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Apostila de Inorgânica

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isto é 1° EI < 2° EI < < 
3° EI < 4° EI < ...< enésima EI. A explicação para isto é simples. Quando retiramos um 
elétron, fazendo do elemento um cátion, a atração do núcleo sobre os elétrons restantes 
aumenta. Assim, a saída do próximo elétron necessitará de mais energia que a do elétron 
anterior. 
 A variação da EI nos períodos segue uma tendência governada pela carga nuclear 
efetiva. Quanto maior Z*, maior será a EI e por isso, são os gases nobres os elementos 
com maiores valores de EIs. O mesmo raciocínio pode ser aplicado usando o raio atômico 
como referência. Se o raio atômico diminui, considera-se que o elétron está sendo mais 
atraído pelo núcleo. Então, para raios atômicos menores, teremos EIs maiores. Na Tabela 
4 estão listadas as energias de ionização para alguns elementos da Tabela Periódica. 
Observando os valores da Tabela 4, vemos que a variação da EI ao longo do período não 
é constante. Quando passamos do grupo 15 para o 16, ao invés de observarmos o 
aumento na EI, acompanhando o aumento de Z* (ver Tabela 3), tem-se uma diminuição 
da EI. O mesmo ocorre entre os grupos 2 e 13. Precisa-se, então, compreender a 
natureza dessas anomalias. 
 
Tabela 4. Valores em eV da primeira energia de ionização de alguns elementos. 
Grupos 
1 2 13 14 15 16 17 18 
H 
13,60 
 He 
24,59 
 
Li 
5,32 
Be 
9,32 
B 
8,30 
C 
11,26 
N 
14,53 
O 
13,62 
F 
17,42 
Ne 
21,56 
 
Na 
5,14 
Mg 
7,64 
Al 
5,98 
Si 
8,15 
P 
10,48 
S 
10,36 
Cl 
12,97 
Ar 
15,76 
 
K 
4,34 
Ca 
6,11 
Ga 
6,00 
Ge 
7,90 
As 
9,81 
Se 
9,75 
Br 
11,81 
Kr 
14,00 
 
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 Começaremos tentando compreender o problema entre o grupo 2 e o 13. Para 
isso, precisamos da configuração eletrônica dos elementos. Para o berílio e o boro temos: 
4Be 1s2 2s2 
5B 1s2 2s2 2p1 
 
O elétron que será removido no berílio está emparelhado no orbital 2s. Já no boro, 
o elétron que sairá será o do orbital 2p1. Embora a blindagem de subníveis de uma 
mesma camada seja tênue, este efeito, combinado com a diferença de energia entre os 
subníveis 2s e 2p, ajudam a compreender a inversão entre os valores de EI nos grupos 2 
e 13. A blindagem do boro é ligeiramente maior, o que diminuiria o valor de EI. Mas é 
mais determinante o fato do subnível 2p ser mais energético que o 2s. Quanto maior é a 
energia dos orbitais (ou do subnível) mais fácil é a retirada do elétron, pois a ação do 
núcleo sobre estes elétrons mais energéticos será menor do que em orbitais mais 
internos. 
Um outro parâmetro que pode ser considerado nessa questão está relacionado 
com a degenerescência dos orbitais do subnível 2p. No subnível 2p do boro, que possui 
três orbitais p degenerados, tem apenas um elétron em um dos orbitais. Vamos pensar no 
que isto pode influenciar na energia de ionização. Manter três orbitais com a mesma 
energia tem um custo energético para o átomo. No entanto, este custo será menor se 
todos os orbitais estiverem nas mesmas condições, isto é, ou todos desocupados ou 
todos com um elétron ou todos com dois elétrons. Aqui se pode utilizar uma analogia com 
uma balança de dois pratos. Se as massas nos dois pratos forem iguais, os pratos se 
ficarão equilibrados naturalmente. Mas, se as massas forem diferentes, alguém terá que 
intervir, puxando o lado com menos massa para baixo para manter os pratos equilibrados. 
Ou seja, há um custo energético para a pessoa para manter os pratos no mesmo nível. 
Tendo isto em mente, voltemos ao caso do berílio e do boro. O berílio irá perder um dos 
elétrons do orbital 2s. Já o boro, irá perder seu último elétron, o do subnível 2p. Subnível 
este que possui três orbitais p que devem ter a mesma energia. Como só um dos três 
está ocupado, o custo para o átomo manter estes orbitais em um mesmo patamar 
energético é muito grande. Com a saída deste elétron, todos os orbitais 2p estarão 
desocupados, todos em uma mesma situação. Assim, o boro não terá um custo adicional 
para manter a degenerescência dos orbitais do subnível 2p. Por conta disso, a saída do 
elétron do boro demanda menos energia que a retirada do elétron do berílio, apesar da 
carga nuclear efetiva ser maior para o boro. Da mesma forma, isto acontece em outros 
períodos destes grupos. 
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Este efeito do “equilíbrio dos orbitais” também é o responsável pela anomalia entre 
o grupo 15 e o 16. Usemos como exemplo o nitrogênio e o oxigênio. As configurações 
eletrônicas destes elementos são: 
7N 1s2 2s2 2p3 
8O 1s2 2s2 2p4 
 
O nitrogênio tem três elétrons no subnível 2p, um elétron para cada um dos 
orbitais. Então, estes orbitais estão equilibrados e não há um custo adicional para 
mantê-los degenerados. Já o oxigênio, possui quatro elétrons no subnível 2p, o que 
significa que um dos orbitais tem dois elétrons enquanto os outros dois têm um elétron 
cada. Portanto, existe um desequilíbrio entre os orbitais p do oxigênio e, assim como o 
boro no caso anterior, haverá um custo extra de energia para manter a degenerescência 
destes orbitais. Temos então os orbitais do nitrogênio “equilibrados” e os do oxigênio 
“desequilibrados” (Figura 16). 
 
(a)
 
(b)
 
Figura 16. A distribuição dos elétrons no subnível 2p para: (a) nitrogênio e (b) oxigênio. 
 
Se o nitrogênio perder um elétron, ele passará a uma situação de desequilíbrio. 
Em contrapartida, o oxigênio ao perder um elétron cai exatamente na situação do 
nitrogênio, com três elétrons para os três orbitais p. Portanto, a saída do elétron do 
nitrogênio é altamente desfavorável (quebra o “equilíbrio”), enquanto a saída do elétron do 
oxigênio torna os orbitais do subnível p “equilibrados”. Então, observa-se que as EIs para 
os elementos do grupo do nitrogênio são maiores que as do grupo do oxigênio, apesar da 
carga nuclear efetiva aumentar do grupo 15 para o 16. 
A variação ao longo dos grupos acompanha o raio atômico. Quanto maior o raio do 
átomo, menor a atração do núcleo ao último elétron. A conseqüência é que o elétron 
estará menos preso ao átomo, sendo mais fácil retirá-lo. Por isso, a EI será menor quando 
descemos nos grupos. 
Um outro ponto interessante para se destacar sobre a variação da energia de 
ionização vem dos grupos 1, 2 e 13. A Tabela 5 mostra as três primeiras energias de 
ionização de alguns elementos destes grupos. 
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Tabela 5. Os três primeiros potenciais de ionização em eV de alguns elementos dos 
grupos 1, 2 e 13. 
Grupos 
1 2 13 
Li 
5,32 
75,63 
122,4 
Be 
9,32 
18,21 
153,85 
B 
8,30 
25,15 
37,93 
 
Na 
5,14 
47,28 
71,63 
Mg 
7,64 
15,03 
80,14 
Al 
5,98 
18,83 
28,44 
 
K 
4,34 
31,62 
45,71 
Ca 
6,11 
11,87 
50,89 
Ga 
6,00 
20,51 
30,71 
 
 Nota-se que para a 1° EI, os menores valores no período são sempre dos 
elementos do grupo 1. Se a 2° EI é levada em consideração, então os menores valores 
são os do grupo 2. E, para a 3° EI, os menores valores observados são os do grupo 13. 
Então, podemos dizer que os elementos do grupo 1 perdem, preferencialmente um 
elétron. Enquanto os elementos do grupo 2 formam cátions do tipo M2+. Já os do grupo 
13, são os que consomem menos energia para formar cátions M3+. Esta variação está 
diretamente relacionada com a configuração eletrônica destes elementos. Tomando como 
exemplo o terceiro período da tabela periódica (sódio, magnésio e alumínio) tem-se 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 
13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
 
 Como são do terceiro período, todos irão perder primeiramente os elétrons

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