Introdução à Química

Terms

• caçãoUm ião com carga positiva, em oposição a um anião.
• ionizaçãoUm processo que leva à dissociação de um átomo neutro ou molécula em partículas carregadas (iões).
• anionUm ião carregado negativamente, em oposição a um catião

Cações e Aniões formam-se a partir de átomos neutros

Todos os átomos no seu estado de terra são descarregados. Tem, de acordo com o seu número atómico, o mesmo número de prótons e electrões. Os electrões são bastante lábil, no entanto, e um átomo irá muitas vezes ganhá-los ou perdê-los, dependendo da sua electronegatividade. A força motriz para tal ganho ou perda de electrões é o estado energeticamente óptimo de ter uma concha de electrões de valência total (mais externa). Em tal estado, o átomo carregado resultante tem a configuração electrónica de um gás nobre.

Adição de um electrão irá perturbar o equilíbrio protão-electrão e deixar o átomo carregado negativamente. A remoção de um electrão, pelo contrário, deixará o átomo carregado positivamente. Estes átomos carregados são conhecidos como iões.

Formação de iões monatómicos

Iões monatómicos são formados pela adição ou remoção de electrões da concha de valência de um átomo. As conchas internas de um átomo são preenchidas com electrões que estão firmemente ligados ao núcleo atómico com carga positiva e, por isso, não participam neste tipo de interacção química, mas a concha de valência pode ser muito reactiva dependendo do átomo e da sua configuração electrónica. O processo de ganhar ou perder electrões de um átomo neutro ou molécula chama-se ionização.

Os átomos podem ser ionizados por bombardeamento com radiação, mas o processo mais puramente químico de ionização é a transferência de electrões entre átomos ou moléculas. Esta transferência é impulsionada pela estabilização que se obtém através da obtenção de configurações electrónicas estáveis (de concha completa). Os átomos ganharão ou perderão electrões, dependendo de qual a acção que consumir menos energia.

Por exemplo, o elemento sódio (Na) do Grupo 1 tem um único electrão na sua concha de valência, com conchas cheias de 2 e 8 electrões por baixo. A remoção deste único electrão deixa o sódio estável: A sua casca mais exterior contém agora oito electrões, dando ao sódio a configuração de néon do electrão. Tendo ganho uma carga positiva, o ião de sódio é chamado catião. A ionização do sódio pode ser quimicamente ilustrada da seguinte forma:

Na → Na+ + e-

Sódio poderia ganhar electrões, mas seriam necessários mais sete para se obter uma concha de valência completa. Remover um electrão é muito mais fácil do que ganhar sete, e assim o sódio conseguirá em cada cenário químico o seu octeto tornando-se um catião.

Por outro lado, um átomo de cloro (Cl) tem sete electrões na sua concha de valência, o que é uma falta de uma concha estável e cheia com 8 electrões. Assim, um átomo de cloro tende a ganhar um electrão extra e atingir uma configuração estável de 8-electrões (o mesmo que o de árgon), tornando-se um anião cloreto negativo no processo:

Cl + e- → Cl-

Combinando a propensão do sódio para perder um electrão e do cloreto para ganhar um electrão, observamos uma reactividade complementar. Quando combinados, os átomos não carregados podem trocar electrões e, ao fazê-lo, obter conchas de valência completas. Os iões resultantes colam-se devido a ligações iónicas (cargas opostas atraem), deixando uma estrutura de malha cristalina de NaCl, mais vulgarmente conhecida como sal de rocha. A reacção é a seguinte:

Na+ + Cl- → NaCl

Iões Poliatómicos e Moleculares

Ionização não está limitada a átomos individuais; os iões poliatómicos também podem ser formados. Os iões poliatómicos e moleculares são muitas vezes criados pela adição ou remoção de iões elementares, como o H+, em moléculas neutras. Por exemplo, quando o amoníaco, NH3, aceita um próton, H+, este forma o ião amónio, NH4+. O amoníaco e o amónio têm o mesmo número de electrões essencialmente na mesma configuração electrónica, mas o amónio tem um protão extra (o H+) que lhe dá uma carga líquida positiva.

Notação química

Ao escrever a fórmula química para um ião, a sua carga líquida é escrita em sobrescrito imediatamente após a estrutura química para a molécula ou átomo. A carga líquida é escrita com a magnitude antes do sinal, ou seja, um catião duplamente carregado é indicado como 2+ em vez de +2. Contudo, a magnitude da carga é omitida para moléculas ou átomos carregados individualmente; por exemplo, o catião de sódio é indicado como Na+ e não Na1+.

Uma forma alternativa de mostrar uma molécula ou átomo com cargas múltiplas é desenhando os sinais várias vezes; isto é frequentemente visto com metais de transição. Os químicos por vezes fazem um círculo em torno do signo; isto é meramente ornamental e não altera o significado químico. Um átomo de ferro com duas cargas positivas também pode ser expresso como Fe2+ ou Fe+++.

No caso dos metais de transição, os estados de oxidação podem ser especificados com números romanos; por exemplo, Fe2+ é ocasionalmente referido como Fe(II) ou FeII. O numeral romano designa o estado de oxidação formal de um elemento, enquanto que os numerais sobrescritos designam a carga líquida. As duas notações são portanto permutáveis por iões monatómicos, mas os algarismos romanos não podem ser aplicados a iões poliatómicos. Contudo, é possível misturar as notações do centro metálico individual com um complexo poliatómico, como demonstrado usando o ião uranílico (UO2) como exemplo.

De notar que é possível remover muitos electrões de um átomo. A energia necessária para o fazer pode ser registada num sucessivo diagrama de energia de ionização.