Qual elemento do grupo dos gases nobres com maior energia de ionização?

Índice

Introdução

Quando um átomo se encontra isolado, ou seja, em seu estado fundamental, ele pode absorver energia tornando possível a transferência de seu elétron de um nível energético quantizado para outro. O elétron pode ainda ser totalmente removido do átomo caso a energia fornecida seja alta o suficiente para isso. O átomo se transforma, então, em um cátion (íon positivo).

O elétron mais facilmente removível é aquele menos preso ao núcleo e o que possui a energia mais alta. A ionização trata-se, portanto, do processo de transformação de um átomo neutro em um íon positivo por meio da remoção de seu elétron.

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A energia de ionização é a energia mínima necessária para a remoção de um ou mais elétrons de um átomo isolado na fase gasosa. Esquematicamente, temos:

X0 (g) + energia → X+ (g) + e-

Variação da Energia de Ionização

A energia de ionização é uma das propriedades atômicas que variam periodicamente em função do número atômico (Z). A variação da energia de ionização está mostrada na tabela periódica abaixo:

• Em uma mesma família ou grupo: a energia de ionização aumenta de baixo para cima.
• Em um mesmo período: a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita.

Podemos ver que, nas famílias e nos períodos, a energia de ionização aumenta à medida que o raio atômico diminui. Isso ocorre porque, quanto menor for o tamanho do átomo, maior será a atração dos elétrons na eletrosfera pelos prótons no núcleo, tornando mais difícil de se retirar o elétron. Logo, quanto maior o raio do átomo, menor será a atração exercida pelo núcleo sobre o elétron mais afastado e menor será a energia necessária para removê-lo do átomo.

Pequenos desvios dessas tendências podem ser atribuídos às repulsões entre os elétrons, particularmente os que ocupam o mesmo orbital, como ocorre no caso do oxigênio. A primeira energia de ionização é mais baixa do que a esperada, pois o elétron é removido de um orbital 2p que contém um segundo elétron. Esses dois elétrons estão ocupando o mesmo espaço e acabam se repelindo mais fortemente do que se repeliriam se estivessem em orbitais diferentes. Isso acaba facilitando a remoção do elétron do oxigênio.

Os metais apresentam uma energia de ionização menor do que os ametais. Estes, por sua vez, possuem energia de ionização menor do que os gases nobres. Logo, quanto maior for a eletropositividade de um átomo, isto é, quanto maior for a tendência do átomo em perder elétrons e formar cátions, menor será sua energia de ionização.

Quando o primeiro elétron é retirado, o raio do átomo diminui. Isso faz com que a atração do núcleo sobre os elétrons se torne mais forte. Por isso, a energia necessária para retirar o segundo elétron é maior. Portanto, para um mesmo átomo, temos:

1ª energia de ionização < 2ª energia de ionização < 3ª energia de ionização

A 1ª energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro na forma gasosa. A 2ª energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um cátion com carga unitária na forma gasosa. Veja alguns exemplos:

• Para o alumínio (Al: Z = 13): 13Al → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

1ª energia de ionização: Al (g) + 577,4 KJ/mol → Al1+ (g) + e-

13Al1+ → 1s2 2s2 2p6 3s2

2ª energia de ionização: Al1+ (g) + 1816,6 KJ/mol → Al2+ (g) + e-

13Al2+ → 1s2 2s2 2p6 3s1

3ª energia de ionização: Al2+ (g) + 2744,6 KJ/mol → Al3+ (g) + e-

13Al3+ → 1s2 2s2 2p6

4ª energia de ionização: Al3+ (g) + 11575,0 KJ/mol → Al4+ (g) + e-

13Al4+ → 1s2 2s2 2p5

Energias de ionização.

• Para o magnésio (Mg: Z = 12): 12Mg → 1s2 2s2 2p6 3s2

1ª energia de ionização: Mg (g) + 738 KJ/mol → Mg1+ (g) + e-

12Mg1+ → 1s2 2s2 2p6 3s1

2ª energia de ionização: Mg1+ (g) + 1451 KJ/mol → Mg2+ (g) + e-

12Mg2+ → 1s2 2s2 2p6

Energias de ionização.

Perceba que a energia de ionização aumenta à medida que o íon vai se tornando cada vez mais positivamente carregado.