A energia de ionização diminui uma família (grupo) na tabela periódica por causa dos seguintes motivos:
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aumento do raio atômico: À medida que você se move para um grupo, o número de conchas de elétrons aumenta. Isso significa que o elétron mais externo está mais longe do núcleo. A atração mais fraca entre o núcleo e o elétron mais externo resulta em uma menor energia de ionização.
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Efeito de blindagem: À medida que o número de conchas de elétrons aumenta, existem mais elétrons internos entre o núcleo e o elétron mais externo. Esses elétrons internos protegem o elétron mais externo da carga positiva completa do núcleo, reduzindo efetivamente a atração.
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aumento da carga nuclear: Enquanto a carga nuclear aumenta um grupo, o efeito de blindagem é muito mais forte e supera o aumento da carga nuclear. Isso significa que o elétron mais externo experimenta uma tração mais fraca do núcleo, facilitando a remoção.
em termos mais simples: Imagine um grupo de pessoas de mãos dadas em círculo. À medida que você adiciona mais pessoas ao círculo, a pessoa mais externa está mais longe do centro. Isso facilita a retirada da pessoa mais externa do círculo. Da mesma forma, ao descer um grupo na tabela periódica, o elétron mais externo está mais longe do núcleo e protegido por mais elétrons internos, facilitando a remoção.
Exemplo: *
sódio (Na) tem um raio atômico menor que
potássio (k) . O elétron mais externo no sódio está mais próximo do núcleo e experimenta uma atração mais forte. Portanto, o sódio possui uma energia de ionização mais alta que o potássio.
Nota importante: Embora a tendência seja que a energia de ionização diminua em um grupo, existem algumas exceções, principalmente devido ao preenchimento de d orbitais. Essas exceções são mais complexas e envolvem fatores como configuração de elétrons e penetração orbital.
