Por que li não é um íon estável

Um ião ( ) [1] é uma partícula , átomo ou molécula com uma rede de carga eléctrica .

A carga do elétron é considerada negativa por convenção. A carga negativa de um íon é igual e oposta ao (s) próton (s) carregado (s) considerado (s) positivo (s) por convenção. A carga líquida de um íon é diferente de zero devido ao seu número total de elétrons ser diferente do seu número total de prótons .

Um cátion é um íon carregado positivamente com menos elétrons do que prótons, enquanto um ânion é carregado negativamente com mais elétrons do que prótons, por causa de suas cargas elétricas opostas; cátions e ânions se atraem e rapidamente formam compostos iônicos .

Os íons que consistem em apenas um único átomo são denominados íons atômicos ou monoatômicos , enquanto dois ou mais átomos formam íons moleculares ou íons poliatômicos . No caso da ionização física em um fluido (gás ou líquido), "pares de íons" são criados por colisões de moléculas espontâneas, onde cada par gerado consiste em um elétron livre e um íon positivo. [2] Os íons também são criados por interações químicas, como a dissolução de um sal em líquidos, ou por outros meios, como a passagem de uma corrente contínua por uma solução condutora, dissolvendo um ânodo por ionização .

A palavra ion vem da palavra grega ἰόν, ion , "vai", o particípio presente de ἰέναι, ienai , "ir". Este termo foi introduzido (após uma sugestão do polímata inglês William Whewell ) [3] pelo físico e químico inglês Michael Faraday em 1834 para a espécie então desconhecida que vai de um eletrodo a outro através de um meio aquoso. [4] [5] Faraday não conhecia a natureza dessas espécies, mas sabia que, como os metais se dissolviam e entravam em uma solução em um eletrodo, um novo metal saía de uma solução no outro eletrodo; que algum tipo de substância passou pela solução em uma corrente. Isso transporta a matéria de um lugar para outro. Em correspondência com Faraday, Whewell também cunhou as palavras ânodo e cátodo , bem como ânion e cátion como íons que são atraídos para os respectivos eletrodos. [3]

Svante Arrhenius apresentou, em sua dissertação de 1884, a explicação do fato de que sais sólidos cristalinos se dissociam em partículas carregadas emparelhadas quando dissolvidos, pelo que ele ganharia o Prêmio Nobel de Química em 1903. [6] A explicação de Arrhenius foi que, ao formar uma solução, o sal se dissocia em íons de Faraday, ele propôs que os íons se formaram mesmo na ausência de uma corrente elétrica. [7] [8] [9]

Os íons em seu estado gasoso são altamente reativos e irão interagir rapidamente com os íons de carga oposta para dar moléculas neutras ou sais iônicos. Os íons também são produzidos no estado líquido ou sólido quando os sais interagem com solventes (por exemplo, água) para produzir íons solvatados , que são mais estáveis, por razões que envolvem uma combinação de mudanças de energia e entropia conforme os íons se afastam uns dos outros para interagir com o líquido. Essas espécies estabilizadas são mais comumente encontradas no ambiente em baixas temperaturas. Um exemplo comum são os íons presentes na água do mar, que são derivados de sais dissolvidos.

Como objetos carregados, os íons são atraídos por cargas elétricas opostas (positiva para negativa e vice-versa) e repelidos por cargas semelhantes. Quando eles se movem, suas trajetórias podem ser desviadas por um campo magnético .

Os elétrons, devido à sua massa menor e, portanto, às propriedades maiores de preenchimento do espaço como ondas de matéria , determinam o tamanho dos átomos e moléculas que possuem qualquer elétron. Assim, os ânions (íons carregados negativamente) são maiores do que a molécula ou átomo pai, já que o (s) elétron (s) em excesso se repelem e aumentam o tamanho físico do íon, porque seu tamanho é determinado por sua nuvem de elétrons . Os cátions são menores do que o átomo ou molécula pai correspondente devido ao tamanho menor da nuvem de elétrons. Um cátion específico (o do hidrogênio) não contém elétrons e, portanto, consiste em um único próton - muito menor do que o átomo de hidrogênio original.

Ânions e cátions

Como a carga elétrica em um próton é igual em magnitude à carga em um elétron, a carga elétrica líquida em um íon é igual ao número de prótons no íon menos o número de elétrons.

Um anião de (-) ( ), a partir do ἄνω palavra grega ( AñO ), ou seja, "para cima", [10] é um ião com mais electrões do que protões, dando-lhe uma carga líquida negativa ( uma vez que os elétrons são carregados negativamente e os prótons são carregados positivamente). [11]

Um catião (+) ( ), a partir do κάτω palavra grega ( Káto ), ou seja, "para baixo", [12] é um ião com menor número de electrões que prótons, dando-lhe uma carga positiva. [13]

Existem nomes adicionais usados ​​para íons com múltiplas cargas. Por exemplo, um íon com carga -2 é conhecido como dianião e um íon com carga +2 é conhecido como dicação . Um zwitterion é uma molécula neutra com cargas positivas e negativas em diferentes locais dentro dessa molécula. [14]

Os cátions e ânions são medidos por seu raio iônico e diferem em tamanho relativo: "Os cátions são pequenos, a maioria deles com menos de 10-10 m ( 10-8 cm) de raio. Mas a maioria dos ânions são grandes, como é o mais comum Ânion terra, oxigênio . A partir desse fato, é aparente que a maior parte do espaço de um cristal é ocupada pelo ânion e que os cátions se encaixam nos espaços entre eles. " [15]

Os termos ânion e cátion (para íons que viajam respectivamente para o ânodo e cátodo durante a eletrólise) foram introduzidos por Michael Faraday em 1834 .

Ocorrências naturais

Os íons são onipresentes na natureza [ carece de fontes? ] E são responsáveis ​​por diversos fenômenos, desde a luminescência do Sol até a existência da ionosfera da Terra . Os átomos em seu estado iônico podem ter uma cor diferente dos átomos neutros e, portanto, a absorção de luz por íons metálicos dá a cor de gemas . Em química inorgânica e orgânica (incluindo bioquímica), a interação de água e íons é extremamente importante [ carece de fontes? ] ; um exemplo é a energia que impulsiona a degradação do trifosfato de adenosina ( ATP ) [ esclarecimento necessário ] . As seções a seguir descrevem contextos nos quais os íons aparecem com destaque; estes são organizados em escala física decrescente de comprimento, do astronômico ao microscópico.

Os íons podem ser preparados não quimicamente usando várias fontes de íons , geralmente envolvendo alta voltagem ou temperatura. Eles são usados ​​em uma variedade de dispositivos, como espectrômetros de massa , espectrômetros de emissão óptica , aceleradores de partículas , implantadores de íons e motores de íons .

Como partículas reativas carregadas, elas também são usadas na purificação do ar , destruindo micróbios, e em utensílios domésticos, como detectores de fumaça .

Como a sinalização e o metabolismo nos organismos são controlados por um gradiente iônico preciso através das membranas , a interrupção desse gradiente contribui para a morte celular. Este é um mecanismo comum explorado por biocidas naturais e artificiais , incluindo os canais iônicos gramicidina e anfotericina (um fungicida ).

Os íons inorgânicos dissolvidos são um componente do total de sólidos dissolvidos , um indicador amplamente conhecido da qualidade da água .

Detecção de radiação ionizante

O efeito ionizante da radiação em um gás é amplamente utilizado para a detecção de radiação, como alfa , beta , gama e raios-X . O evento de ionização original nesses instrumentos resulta na formação de um "par de íons"; um íon positivo e um elétron livre, pelo impacto do íon pela radiação nas moléculas do gás. A câmara de ionização é o mais simples desses detectores e coleta todas as cargas criadas pela ionização direta dentro do gás por meio da aplicação de um campo elétrico. [2]

O tubo Geiger-Müller e o contador proporcional usam um fenômeno conhecido como avalanche de Townsend para multiplicar o efeito do evento ionizante original por meio de um efeito cascata em que os elétrons livres recebem energia suficiente do campo elétrico para liberar mais elétrons por impacto de íons.

Ao escrever a fórmula química para um íon, sua carga líquida é escrita em sobrescrito imediatamente após a estrutura química da molécula / átomo. A carga líquida é escrita com a magnitude antes do sinal; ou seja, um cátion duplamente carregado é indicado como 2+ em vez de +2 . No entanto, a magnitude da carga é omitida para moléculas / átomos com carga única; por exemplo, o cátion sódio é indicado como Na + e não Na 1+ .

Uma forma alternativa (e aceitável) de mostrar uma molécula / átomo com múltiplas cargas é desenhando os sinais várias vezes, o que costuma ser visto com metais de transição. Os químicos às vezes circulam o sinal; isto é meramente ornamental e não altera o significado químico. Todas as três representações de Fe2+
, Fe ++ e Fe ⊕⊕ mostrados na figura, são portanto equivalentes.

Íons monoatômicos às vezes também são denotados com algarismos romanos, particularmente na espectroscopia ; por exemplo, o Fe2+
o exemplo visto acima é referido como Fe ( II ) ou Fe II . O numeral romano designa o estado de oxidação formal de um elemento, enquanto os numerais indo-arábicos sobrescritos denotam a carga líquida. As duas notações são, portanto, trocáveis ​​por íons monoatômicos, mas os algarismos romanos não podem ser aplicados a íons poliatômicos. No entanto, é possível misturar as notações para o centro de metal individual com um complexo poliatômico, como mostrado pelo exemplo do íon uranila.

Subclasses

Se um íon contém elétrons desemparelhados , é chamado de íon radical . Assim como os radicais sem carga, os íons radicais são muito reativos. Os íons poliatômicos contendo oxigênio, como carbonato e sulfato, são chamados de oxiânions . Os íons moleculares que contêm pelo menos uma ligação carbono-hidrogênio são chamados de íons orgânicos . Se a carga em um íon orgânico estiver centrada formalmente em um carbono, ela é denominada carbocátion (se carregada positivamente) ou carbanião (se carregada negativamente).

Formação

Formação de íons monoatômicos

Os íons monoatômicos são formados pelo ganho ou perda de elétrons para a camada de valência (a camada de elétrons mais externa) em um átomo. As camadas internas de um átomo são preenchidas com elétrons fortemente ligados ao núcleo atômico com carga positiva e, portanto, não participam desse tipo de interação química. O processo de ganhar ou perder elétrons de um átomo ou molécula neutra é chamado de ionização .

Os átomos podem ser ionizados por bombardeio com radiação , mas o processo mais comum de ionização encontrado na química é a transferência de elétrons entre átomos ou moléculas. Essa transferência é geralmente conduzida pela obtenção de configurações eletrônicas estáveis ​​("shell fechado"). Os átomos ganharão ou perderão elétrons dependendo de qual ação consome menos energia.

Por exemplo, um átomo de sódio , Na, tem um único elétron em sua camada de valência, envolvendo 2 camadas internas estáveis ​​e preenchidas de 2 e 8 elétrons. Como essas camadas preenchidas são muito estáveis, um átomo de sódio tende a perder seu elétron extra e atingir esta configuração estável, tornando-se um cátion de sódio no processo

Por outro lado, um átomo de cloro , Cl, tem 7 elétrons em sua camada de valência, que é um a menos que a camada preenchida estável com 8 elétrons. Assim, um átomo de cloro tende a ganhar um elétron extra e atingir uma configuração estável de 8 elétrons, tornando-se um ânion cloreto no processo:

Essa força motriz é o que faz com que o sódio e o cloro sofram uma reação química, em que o elétron "extra" é transferido do sódio para o cloro, formando cátions de sódio e ânions cloreto. Sendo de carga oposta, esses cátions e ânions formam ligações iônicas e se combinam para formar cloreto de sódio , NaCl, mais comumente conhecido como sal de cozinha.

Formação de íons poliatômicos e moleculares

Os íons poliatômicos e moleculares são frequentemente formados pelo ganho ou perda de íons elementares, como um próton, H+
, em moléculas neutras. Por exemplo, quando a amônia , NH
3, aceita um próton, H+
- um processo chamado protonação - forma o íon amônio , NH+
4. A amônia e o amônio têm o mesmo número de elétrons essencialmente na mesma configuração eletrônica , mas o amônio tem um próton extra que lhe dá uma carga líquida positiva.

A amônia também pode perder um elétron para ganhar uma carga positiva, formando o íon NH+
3. No entanto, esse íon é instável, porque tem uma camada de valência incompleta ao redor do átomo de nitrogênio, tornando-o um íon radical muito reativo .

Devido à instabilidade dos íons radicais, os íons poliatômicos e moleculares são geralmente formados ganhando ou perdendo íons elementares, como o H+
, em vez de ganhar ou perder elétrons. Isso permite que a molécula preserve sua configuração eletrônica estável enquanto adquire uma carga elétrica.

Potencial de ionização

A energia necessária para destacar um elétron em seu estado de energia mais baixa de um átomo ou molécula de um gás com menos carga elétrica líquida é chamada de potencial de ionização ou energia de ionização . O n th energia de ionização de um átomo é a energia necessária para retirar o seu n ° de electrões, após o primeiro n - 1 electrões já tenham sido destacadas.

Cada energia de ionização sucessiva é notavelmente maior que a anterior. Aumentos particularmente grandes ocorrem depois que qualquer bloco de orbitais atômicos se esgota de elétrons. Por esse motivo, os íons tendem a se formar de maneiras que os deixam com blocos orbitais completos. Por exemplo, o sódio tem um elétron de valência em sua camada mais externa, então na forma ionizada é comumente encontrado com um elétron perdido, como Na+
. Do outro lado da tabela periódica, o cloro tem sete elétrons de valência, então na forma ionizada é comumente encontrado com um elétron ganho, como Cl-
. O césio tem a energia de ionização medida mais baixa de todos os elementos e o hélio tem a maior. [16] Em geral, a energia de ionização de metais é muito menor do que a energia de ionização de não metais , razão pela qual, em geral, os metais perderão elétrons para formar íons carregados positivamente e os não metais ganharão elétrons para formar íons carregados negativamente.

Ligação iônica

A ligação iônica é um tipo de ligação química que surge da atração mútua de íons com cargas opostas. Os íons de carga semelhante se repelem e os íons de carga oposta se atraem. Portanto, os íons geralmente não existem por conta própria, mas se ligarão aos íons de carga oposta para formar uma rede de cristal . O composto resultante é chamado de composto iônico , e é dito que é mantido unido por ligação iônica . Em compostos iônicos, surgem distâncias características entre vizinhos de íons a partir dos quais a extensão espacial e o raio iônico de íons individuais podem ser derivados.

O tipo mais comum de ligação iônica é visto em compostos de metais e não metais (exceto gases nobres , que raramente formam compostos químicos). Os metais são caracterizados por terem um pequeno número de elétrons em excesso de uma configuração eletrônica estável e de casca fechada. Como tal, eles têm a tendência de perder esses elétrons extras para atingir uma configuração estável. Esta propriedade é conhecida como eletropositividade . Os não-metais, por outro lado, são caracterizados por terem uma configuração eletrônica com apenas alguns elétrons a menos que uma configuração estável. Como tal, eles tendem a ganhar mais elétrons para atingir uma configuração estável. Essa tendência é conhecida como eletronegatividade . Quando um metal altamente eletropositivo é combinado com um não metal altamente eletronegativo, os elétrons extras dos átomos de metal são transferidos para os átomos não metálicos com deficiência de elétrons. Esta reação produz cátions metálicos e ânions não metálicos, que são atraídos uns aos outros para formar um sal .

Íons comuns

• Ionizador de ar
• aurora
• Eletrólito
• Detectores de ionização gasosa
• Ioliomics
• Feixe de íons
• Troca iônica
• Radiação ionizante
• Parando o poder das partículas de radiação

1. ^ Entrada "Íon" no Dicionário de Inglês Collins .
2. ^ a b c Knoll, Glenn F (1999). Detecção e medição de radiação (3ª ed.). Nova York: Wiley. ISBN 978-0-471-07338-3.
3. ^ a b Frank AJL James, ed. (1991). The Correspondence of Michael Faraday, Vol. 2: 1832-1840 . p. 183. ISBN 9780863412493.
4. ^ Michael Faraday (1791-1867) . Reino Unido: BBC .
5. ^ "Dicionário online de etimologia" . Página visitada em 07-01-2011 .
6. ^ "O Prêmio Nobel de Química 1903" . www.nobelprize.org .
7. ^ Harris, William; Levey, Judith, eds. (1976). The New Columbia Encyclopedia (4ª ed.). Nova York: Columbia University . p. 155 . ISBN 978-0-231-03572-9.
8. ^ Goetz, Philip W. (1992). McHenry, Charles (ed.). The New Encyclopædia Britannica . Chicago: Encyclopaedia Britannica Inc . 1 (15 ed.). Chicago: Encyclopædia Britannica, Inc. p. 587. bibcode : 1991neb..book ..... G . ISBN 978-0-85229-553-3.
9. ^ Cillispie, Charles, ed. (1970). Dicionário de biografia científica (1 ed.). Cidade de Nova York: Charles Scribner's Sons . pp. 296-302. ISBN 978-0-684-10112-5.
10. ^ Oxford University Press (2013). "Oxford Reference: OVERVIEW anion" . oxfordreference.com.
11. ^ University of Colorado Boulder (21 de novembro de 2013). "Átomos e elementos, isótopos e íons" . colorado.edu.
12. ^ Oxford University Press (2013). "Oxford Reference: OVERVIEW catation" . oxfordreference.com.
13. ^ Douglas W. Haywick, Ph.D.; University of South Alabama (2007–2008). "Elemental Chemistry" (PDF) . usouthal.edu.
14. ^ Purdue University (21 de novembro de 2013). "Aminoácidos" . purdue.edu.
15. ^ Frank Press & Raymond Siever (1986) Earth , 14ª edição, p. 63, WH Freeman and CompanyISBN  0-7167-1743-3
16. ^ Elementos químicos listados por energia de ionização . Lenntech.com
17. ^ a b c "Íons comuns e suas cargas" (PDF) . Science Geek .