Ion - Ion

Um ião ( / ɒ n , - ən / ) 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 elétron é igual e oposta ao (s) próton (s) carregado (s) considerado (s) positivo (s) por convenção. A carga líquida de um íon não é 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 prontamente formam compostos iônicos .

Os íons que consistem em apenas um único átomo são chamados de íons atômicos ou diatômicos , 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 espontâneas de moléculas, onde cada par gerado consiste em um elétron livre e um íon positivo. 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 .

História da descoberta

A palavra íon foi cunhada de íon grego, particípio presente neutro de ienai (grego ἰέναι) "ir" de raiz de TORTA * ei- "ir.", Cf. um cátion é algo que se move para baixo (grego kato κάτω kat-ion) e um ânion é algo que se move para cima (grego ano ἄνω, ânion). Assim chamado porque os íons se movem em direção ao eletrodo de carga oposta. Esse termo foi introduzido (após sugestão do polímata inglês William Whewell ) pelo físico e químico inglês Michael Faraday em 1834 para a espécie então desconhecida que vai de um eletrodo a outro por meio aquoso. Faraday não conhecia a natureza dessas espécies, mas sabia que, uma vez que 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.

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. 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.

Características

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 meio 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, pois 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

O átomo de hidrogênio (centro) contém um único próton e um único elétron . A remoção do elétron fornece um cátion (à esquerda), enquanto a adição de um elétron fornece um ânion (à direita). O ânion de hidrogênio, com sua nuvem de dois elétrons frouxa, tem um raio maior do que o átomo neutro, que por sua vez é muito maior do que o próton puro do cátion . O hidrogênio forma a única carga - + 1 cátion que não tem elétrons, mas mesmo os cátions que (ao contrário do hidrogênio) retêm um ou mais elétrons são ainda menores do que os átomos neutros ou moléculas dos quais são derivados.

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 (-) ( / ul n ˌ . ən / ANN -Eye-ən , da palavra grega ἄνω ( AñO ), ou seja, "para cima") 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).

UMA catião (+) ( / k ul t ˌ . ən / KAT -Eye-ən , da palavra grega κάτω ( Káto ), ou seja, "para baixo") é um ião com menor número de electrões que prótons, dando-lhe uma carga positiva.

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.

Os cátions e ânions são medidos por seu raio iônico e diferem no 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 evidente que a maior parte do espaço de um cristal é ocupada pelo ânion e que os cátions se encaixam nos espaços entre eles. "

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 e são responsáveis ​​por diversos fenômenos, desde a luminescência do Sol até a existência da ionosfera terrestre . 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 . Tanto na química inorgânica quanto na orgânica (incluindo bioquímica), a interação da água e dos íons é extremamente importante; um exemplo é a energia que leva à degradação do trifosfato de adenosina ( ATP ). As seções a seguir descrevem contextos nos quais os íons aparecem com destaque; estes são arranjados em escala física decrescente de comprimento, do astronômico ao microscópico.

Tecnologia relacionada

Os íons podem ser preparados não quimicamente usando várias fontes de íons , geralmente envolvendo alta voltagem ou temperatura. Eles são usados ​​em uma grande 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

Esquema de uma câmara de íons, mostrando a deriva de íons. Os elétrons derivam mais rápido do que os íons positivos devido à sua massa muito menor.
Efeito avalanche entre dois eletrodos. O evento de ionização original libera um elétron, e cada colisão subsequente libera um elétron adicional, então dois elétrons emergem de cada colisão: o elétron ionizante e o elétron liberado.

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.

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.

Química

Denotando o estado carregado

Notações equivalentes para um átomo de ferro (Fe) que perdeu dois elétrons, conhecido como ferroso .

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.

Mistura de numerais romanos e notações de carga para o íon uranila . O estado de oxidação do metal é mostrado como numerais romanos sobrescritos, enquanto a carga de todo o complexo é mostrada pelo símbolo do ângulo junto com a magnitude e o sinal da carga líquida.

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 está centrada formalmente em um carbono, é denominado carbocátion (se carregado positivamente) ou carbanião (se carregado 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 carregado positivamente 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. Esta transferência é geralmente impulsionada pela obtenção de configurações eletrônicas estáveis ​​("casca fechada") . 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 essa configuração estável, tornando-se um cátion de sódio no processo.

Na → Na+
+
e-

Por outro lado, um átomo de cloro , Cl, tem 7 elétrons em sua camada de valência, que está 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:

Cl +
e-
Cl-

Essa força motriz é o que faz com que o sódio e o cloro passem por uma reação química, na qual 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.

N / D+
+ Cl-
→ NaCl

Formação de íons poliatômicos e moleculares

Um mapa de potencial eletrostático do íon nitrato ( NO-
3
) A casca tridimensional representa uma única isopotencial arbitrária .

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 menor energia 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 marcadamente 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. Em geral, a energia de ionização dos metais é muito menor do que a energia de ionização dos 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. Íons de carga semelhante se repelem e íons de carga oposta se atraem. Portanto, os íons geralmente não existem por conta própria, mas se ligarão a 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 aquém de uma configuração estável. Como tal, eles têm a tendência de 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 para os outros para formar um sal .

Íons comuns

Cátions comuns
Nome comum Fórmula Nome histórico
Cátions simples
Alumínio Al 3+
Bário Ba 2+
Berílio Ser 2+
Cálcio Ca 2+
Cromo (III) Cr 3+
Cobre (I) Cu + cuproso
Cobre (II) Cu 2+ cúprico
Ouro (I) Au + áurico
Ouro (III) Au 3+ áurico
Hidrogênio H +
Ferro (II) Fe 2+ ferroso
Ferro (III) Fe 3+ férrico
Chumbo (II) Pb 2+ sangüíneo
Chumbo (IV) Pb 4+ plumbico
Lítio Li +
Magnésio Mg 2+
Manganês (II) Mn 2+ manganoso
Manganês (III) Mn 3+ mangânico
Manganês (IV) Mn 4+
Mercúrio (II) Hg 2+ mercúrico
Potássio K + Kalic
Prata Ag + argentino
Sódio Na + natric
Estrôncio Sr 2+
Estanho (II) Sn 2+ estanoso
Estanho (IV) Sn 4+ estânico
Zinco Zn 2+
Cátions poliatômicos
Amônio NH+
4
Hydronium H 3 O +
Mercúrio (I) Hg2+
2
mercuroso
Ânions comuns
Nome formal Fórmula Alt. nome
Ânions simples
Azida N-
3
Brometo Br -
Carboneto C -
Cloreto Cl -
Fluoreto F -
Hidreto H -
Iodeto Eu -
Nitreto N 3−
Fosfeto P 3−
Óxido O 2−
Sulfureto S 2−
Selenide Se 2−
Oxoanions ( íons poliatômicos )
Carbonato CO2−
3
Clorato ClO-
3
Cromato CrO2−
4
Dicromato Cr
2
O2−
7
Dihidrogenofosfato H
2
PO-
4
Carbonato de hidrogênio HCO-
3
bicarbonato
Sulfato de hidrogênio HSO-
4
bissulfato
Sulfito de hidrogênio HSO-
3
bissulfito
Hidróxido OH -
Hipoclorito ClO -
Fosfato mono-hidrogenado HPO2−
4
Nitrato NÃO-
3
Nitrito NÃO-
2
Perclorato ClO-
4
Permanganato MnO-
4
Peróxido O2−
2
Fosfato PO3−
4
Sulfato TÃO2−
4
Sulfito TÃO2−
3
Superóxido O-
2
Tiossulfato S
2
O2−
3
Silicato SiO4−
4
Metassilicato SiO2−
3
Silicato de alumínio AlSiO-
4
Ânions de ácidos orgânicos
Acetato CH
3
COO-
etanoato
Formato HCOO-
metanoato
Oxalato C
2
O2−
4
etanodioato
Cianeto CN -

Veja também

Referências