Energia de Ionização

a) A gente já conversou sobre isso, vai.

Olha aí as configurações desses caras:

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.

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:

Eaí? Alguma sugestão?

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

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.

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

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.

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

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 , 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

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.

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 (), maior a energia de ionização.

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

c)

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

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

a) Vamos ver a distribuição eletrônica desses caras:

Para a segunda energia de ionização:

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

Quanto maior o , 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.

b) Distribuição eletrônica do sódio e do magnésio:

E pros cátions que vão sofrer a segundo ionização:

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.

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

Os cátions que vão sofrer a segunda ionização:

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.

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

Por isso:

EIO > EISe > EITe

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

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?

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?

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

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

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

Dentro de um mesmo nível , quanto maior o 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.

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.

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:

E as configurações dessa galera:

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 () enquanto o N+5 vai perder na camada de .

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.

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”.

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 e o flúor tem . 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 é diferente de !”

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

Mas vamos olhar a configuração eletrônica desses caras:

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.

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.

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.

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.

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.

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 s maiores é mais fácil lembra?

Além disso, subníveis do tipo p () 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:

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.