Átomos, elementos e compostos

Todas as substâncias são feitas de cerca de 100 blocos construtivos simples. Saber como eles estão ligados permite classificar toda substância em um de três grupos.

• Um elemento é uma substância composta por apenas um tipo de átomo. Você não pode dividi-lo em algo mais simples por meio de uma reação química. Exemplos: cobre, oxigênio, carbono.
• Um composto é dois ou mais elementos quimicamente ligados (ligados) juntos. Os átomos estão ligados em uma proporção fixa. Exemplos: água, dióxido de carbono. Um composto possui propriedades diferentes dos elementos que o compõem.
• Uma mistura é duas ou mais substâncias que estão apenas misturadas, não quimicamente ligadas. As partes mantêm suas próprias propriedades e podem ser separadas por métodos físicos. Exemplo: ar.

A diferença chave: em um composto, os elementos estão ligados e só podem ser separados por reações químicas; em uma mistura, eles não estão ligados e são fáceis de separar.

Dentro do átomo

Todo átomo possui um centro pequeno e denso chamado núcleo. Ao redor dele, elétrons movem-se em camadas (níveis de energia). O núcleo contém prótons e geralmente nêutrons. O núcleo comum do hidrogênio-1 tem um próton e nenhum nêutron.

Cada partícula possui uma massa relativa e uma carga relativa. Você deve memorizar esses valores:

Um átomo não possui carga líquida porque tem números iguais de prótons ($+1$ cada) e elétrons ($-1$ cada).

Número atômico e número de massa

Dois números descrevem um átomo:

• O número atômico (também chamado de número protônico) é o número de prótons no núcleo. Ele indica qual elemento o átomo representa.
• O número de massa (também chamado de número nucleônico) é o total de prótons e nêutrons no núcleo.

Então o número de nêutrons $=$ número de massa $-$ número atômico.

Os dois números são escritos junto ao símbolo: o número de massa no canto superior esquerdo e o número de prótons no canto inferior esquerdo, como em $^{23}_{11}\text{Na}$.

Exemplo resolvido. Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons em $^{27}_{13}\text{Al}$, $^{27}_{13}\text{Al}^{3+}$ e $^{32}_{16}\text{S}^{2-}$.

Uma carga positiva significa que elétrons foram perdidos, portanto subtraia; uma carga negativa significa que elétrons foram ganhos, portanto adicione. Os números de prótons e nêutrons nunca mudam quando um íon se forma.

Configuração eletrônica

Os elétrons preenchem as camadas do interior para o exterior. A primeira camada suporta até 2 elétrons; as camadas seguintes suportam até 8 cada (para os primeiros 20 elementos). A configuração eletrônica lista quantos elétrons há em cada camada, começando pela mais interna.

Por exemplo, um átomo com 13 elétrons tem a configuração $2,8,3$. Sódio (número atômico 11) é $2,8,1$. Cálcio (número atômico 20) é $2,8,8,2$.

A configuração relaciona-se à Tabela Periódica:

• O número de um Grupo (Grupos I a VII) equivale ao número de elétrons na camada externa. Assim, $2,8,1$ está no Grupo I.
• O número de um Período equivale ao número de camadas que contêm elétrons. Portanto, $2,8,1$ possui três camadas, situando-se no Período 3.
• Os gases nobres no Grupo VIII (ou 0) possuem a camada externa completa, o que os torna muito pouco reativos.

Isótopos são átomos do mesmo elemento com o mesmo número de prótons, mas diferente número de nêutrons. Como o número atômico é igual, pertencem ao mesmo elemento. Como o número de nêutrons difere, possuem números de massa distintos.

Você escreve um átomo com seu número de massa em cima e número atômico embaixo, como $^{12}_{6}\text{C}$. Para um íon, você adiciona a carga, como $^{35}_{17}\text{Cl}^{-}$.

Isótopos de um elemento possuem propriedades químicas iguais. Isso ocorre porque reações químicas envolvem apenas elétrons, e isótopos têm o mesmo número de elétrons e a mesma configuração eletrônica. (Os nêutrons extras alteram apenas a massa.)

Calculando a massa atômica relativa

A massa atômica relativa ($A_r$) de um elemento é a massa média de seus átomos, considerando a frequência de cada isótopo. A abundância é a porcentagem de cada isótopo.

Por exemplo, o cloro é 75% $^{35}\text{Cl}$ e 25% $^{37}\text{Cl}$:

Exemplo resolvido. O boro possui dois isótopos, $^{10}\text{B}$ e $^{11}\text{B}$, e sua $A_r$ é 10,8. Encontre a porcentagem de cada um. Seja a abundância de $^{11}\text{B}$ igual a $x$, então a abundância de $^{10}\text{B}$ será $(100 - x)$. Assim,

logo $11x + 1000 - 10x = 1080$, resultando em $x = 80$. O boro é 80% $^{11}\text{B}$ e 20% $^{10}\text{B}$. Verifique com o bom senso: 10,8 está mais próximo de 11, portanto o isótopo mais pesado deve ser o mais abundante. Se sua resposta atribuir a maioria ao isótopo mais distante de $A_r$, você os inverteu.

Um íon é um átomo (ou grupo de átomos) que perdeu ou ganhou elétrons, adquirindo carga elétrica.

• Um átomo metálico perde elétrons para formar um íon positivo, chamado ** cátion**.
• Um átomo não metálico ganha elétrons para formar um íon negativo, chamado ânion.

Os átomos fazem isso para obter uma camada externa completa, como a de um gás nobre. Assim, a carga do íon decorre do grupo:

Os metais perdem seus elétrons externos; os ametais ganham elétrons suficientes para completar a camada. O nome de um íon negativo de um elemento termina em -eto ou -ido: cloreto, óxido, sulfeto, nitreto.

Como se forma uma ligação iônica

Uma ligação iônica é uma forte atração eletrostática entre íons de cargas opostas (um íon $+$ e um íon $-$ atraem-se mutuamente).

Muitos compostos iônicos comuns formam-se a partir de um metal e um não-metal. Pegue o cloreto de sódio, $\text{NaCl}$. O sódio ($2,8,1$) cede seu único elétron externo ao cloro ($2,8,7$). Agora o sódio é $\text{Na}^{+}$ ($2,8$) e o cloro é $\text{Cl}^{-}$ ($2,8,8$). Ambos têm camadas externas completas, e as cargas opostas se atraem.

Você pode representar isso com um diagrama ponto-e-x: desenhe os elétrons da camada externa de cada átomo como pontos para um elemento e cruzes para o outro, mostrando depois o elétron se movendo do metal para o ametal.

(Suplemento) Outros metais e ametais. No óxido de magnésio, o magnésio ($2,8,2$) fornece dois elétrons ao oxigênio ($2,6$), formando $\text{Mg}^{2+}$ ($2,8$) e $\text{O}^{2-}$ ($2,8$). Quando os números de elétrons não correspondem, mais de um átomo de um elemento participa: no cloreto de magnésio, um átomo de magnésio fornece um elétron a cada um de dois átomos de cloro, portanto a fórmula é $\text{MgCl}_2$.

Exemplo resolvido (a fórmula de um composto iônico). Determine as fórmulas do sulfeto de potássio e do óxido de alumínio. A carga positiva total deve ser igual à carga negativa total.

• Sulfeto de potássio: $\text{K}^+$ e $\text{S}^{2-}$. Dois íons $\text{K}^+$ equilibram um íon $\text{S}^{2-}$: $\text{K}_2\text{S}$.
• Óxido de alumínio: $\text{Al}^{3+}$ e $\text{O}^{2-}$. O menor número divisível por ambas as cargas é $6$: dois íons $\text{Al}^{3+}$ fornecem $+6$ e três íons $\text{O}^{2-}$ fornecem $-6$, portanto a fórmula é $\text{Al}_2\text{O}_3$.

Em um diagrama de pontos e cruzes do óxido de alumínio, você desenharia dois íons de alumínio, cada um $[2,8]^{3+}$, e três íons óxido, cada um $[2,8]^{2-}$ com sua camada externa de oito elétrons mostrada entre colchetes. Deixe as cargas fora da própria fórmula: $\text{Al}_2\text{O}_3$, não $\text{Al}^{3+}_2\text{O}^{2-}_3$.

Estrutura e propriedades de compostos iônicos

Um composto iônico não é formado por moléculas separadas. Os íons organizam-se num retículo gigante — um padrão regular de imensos números de íons positivos e negativos alternados.

Essa estrutura explica as propriedades:

Uma ligação covalente forma-se quando dois átomos compartilham um par de elétrons. Nos exemplos aqui, o compartilhamento dá aos átomos camadas externas completas (configurações de gases nobres). Ligações covalentes formam-se entre átomos de não-metais.

Algumas moléculas para saber:

• $\text{H}_2$ — dois átomos de hidrogênio compartilham um par de elétrons (uma ligação simples).
• $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$ — cada um compartilha um par de elétrons.
• $\text{H}_2\text{O}$ — o oxigênio compartilha um par com cada um dos dois átomos de hidrogênio.
• $\text{NH}_3$ — o nitrogênio compartilha um par com cada um dos três átomos de hidrogênio.
• $\text{CH}_4$ — o carbono compartilha um par com cada um dos quatro átomos de hidrogênio.
• $\text{O}_2$ e $\text{CO}_2$ possuem ligações duplas (dois pares compartilhados); $\text{N}_2$ tem uma ligação tripla (três pares compartilhados); $\text{C}_2\text{H}_4$ e $\text{CH}_3\text{OH}$ também usam pares compartilhados.

Em um diagrama ponto-e-x para uma molécula, desenhamos os elétrons externos de cada átomo e mostramos quais pares são compartilhados na sobreposição entre os átomos.

Exemplo resolvido. Quantas ligações covalentes cada átomo forma e qual é a fórmula do composto de fósforo e hidrogênio? Um átomo de ametal compartilha elétrons suficientes para completar sua camada externa: o carbono (4 elétrons externos) forma 4 ligações, o nitrogênio e o fósforo (5) formam 3, o oxigênio e o enxofre (6) formam 2, o hidrogênio e os halogênios formam 1. Assim, o fósforo forma três ligações, cada uma com um átomo de hidrogênio: $\text{PH}_3$, com a mesma forma de ligação que $\text{NH}_3$. Em seu diagrama de pontos e cruzes, o fósforo tem três pares compartilhados e um par não compartilhado, totalizando oito elétrons em sua camada externa.

Propriedades de compostos moleculares simples

Essas substâncias são formadas por moléculas pequenas e separadas.

• Possuem baixos pontos de fusão e ebulição. As ligações covalentes dentro de cada molécula são fortes, mas as forças intermoleculares (as forças entre uma molécula e outra) são fracas, exigindo pouca energia para separá-las.
• São maus condutores de eletricidade, pois as moléculas não possuem carga líquida e nem elétrons livres ou íons para transportar carga.

Alguns compostos covalentes não são pequenas moléculas. Em vez disso, milhões de átomos estão ligados por ligações covalentes a uma única estrutura covalente gigante. As duas que você deve conhecer são ambas as formas do carbono.

Diamante: cada átomo de carbono está ligado a outros quatro átomos de carbono. Isso cria uma rede muito forte e rígida 3-D. O diamante é extremamente duro, por isso é usado em ferramentas de corte.

Grafite: cada átomo de carbono está ligado a apenas três outros, formando camadas planas. Existem forças fracas entre as camadas, permitindo que elas deslizem umas sobre as outras — o que torna o grafite um bom lubrificante. O quarto elétron externo de cada átomo de carbono é livre; esses elétrons deslocalizados podem se mover, fazendo com que o grafite conduza eletricidade e seja usado como eletrodo.

Óxido de silício(IV) ($\text{SiO}_2$) possui estrutura covalente gigante como o diamante, sendo também muito duro e tendo ponto de fusão muito alto.

Um metal é uma estrutura gigante de íons positivos rodeada por um 'mar' de elétrons deslocalizados livres para se mover por todo o metal. A ligação metálica é a forte atração eletrostática entre esses íons positivos e o mar de elétrons.

Isso explica duas propriedades fundamentais dos metais:

• Boa condutividade elétrica: os elétrons deslocalizados são livres para se mover e transportar carga pelo metal.
• Maleabilidade (pode ser martelado em chapas) e ductilidade (pode ser esticado em fios): as camadas de íons positivos podem deslizar umas sobre as outras sem romper a ligação metálica, fazendo com que o metal mude de forma em vez de quebrar.

Erros comuns.

• Dizer que uma substância molecular simples funde-se facilmente porque suas ligações covalentes são fracas. As ligações covalentes dentro de cada molécula são fortes; são as forças intermoleculares entre as moléculas que são fracas e são vencidas.
• Dizer que o cloreto de sódio sólido não conduz porque não tem íons, ou dizer que o cloreto de sódio fundido conduz movendo elétrons. Sempre há íons; quando fundido ou aquoso, os íons estão livres para mover-se e transportar a carga.
• Chamar uma rede de íons $\text{Na}^{+}$ e $\text{Cl}^{-}$ de “moléculas de NaCl”. Um composto iônico não tem moléculas; é uma rede gigante de íons.
• Dizer que o grafite conduz porque suas camadas deslizam. Ele conduz porque cada carbono tem um eletrón deslocalizado que pode se mover; o deslizamento das camadas explica por que ele é macio e escorregadio.
• Desenhar um átomo metálico ganhando elétrons. Metais perdem elétrons para formar íons positivos; ametais ganham elétrons.
• Dizer que isótopos têm números diferentes de prótons ou elétrons. Isótopos diferem apenas no número de nêutrons.

• Número de nêutrons = número de massa − número de prótons. O número de prótons é o que determina a qual elemento um átomo pertence.
• Isótopos possuem as mesmas propriedades químicas porque reações envolvem apenas elétrons, e isótopos compartilham a mesma configuração eletrônica; apenas a massa difere.
• Correspondência entre estrutura e propriedades: iônico = retículo gigante (alto ponto de fusão; conduz apenas fundido ou em solução aquosa); molecular simples = forças fracas entre moléculas (baixo ponto de fusão; não conduz); covalente gigante = muito duro, ponto de fusão muito alto.
• Grafite conduz e é deslizante (um elétron livre por carbono; camadas deslizam); diamante não faz nenhum dos dois (todos os quatro elétrons ligados, sendo duro e não condutor). Metais conduzem e dobram graças ao mar de elétrons deslocalizados.
• Para a massa atômica relativa, calcule a média ponderada: $A_r = \dfrac{\sum(\text{isotope mass} \times \text{abundance})}{100}$.