Semelhanças entre Elementos Químicos, níveis e

Semelhanças entre Elementos Químicos,
níveis e subníveis eletrônicos
Em nossa aula passada verificamos que os átomos de um determinado
elemento químico são caracterizados pelo seu número atômico, Z, e sua massa
atômica, A. Atualmente, de acordo com a IUPAC (em uma publicação de 2007),
há 111 elementos químicos diferentes, incluindo os naturais e os artificais. Pra
cada um desses, verificamos que o que os diferencia é o seu número atômico.
Além disso, verificamos também que átomos em seu estado fundamental
possuem carga neutra, ou seja, o número de elétrons, cargas negativas, é igual
ao número de prótons, cargas positivas.
Entretanto, existem alguns fenômenos que podem ocorrer com os átomos
que esses podem perder elétrons de sua eletrosfera ou ainda adquirir um elétron
extra. Nesses casos temos a formação de íons.
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ÍONS
São chamados de íons os elementos que sejam eletricamente
carregados, ou seja, são as espécies químicas que apresentam números de
prótons e elétrons diferentes. Podem ser divididos em dois tipos:
Cátions: íons positivos decorrentes da perda de um elétron na eletrosfera;
Ânions: íons negativos decorrentes do ganho de um elétron na eletrosfera.
Para facilitar a compreensão, veja a explicação de cada um desses:
Íons Positivos ou cátions
Os cátions podem se formar quando um átomo perde um ou mais elétrons,
resultando em um sistema eletricamente positivo, em que o número de prótons
é maior que o número de elétrons. Aplicando-se essa definição ao átomo de lítio
(Li), que apresenta Z=3, temos:
Figura 1 - Exemplo da diferença de um átomo de Li e um cátion de Li+
Veja que no núcleo os prótons são representados pelas bolinhas azuis e
na eletrosfera os elétrons são representados pelas bolinhas laranjadas. Ao
contarmos o número de prótons e elétrons que que o átomo de lítio e o cátion de
Li+ possuem, temos:
Átomo
Cátion
Z=3
Z=3
e=3
e=2
Comparando ambos, verificamos que o cátion possui um elétron a menos
que o átomo em seu estado fundamental, sendo que o número de cargas
positivas é maior que o número de cargas negativas. Portanto, representamos
essa perda no expoente do elemento químico, conforme a representação abaixo:
Li
Perde 1 e-
Li+
Como nesse caso o Li perdeu apenas um elétron, dizemos que esse é um
cátion monovalente. Já no caso dos cátions Mg2+ e Al3+, respectivamente, esses
são cátions bivalentes e trivalentes.
Íons Negativos ou ânions
Os ânions formam-se quando um átomo ganha um ou mais elétrons,
resultando em um sistema eletricamente negativo, em que o número de prótons
é menor que o de elétrons. Aplicando essa definição ao átomo de flúor (F), que
apresenta Z=9, temos:
Figura 2 - Exemplo da diferença de um átomo de F e um ânion de F-
Nesse caso, os prótons são dados por bolinhas vermelhas e os elétrons
pelas azuis. Contando-os em ambas estruturas temos:
Átomo
Ânion
Z=9
Z=9
e=9
e = 10
Comparando ambos, verificamos que o ânion possui um elétron a mais
que o átomo em seu estado fundamental, sendo que o número de cargas
positivas é menor que o número de cargas negativas. Portanto, representamos
essa perda no expoente do elemento químico, conforme a representação abaixo:
F
Ganha 1 e-
F-
Como nesse caso o F ganhou apenas um elétron, dizemos que esse é um
ânion monovalente. Já no caso dos ânions S2- e N3-, respectivamente, esses são
ânions bivalentes e trivalentes
Semelhanças Atômicas
Ao longo dos anos, os cientistas verificaram que os elementos podem ter
algumas semelhanças entre si, podendo ser isótopos, isóbaros, isótonos ou
isoeletrônicos. Para compreendermos melhor esse conceito, explicar-se-ão cada
um desses separadamente.
Isótopos
No início do século XX, experiências com elementos radioativos
realizadas pelo inglês Frederick Soddy (1897-1956) e outros cientistas mostram
evidências de que um elemento químico pode ser constituído por uma mistura
de vários átomos com mesmo número atômico mas com diferentes números de
massa. Esses átomos foram chamados então de isótopos (iso = mesmo; topos
= lugar), visto que, por pertencerem ao mesmo elemento químico, devem ocupar
o mesmo lugar na classificação periódica.
Os isótopos naturais são sempre encontrados em uma proporção
praticamente constante para cada elemento químico, em qualquer lugar da terra
e em quaisquer substâncias nas quais estejam presentes. Os isótopos, em geral,
não apresentam nome próprio e são designados pelo nome do elemento seguido
do respectivo número de massa. Por exemplo, o carbono é um elemento químico
com Z=6 e comumente encontrado com número de massa 12, mas há isótopos
com massa 13 e 14 em concentrações muito pequenas. Desse modo, indica-se
chamando-os de Carbono 13 ou 14 (ou C-13 e C-14). Na tabela periódica
verificamos uma média ponderada do número de massa que considera a
abundância de cada isótopo e sua massa.
*Observação: Você já ouviu falar do C-14? Pesquise em casa, esse isótopo é utilizado na datação de fósseis e
é super interessante.
Isóbaros
Chamamos de isóbaros aqueles elementos químicos que possuem o
mesmo número de massa, como no exemplo, o Carbono 14 e o Nitrogênio, que
possui A = 14.
Isótonos
Os isótonos são aqueles elementos químicos que possuem números
atômicos e números de massa diferentes. Entretanto, apresentam número de
nêutrons igual. Para verificarmos se um elemento é isótono de outro utilizamos
a equação “A = Z + N” verificada na aula passada. Por exemplo, avaliando-se a
representação dos elementos Berílio e Boro retirados de uma tabela periódica
(figura 3)
O ZBe = 4 e ABe = 9 enquanto ZB = 5 e AB = 10. Aplicando-se esses valores
na equação 1 rearranjada, temos:
𝑁 =𝐴−𝑍
(Equação 1 rearranjada)
𝑁𝐵𝑒 = 𝐴𝐵𝑒 − 𝑍𝐵𝑒
𝑁𝐵 = 𝐴𝐵 − 𝑍𝐵
𝑁𝐵𝑒 = 9 − 4
𝑁𝐵 = 10 − 5
𝑁𝐵𝑒 = 5
𝑁𝐵 = 5
Logo, verificamos que esses elementos possuem o mesmo número de
nêutrons e, portanto, são isótonos.
Isóeletrônicos
Chamamos de isoeletrônicos aqueles átomos ou íons que possuem
mesmo número de elétrons, conforme o exemplo do cloro e do potássio (figura
3):
Figura 3 - Átomos do Cl e P no estado fundamental e ionizados
Os átomos do cloro e do potássio no estado fundamental possuem os
números atômicos, respectivamente, 17 e 19. Logo, possuem esse mesmo
número de elétrons. Entretanto, o cloro é um elemento que ganha facilmente um
elétron, formando um ânion com carga -1 chamado de cloreto (Cl-). Já o potássio
é um elemento que facilmente perde um elétron, formando um cátion chamado
de potássio (K+). Contando os elétrons desses íons formados verificamos que
ambos possuem o mesmo número de elétrons, sendo então chamados de
isoeletrônicos.
Textos montados com base nos livros didáticos:
REIS, M.M.; Química: Química Geral. São Paulo. Editora FTD, 2007.
TITO, F. M. P.; CANTO, E. L.; Química na Abordagem do Cotidiano. Vol. 1. 4ª
ed. São Paulo, Ed. Moderna, 2006. 6
USBERCO,J.; SALVADOR, E.; Conecte Química. Salvador – São Paulo:
Editora Saraiva, 2011.
Para fixar o conteúdo, não esqueça de estudar os ex1ercícios vistos em
sala! Se tiver tempo, veja outros na internet e os resolva, há diversos
online!
Bons estudos pessoal!