Química Básica - Estrutura - Departamento de Química ...

Energia de ionização
Define-se energia de ionização (EI) como sendo a energia mínima
necessária para retirar elétron de um átomo gasoso, isolado, no seu estado
fundamental.
Para um dado elemento X, esse processo pode ser representado como:
X(g) X n+ (g) + ne -
Quando n = 1, o valor de EI corresponde ao da primeira energia de
ionização; n = 2 a segunda e assim por diante. Como mais de um elétron pode, a
princípio, ser removido do átomo (exceto o H), a quantidade de energia necessária
para retirar o segundo elétron (2ª EI) é maior que a da 1ª EI e assim
sucessivamente (Tab. 7). Isto ocorre porque as espécies das quais o elétron é
removido tornam-se progressivamente mais carregadas positivamente (maior
força de atração exercida pelo núcleo). A Tab. 7 mostra as primeiras energias
(exceto o H) de ionização de átomos gasosos de vários elementos.
Por outro lado, podemos observar na Fig. 22 que a variação da primeira
energia de ionização nos grupos e períodos ocorre de maneira similar ao tamanho
atômico. Dessa forma, na medida que percorremos um grupo de cima para baixo
(por exemplo, os metais alcalinos), o aumento que ocorre no tamanho é
acompanhado por um decréscimo na energia de ionização. Isto ocorre em virtude
do aumento gradual da distância média entre o núcleo e o elétron mais externo,
tornando a força de atração do núcleo cada vez menor, já que a carga nuclear
efetiva sentida pelo elétron mais externo se mantém praticamente constante.
Com relação à variação ao longo de um período, à medida que nos
deslocamos da esquerda para direita, ocorre um aumento da carga nuclear efetiva
sentida pelos elétrons externos, reduzindo em geral o tamanho do átomo e
tornando mais difícil a retirada de elétron. Contudo, observa-se que existem
algumas irregularidades nessa tendência. Por exemplo, no 2 o período esperamos
um aumento regular do potencial de ionização ao irmos do Li ao Ne. Todavia,
observamos que a energia de ionização do Be é maior que a do B e a do N é
maior que a do O. Essas inversões podem ser também explicadas a partir das
estruturas eletrônicas dos elementos e da lei de Coulomb.
Relativamente ao Be, o 1º elétron a ser retirado encontra-se no 2s completo,
ao passo que o 1º elétron do B a ser removido situa-se em um dos orbitais 2p.
Como o orbital 2s é mais penetrante que os orbitais 2p (Fig. 16), os elétrons 2s
são mais firmemente atraídos pelo núcleo. Assim, é mais fácil remover o elétron
2p do B que um dos elétrons 2s do Be, o que requer uma EI menor para o B.
No caso do nitrogênio, todos os orbitais 2p têm somente 1 elétron cada
(orbitais semipreeenchidos), enquanto que o oxigênio apresenta um de seus
orbitais 2p com dois elétrons. Como o quarto elétron do O encontra-se em um
orbital que já contém um elétron, a repulsão existente entre os dois tornará mais
fácil remover um deles do que retirar um elétron de qualquer um dos orbitais 2p
semipreenchidos. Essas mesmas irregularidades encontram nos períodos 3 e 4,
onde a EI do P é maior que a do S e a do As é maior que a do Se.
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