Semelhanças entre Elementos Químicos, níveis e subníveis eletrônicos

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Roberto Maranhão Garrido
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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,

1 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. 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

2 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: Perde 1 e- Li Li + Como nesse caso o Li perdeu apenas um elétron, dizemos que esse é um cátion monovalente. Já no caso dos cátions Mg 2+ e Al 3+, 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:

3 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: Ganha 1 e- F F - Como nesse caso o F ganhou apenas um elétron, dizemos que esse é um ânion monovalente. Já no caso dos ânions S 2- e N 3-, 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

4 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 ( ) 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

5 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) N Be = A Be Z Be N B = A B Z B N Be = 9 4 N B = 10 5 N Be = 5 N B = 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

6 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, TITO, F. M. P.; CANTO, E. L.; Química na Abordagem do Cotidiano. Vol. 1. 4ª ed. São Paulo, Ed. Moderna, USBERCO,J.; SALVADOR, E.; Conecte Química. Salvador São Paulo: Editora Saraiva, 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!

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