Questão 36

Tendo em vista a tabela a seguir, acerca da primeira energia de ionização dos elementos do segundo período da Tabela Periódica:

Pode-se afirmar que, com relação à primeira energia de ionização, a do:

Ao longo de um período, a carga nuclear efetiva $Z_{\mathrm{ef}}$ cresce enquanto os elétrons vão sendo acrescentados à mesma camada, que blinda mal. O raio atômico diminui e a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita. Esse é o comportamento geral; a tabela, porém, exibe duas inversões — $\ce{Be} \to \ce{B}$ e $\ce{N} \to \ce{O}$ — e é sobre elas que a questão se debruça.

As duas inversões.

• $\ce{Be}\ (1s^2\,2s^2)$ versus $\ce{B}\ (1s^2\,2s^2\,2p^1)$: no berílio retira-se um elétron $2s$, mais próximo do núcleo e mais penetrante; no boro retira-se um elétron $2p$, de maior energia e parcialmente blindado pelo par $2s$. Elétron $2p$ sai mais facilmente — por isso $E_i(\ce{B}) < E_i(\ce{Be})$.

• $\ce{N}\ (2p^3)$ versus $\ce{O}\ (2p^4)$: pela Regra de Hund, o nitrogênio tem os três orbitais $2p$ semipreenchidos, configuração de estabilidade extra. No oxigênio o quarto elétron é obrigado a emparelhar-se em um orbital $2p$ já ocupado, gerando repulsão intereletrônica que eleva a energia desse elétron e facilita sua remoção — por isso $E_i(\ce{O}) < E_i(\ce{N})$.

Analisando as alternativas:

(A) Falsa. O lítio tem, de fato, a menor energia de ionização do período, mas pelo motivo oposto ao alegado: seu raio atômico é o maior do segundo período (a carga nuclear efetiva é a menor), e o elétron $2s^1$ está fracamente preso.

(B) Falsa. A comparação numérica está certa ($899 > 801$), mas a justificativa está invertida. É mais fácil remover um elétron de um orbital $2p$ do que de um $2s$, pois o $2p$ é mais energético e menos penetrante. É exatamente por isso que o boro ioniza mais facilmente que o berílio.

(C) Verdadeira. No oxigênio ($2p^4$) um dos orbitais $2p$ contém um par de elétrons; a repulsão entre eles desestabiliza o elétron a ser removido e abaixa a energia de ionização em relação ao nitrogênio ($2p^3$, todos desemparelhados). Coerente com os dados: $1314 < 1402\ \mathrm{kJ/mol}$.

(D) Falsa. O flúor realmente tem energia de ionização maior que a do oxigênio, mas a causa é o aumento da carga nuclear efetiva ($Z = 9$ contra $Z = 8$, mesma camada). A repulsão entre pares diminui a energia de ionização — se ela fosse a causa, o flúor teria de ionizar mais facilmente que o oxigênio, e não o contrário. A justificativa contradiz o próprio efeito invocado.

(E) Falsa. Dupla incorreção. Primeiro, o neônio não tem a maior energia de ionização do Grupo 18: o hélio tem ($2372\ \mathrm{kJ/mol}$). Segundo, o neônio não é o gás nobre de maior raio atômico — ao contrário, é o menor depois do hélio, já que o raio cresce ao descer no grupo.