com o aumento da família, a ordem correta é: Li < C < Ne.

Alternativa “a”.

A 1ª EI costuma ser a menor energia de ionização, pois como o 1º elétron é o mais afastado do núcleo, a sua força de atração com o núcleo é a menor, precisando de menos energia e sendo mais fácil removê-lo.

Além disso, com a perda de elétrons, o raio atômico diminui e o íon fica cada vez mais positivo, portanto, a atração com o núcleo fica mais forte e, consequentemente, será necessária mais energia para retirar o próximo elétron e assim sucessivamente. Por isso, temos que:

1ª EI < 2ª EI < 3ª EI < 4ª EI <<< 5ª EI

Alternativa “a”.

Quanto menor o tamanho do átomo, maior a energia de ionização. Na Tabela Periódica, ela cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita. Assim, o hélio, que possui apenas uma camada eletrônica, é o que possui o átomo menor, com grande atração entre seu núcleo e os elétrons dessa camada, sendo necessária uma alta energia de ionização para retirar um de seus elétrons.

Transcrição de vídeo

RKA11E - Nos vídeos anteriores nós falamos apenas sobre a primeira energia de ionização. Nesse vídeo, vamos fazer uma comparação entre a primeira e a segunda energia de ionização, e nós vamos usar o lítio como exemplo. Já sabemos dos vídeos anteriores que o lítio tem um número atômico igual a 3, portanto ele tem 3 prótons em seu núcleo. Em um átomo neutro de lítio, o número de elétrons é igual ao número de prótons. Por isso, temos 3 elétrons aqui e sua configuração eletrônica é 1s² 2s¹. Logo, temos dois elétrons do orbital 1s. Vamos colocar esses dois elétrons do orbital 1s dessa forma aqui. Ainda temos mais um elétron que vai para o orbital 2s, assim como esse que está aqui. Claro, essa é uma representação muito simples de um átomo de lítio neutro, mas nos ajuda a entender esses conceitos de energia de ionização. Então só para relembrar essas ideias, se a gente adicionar energia suficiente aqui, nós podemos afastar esse elétron externo daqui. Nós chamamos isso de primeira energia de ionização. Lembre-se que para arrancar esse elétron, é preciso adicionar 520kJ por mol. Agora que arrancamos esse elétron, não temos mais um átomo de lítio neutro, certo? Agora temos um íon de lítio, porque temos três cargas positivas em seu núcleo e apenas duas cargas negativas, já que temos apenas dois elétrons em seus orbitais. Portanto, 3 - 2 = 1. Logo, esse é o cátion lítio +1 com uma configuração eletrônica 1s², já que perdemos o elétron no orbital 2s. O legal é que podemos continuar fazendo isso, adicionando um pouco mais de energia para afastar o outro elétron. Então vamos dizer que fizemos isso? Que arrancamos esse outro elétron aqui desse lítio? Nesse caso, a energia para fazer isso não seria mais chamada de primeira energia de ionização, já que estamos arrancando um segundo elétron. Então, teríamos que chamar essa energia de segunda energia de ionização, já que é a energia necessária para afastar o segundo elétron aqui. No caso do lítio, a segunda energia de ionização tem um valor aproximadamente igual a 7298kJ por mol. Agora que tiramos esse segundo elétron, temos 3 cargas positivas em seu núcleo e apenas 1 carga negativa, já que temos apenas um elétron em seu orbital. Assim, teríamos o cátion lítio + 2, já que 3 - 1 = 2. A configuração eletrônica para o lítio + 2 é 1s, já que ele tem apenas um elétron no orbital "s", ok? Reparou algo interessante aqui? A grande diferença entre a primeira e a segunda energia de ionização, temos 520kJ por mol contra 7298kJ por mol. Mas porque essa grande diferença? Vamos tentar entender isso agora mesmo o porquê essa grande diferença entre essas energias de ionização. E para analisar isso, vamos observar os três fatores que vimos nos últimos vídeos. O primeiro fator discutido foi a carga nuclear. Essa carga positiva é o que atrai esse elétron em magenta aqui. Se olharmos para o lítio + 1, temos algo semelhante aqui. Ou seja, ainda temos três prótons em seu núcleo com uma carga positiva atraindo esses elétrons. Apesar de termos o mesmo número de prótons, a gente tem que pensar sobre a carga nuclear eficaz. Mas para isso, temos que considerar o efeito da blindagem eletrônica. Então aproveitando a deixa, vamos falar sobre a blindagem eletrônica aqui. Quando estamos falando sobre a blindagem eletrônica, estamos falando sobre os elétrons internos aqui. Então vamos voltar ao átomo de lítio neutro? Esses dois elétrons dos orbitais internos aqui, estão repelindo esses elétrons da camada exterior. Então, mesmo que esses elétron mais externo seja atraído por esse núcleo carregado positivamente, ele vai sofrer repulsão desses elétrons internos, já que elétrons repelem outros elétrons. Com isso, a atração nuclear vai ser atenuada, e é dessa forma que chegamos a carga nuclear eficaz. Como já vimos em vídeos anteriores, é bem fácil determinar a carga nuclear eficaz. Basta pegar o número de prótons, que nesse caso seria 3, e subtrair com o número de elétrons de blindagem, que no caso do lítio neutro, seria os dois elétrons do orbital 1s. Nesse caso, temos 3 - 2 = 1. Ou seja, temos uma carga nuclear eficaz igual a 1. Então, o elétron em magenta aqui não está sentindo atração de uma carga +3, mas apenas a carga nuclear eficaz, que é igual a +1. Quer dizer, fazendo os cálculos mais precisos, o valor é aproximadamente igual a 1,3. Mas nesse vídeo, a gente quer apenas entender que o efeito da blindagem diminui a carga nuclear global, que esse elétron em magenta sente aqui nesse caso. Quando a gente observa o íon lítio +1, não temos a mesma situação, certo? Já que não há muita blindagem eletrônica. Tudo bem que esse elétron daqui, até pode repelir um pouquinho esse elétron em magenta, mas nada muito grande. E como não existem elétrons em camadas mais internas, esse elétron vai sentir toda a atração do núcleo, ou seja, vai sentir toda essa carga +3 atraindo ele. Dessa forma, teremos uma força de atração muito maior mantendo esse elétron em seu orbital. Com isso, é necessário muito mais energia para arrancar esse elétron daqui. Ou seja, o efeito de blindagem, quase inexistente no segundo caso, faz com que seja muito mais difícil remover o segundo elétron do que o primeiro. Então, por isso que podemos observar essa segunda energia de ionização tendo um valor muito grande em relação à primeira energia de ionização. Ok, mas ainda não acabou, temos ainda o nosso terceiro fator. A distância. A distância entre o elétron em magenta e o núcleo. Do lado esquerdo, observando o lítio neutro, podemos perceber que o elétron está no segundo nível de energia, certo? Logo está mais longe que esses elétrons. Esse elétron daqui está no primeiro nível de energia no orbital 1s, por isso a distância é menor do que a distância do lado esquerdo. E como sabemos, de acordo com a lei de Coulomb, quanto menor for a distância entre duas cargas, maior será a força de interação. Ou seja, quanto mais perto o elétron estiver do núcleo, maior será a força de atração entre o elétron e os prótons do núcleo. Logo, podemos chegar à conclusão que quanto menor for a distância entre o elétron e o núcleo, maior será a energia de ionização. Por isso, é necessário muito mais energia para arrancar esse elétron aqui do lado direito do que esse elétron aqui do lado esquerdo. Essa proximidade desse elétron, em relação ao primeiro, é outro motivo para esse aumento de energia de ionização. Ou seja, juntando o efeito da blindagem com a distância, temos um aumento significativo da energia de ionização. E é por isso que observamos o lítio formando sempre um cátion +1. Já que não é tão fácil assim conseguir tanta energia para afastar esses dois elétrons do núcleo desse átomo, e formar o lítio +2. E o legal disso tudo, é que observando essas diferenças entre as energias de ionização, podemos dizer qual íon que o átomo irá se tornar com mais facilidade.

Quanto maior o átomo maior o valor da primeira energia de ionização?

Quanto maior o número de níveis de energia maior será o tamanho do átomo?

Quando a energia de ionização é maior?

Que reação requer maior energia de ionização?