Exercícios: Estabilidade de átomos e iões

Na natureza quase não se encontram átomos isolados: à exceção dos gases nobres, os elementos apresentam-se sob a forma de compostos ou metais.

1. a) Explica o que significa um átomo ser «estável» e o que ganham os átomos ao ligarem-se uns aos outros.
2. b) O que acontece à energia do conjunto quando os átomos formam uma ligação? Aumenta ou diminui?

A regra do octeto orienta a química da maioria dos elementos.

1. a) Enuncia-a por palavras tuas.
2. b) A que eletrões do átomo se refere?
3. c) Que configuração atingem os átomos quando a cumprem? Dá um exemplo de um elemento que já a possua naturalmente.

O néon ($Z = 10$) é utilizado nos anúncios luminosos porque é um gás completamente inerte: não reage com nada.

1. a) Escreve a configuração eletrónica do néon.
2. b) Quantos eletrões tem na última camada?
3. c) Explica, a partir dessa configuração, por que razão os gases nobres não formam compostos em condições normais.

Um elemento tem a configuração eletrónica $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^4$.

1. a) Qual é o seu número atómico e de que elemento se trata?
2. b) Quantos eletrões de valência tem?
3. c) Quantos eletrões lhe faltam para completar o octeto?

Quando o sódio se combina com o cloro, cada átomo de sódio cede um eletrão e transforma-se no ião $\text{Na}^+$. O esquema representa a perda do eletrão.

1. a) Define o que é um catião e o que é um anião.
2. b) Indica o sinal da carga de cada tipo de ião.
3. c) O ião $\text{Na}^+$ é um catião ou um anião? Justifica a resposta.

O magnésio ($Z = 12$) reage perdendo eletrões e formando o ião $\text{Mg}^{2+}$.

1. a) Quantos eletrões perde cada átomo de magnésio?
2. b) Quantos eletrões tem no total o ião formado?
3. c) Escreve o processo sob a forma de uma semiequação: $\text{Mg} \rightarrow \text{Mg}^{2+} + \ldots$ (completa o número de eletrões libertados).

O cloro ($Z = 17$) da água das piscinas atua como desinfetante e, ao reagir, cada átomo ganha um eletrão, formando o ião $\text{Cl}^{-}$.

1. a) Quantos eletrões tem o ião cloreto?
2. b) É um catião ou um anião?
3. c) Qual é a sua carga elétrica líquida? Justifica contando protões e eletrões.

Uma partícula contém $12$ protões e $10$ eletrões.

1. a) Calcula a sua carga líquida.
2. b) É um átomo neutro, um catião ou um anião?
3. c) Identifica o elemento e escreve o símbolo do ião.

O cloro ($Z = 17$) e o árgon ($Z = 18$) são vizinhos na tabela periódica.

1. a) Escreve a configuração eletrónica do átomo de cloro e a do ião $\text{Cl}^{-}$.
2. b) Compara a configuração do ião cloreto com a do átomo de árgon: o que observas?
3. c) Explica, usando esse resultado, por que razão o cloro tende a ganhar um eletrão quando reage.

O alumínio ($Z = 13$) das latas de refrigerante e o enxofre ($Z = 16$) presente nos fósforos são elementos muito distintos, mas ambos formam iões estáveis.

1. a) Escreve a configuração eletrónica de cada átomo.
2. b) Prevê o ião mais estável que cada um formará aplicando a regra do octeto.
3. c) Escreve a configuração de cada ião e refere o gás nobre cuja configuração reproduz.

Estas espécies parecem muito distintas: $\text{N}^{3-}$, $\text{O}^{2-}$, $\text{F}^{-}$, $\text{Na}^{+}$, $\text{Mg}^{2+}$ e $\text{Al}^{3+}$. Dados: $Z(\text{N}) = 7$, $Z(\text{O}) = 8$, $Z(\text{F}) = 9$, $Z(\text{Na}) = 11$, $Z(\text{Mg}) = 12$, $Z(\text{Al}) = 13$.

1. a) Calcula o número de eletrões de cada espécie.
2. b) O que têm em comum todas elas?
3. c) Explica o que significa serem isoeletrónicas e indica com que gás nobre o são.

Um ião $\text{X}^{2-}$ tem $18$ eletrões.

1. a) Quantos eletrões tem o átomo neutro do qual provém?
2. b) Qual é o seu número atómico? Identifica o elemento.
3. c) Escreve a configuração eletrónica do átomo e a do ião.

Para abreviar as configurações usa-se a notação do gás nobre: a do potássio ($Z = 19$) escreve-se $[\text{Ar}]\ 4s^1$.

1. a) Escreve a sua configuração eletrónica completa, sem abreviar.
2. b) Quantos eletrões de valência tem o potássio?
3. c) Que ião formará com maior facilidade? Escreve a sua configuração e explica por que razão é especialmente estável.

Os diagramas de Lewis representam os eletrões de valência como pontos em redor do símbolo do elemento.

1. a) Indica quantos eletrões de valência têm o sódio ($Z = 11$), o magnésio ($Z = 12$), o oxigénio ($Z = 8$) e o cloro ($Z = 17$).
2. b) Desenha no teu caderno o diagrama de Lewis de cada um dos quatro átomos.
3. c) Quantos eletrões desemparelhados tem cada átomo? Relaciona esse facto com o número de ligações que cada elemento costuma formar.

Podes fazê-lo em papel e enviar uma fotografia com a tua resposta.

Ao converter-se num ião, um átomo muda de tamanho: o raio do átomo de sódio é $186\ \text{pm}$ e o do ião $\text{Na}^{+}$, $102\ \text{pm}$; o do átomo de cloro é $99\ \text{pm}$ e o do ião $\text{Cl}^{-}$, $181\ \text{pm}$. Os quatro tamanhos são comparados à escala na figura.

1. a) Escreve as configurações eletrónicas dos dois átomos e dos dois iões.
2. b) Explica por que razão o catião é muito mais pequeno do que o átomo do qual provém.
3. c) Explica por que razão o anião é muito maior do que o respetivo átomo.

O cálcio ($Z = 20$), presente nos ossos e nos produtos lácteos, forma sempre o ião $\text{Ca}^{2+}$; nunca surge como $\text{Ca}^{+}$ nem como $\text{Ca}^{3+}$.

1. a) Escreve a configuração eletrónica do átomo de cálcio.
2. b) Escreve as configurações que teriam os iões $\text{Ca}^{+}$, $\text{Ca}^{2+}$ e $\text{Ca}^{3+}$.
3. c) Usando a regra do octeto, justifica por que razão apenas o ião $\text{Ca}^{2+}$ é estável.

Estas são as energias necessárias para remover eletrões sucessivos de um átomo de magnésio ($Z = 12$): $E_1 = 738\ \text{kJ/mol}$, $E_2 = 1451\ \text{kJ/mol}$ e $E_3 = 7733\ \text{kJ/mol}$. A figura representa as três energias.

1. a) Identifica entre que ionizações ocorre o grande salto e justifica-o usando a configuração eletrónica do magnésio.
2. b) Explica por que razão o magnésio forma o ião $\text{Mg}^{2+}$ e nunca o $\text{Mg}^{3+}$ nos seus compostos.
3. c) Prevê, fundamentando com as respetivas configurações, entre que ionizações surgirá o grande salto no sódio ($Z = 11$) e no alumínio ($Z = 13$).

As espécies $\text{O}^{2-}$, $\text{F}^{-}$, $\text{Na}^{+}$ e $\text{Mg}^{2+}$ têm todas $10$ eletrões, mas os seus raios são $140\ \text{pm}$, $133\ \text{pm}$, $102\ \text{pm}$ e $72\ \text{pm}$, respetivamente. A figura compara os quatro raios à escala.

1. a) Explica por que razão, para o mesmo número de eletrões, o tamanho da espécie depende do número de protões do núcleo.
2. b) Ordena as quatro espécies por ordem decrescente de raio e relaciona essa ordem com o respetivo número atómico.
3. c) Sem outros dados, prevê qual terá maior raio entre o ião $\text{N}^{3-}$ e o ião $\text{Al}^{3+}$, e justifica a tua previsão.

Um ião $\text{M}^{3+}$ tem $10$ eletrões.

1. a) Determina o número atómico do elemento e identifica-o.
2. b) Escreve a configuração eletrónica do átomo neutro e a do ião.
3. c) Com que gás nobre é isoeletrónico o ião?
4. d) Fundamenta por que razão este elemento perde $3$ eletrões em vez de ganhar $5$ para completar o octeto.

O elemento X tem número atómico $Z = 12$ e o elemento Y, $Z = 17$.

1. a) Escreve as suas configurações eletrónicas e prevê o ião estável que cada um formará.
2. b) Deduz a fórmula do composto iónico formado por X e Y, tendo em conta que o conjunto deve ser eletricamente neutro.
3. c) Escreve a configuração de cada ião do composto e indica com que gases nobres são isoeletrónicos.

A regra do octeto tem exceções conhecidas: no $\text{BeCl}_2$ o berílio fica apenas com $4$ eletrões em seu redor, e no $\text{BF}_3$ o boro, com $6$.

1. a) Desenha no teu caderno os diagramas de Lewis de ambas as moléculas.
2. b) Explica o que significa o berílio e o boro apresentarem um «octeto incompleto».
3. c) No $\text{PCl}_5$ o fósforo está rodeado por $10$ eletrões («octeto expandido»): comenta por que razão a regra do octeto continua a ser um guia útil embora não seja uma lei rigorosa.

Podes fazê-lo em papel e enviar uma fotografia com a tua resposta.

O hidrogénio é um caso especial: pode perder o seu eletrão e ficar como $\text{H}^{+}$, ganhar um e formar o ião hidreto $\text{H}^{-}$, ou partilhá-lo, como na molécula $\text{H}_2$.

1. a) Escreve a configuração eletrónica das três espécies.
2. b) Com que gás nobre é isoeletrónico o ião $\text{H}^{-}$? Explica por que razão, para o hidrogénio, a regra do octeto se converte numa «regra do dueto».
3. c) O hidreto de sódio, $\text{NaH}$, é usado nos laboratórios como reagente: justifica, com base nas configurações do sódio ($Z = 11$) e do hidrogénio, que seja formado pelos iões $\text{Na}^{+}$ e $\text{H}^{-}$.

Remover um eletrão de um átomo de néon custa $2081\ \text{kJ/mol}$, mas removê-lo do ião $\text{Na}^{+}$, que tem exatamente a mesma configuração eletrónica, custa $4562\ \text{kJ/mol}$. Em contrapartida, para o átomo de sódio neutro custa apenas $496\ \text{kJ/mol}$ perder o seu eletrão $3s$. A figura compara as três energias de ionização.

1. a) Explica por que razão é mais difícil ionizar o $\text{Na}^{+}$ do que o $\text{Ne}$, tendo ambos os mesmos eletrões.
2. b) Usando os dados, fundamenta por que razão o sódio forma facilmente o ião $\text{Na}^{+}$ mas nunca surge como $\text{Na}^{2+}$ nos compostos químicos.
3. c) Relaciona as tuas respostas com a ideia de estabilidade da configuração de gás nobre.

Composição: «A estabilidade move os átomos».

1. a) Usando as configurações eletrónicas do sódio ($Z = 11$), do magnésio ($Z = 12$), do oxigénio ($Z = 8$) e do cloro ($Z = 17$), explica que ião forma cada elemento e porquê.
2. b) Deduz a fórmula dos compostos $\text{NaCl}$, $\text{MgO}$ e $\text{MgCl}_2$ a partir da neutralidade elétrica do conjunto.
3. c) Conclui explicando que papel desempenha a configuração de gás nobre em todo o processo de formação de iões.