QUÍMICA GERAL

Ánion:
Um ânion é um íon com carga negativa. Eles são ametais que se ligam a metais formando a ligação iônica, quando em ligação, esses ametais, por terem alta eletronegatividade, tendem a atrair elétrons do metal com o qual está se ligando, então esse metal se transforma num cátion (carga positiva), pois perde elétrons e esse ametal se transforma num ânion(carga negativa), pois ganha elétrons.
Exemplos: nitrato (NO3-) e fluoreto (F-).
Cátion:
O cátion é um íon com carga positiva. É formado pela perda de elétrons da camada de valência de um átomo (ionização). Nesta categoria enquadram-se os metais, os elementos alcalinos e os elementos alcalino-terrosos, entre outros. Um dos catiões mais comuns é o cátion sódio; este forma compostos iónicos (sais) quando combinado com ânions (íons de carga negativa). Os compostos de sódio de maior importância industrial e comercial são:
• Cloreto de sódio - sal comum (NaCl)
• Carbonato de sódio (Na2CO3)
• Bicarbonato de sódio (NaHCO3)
• Hidróxido de sódio - soda cáustica (NaOH)
• Nitrato de sódio - salitre de Chile (NaNO3)
• Tiosulfato de sódio pentahidratado (Na2S2O3.5H2O)
• Bórax (Na2B4O7•10H2O).
Íon:
Um íon é uma espécie química eletricamente carregada, geralmente um átomo ou molécula que perdeu ou ganhou elétrons. Íons carregados negativamente são conhecidos como ânions, (que são atraídos para ânodos), enquanto íons com carga positiva são denominados como cátions (que são atraídos por cátodos).
Espécie química:
Espécie química é um nome genérico utilizado para significar qualquer uma das seguintes espécies elementares ocorrentes no Universo:
1. um átomo de qualquer elemento químico, em qualquer de suas variedades isobáricas, isotônicas ou isotópicas, em estado de equilíbrio elétrico próprio (número de prótons na região nuclear, dotados de carga elétrica unitária positiva, igual ao número de elétrons na região periférica, extra-nuclear, a eletrosfera, dotados de carga elétrica unitária negativa);
2. um átomo de qualquer elemento químico, como acima referido, ainda que em estado de desequilíbrio elétrico próprio (número de prótons diferente do número de elétrons), configurando assim um íon (também ion, ião, iônio ou ionte), a ser chamado catíon (também cátion, cation, catião, catiônio ou cationte), quando o número de prótons é maior que o número de elétrons, usualmente pela remoção destes, a resultar em carga elétrica total positiva, ou aníon (também ânion, anion, anião, aniônio ou anionte), quando o número de prótons é menor que o número de elétrons, usualmente pela adição destes, a resultar em carga elétrica total negativa). Chama-se ionização quer ao fenômeno interveniente ou processo de tal obtenção de um íon;
3. um grupo de átomos, quer constituindo uma molécula, ou radical, quer não, mas tão-somente um grupo de átomos, quer dotado de equilíbrio elétrico, quer de desequilíbrio elétrico, neste caso a configurar um grupamento iônico[1]. Tal estado alcança-se por ionização;
4. uma molécula, a definir substância química simples ou composta.
Usa-se estender o conceito de espécie química, além da referência aos elementos materiais, também aos elementos energéticos, neste caso por fazer alusão aos fótons, que vêm a ser quanta de energia.

Cátodos:
Cátodo, ou catodo, substância de carácter metálico cujas propriedades se assemelham às ligas e que possuem alta condutividade.
PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS
Propriedades periódicas dos
elementos

São aquelas cujos valores numéricos crescem ou decrescem em função do número atômico crescente.
Vejamos as principais propriedades periódicas:

Raio atômico – O raio de um átomo é uma propriedade difícil de ser determinada, pois a eletrosfera de um átomo não tem fronteira definida.

O raio atômico de um elemento depende de dois fatores:

a) Número de níveis eletrônicos (camadas): numa família, quanto maior o número atômico, maior é o raio atômico.

b) Carga nuclear (número atômico): num período, quanto maior o número atômico, menor é o raio atômico.





I ônico – Para íons isoeletrônicos (iguais números de elétrons), o de menor número atômico será o maior, pois apresenta menor atração entre o núcleo e os elétrons.

8O2- > 9F1- > 11Na1+ > 12Mg2+

Potencial de ionização – É a energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado no estado gasoso. À medida que aumenta o tamanho do átomo, aumenta a facilidade para a remoção de um elétron de valência. Portanto, quanto maior o tamanho do átomo, menor o potencial de
ionização.



Li(g)

Li+(g) + 1e- 1.ºPI = 124kcal/mol

Li+(g) Li++(g) + 1e- 2.ºPI = 1744kcal/mol

Li++(g) Li+++(g) + 1e- 3.ºPI = 2823kcal/mol

1.º PI < 2.º PI < 3.º PI <...

Eletronegatividade – É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior tendência a ganhar elétrons. Esta propriedade depende de dois fatores: número de elétrons na última camada e tamanho do átomo.


O cientista Linus Pauling propôs uma escala de valores para a eletronegatividade:


Eletropositividade – É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior tendência a perder elétrons. Evidentemente, esta propriedade é o inverso da eletronegatividade.


Raio Covalente:
Um dos métodos para se estimar o tamanho do átomo é através do raio covalente. Essa medida é calculada como a metade da distância entre dois núcleos de átomos de mesmo elemento químico ligantes.
Raio de Van der Waals:
O raio de van der Waals é o raio de uma esfera sólida imaginária empregada para representar um átomo.
Os gases reais não se comportam exatamente como prevê o modelo de um gás ideal, havendo desvios consideráveis em alguns casos. Por exemplo, os gases ideais não apresentam transição de fase líquida ou sólida, independente da redução de temperatura ou incremento de pressão aos quais estão submetidos.
Uma das modificações da lei dos gases ideais propostas é a equação de estado de van der Waals, que introduz dois parâmetros a e b obtidos experimentalmente e que dependem da natureza do gás. O fator de correção b denominado volume de exclusão, faz referência tanto ao volume próprio dos átomos, como o volume circundante onde não pode haver outros porque nessa distância predominam as forças de repulsão entre os átomos do gás ( forças de van der Waals ).
Uma vez conhecido o volume de exclusão, obtido experimentalmente para ajustar a equação de van der Waals ao comportamento real do gás, o raio r pode ser obtido através da equação:

onde:
• Na é o número de Avogadro, e
• r é o raio de van der Waals.
Número de Avogadro
Mais conhecida como constante de Avogadro. A constante de Avogadro, ou antigamente conhecida como número de Avogadro (em homenagem a Amedeo Avogadro), é uma constante física fundamental que representa um mol de entidades elementares (entidades elementares significando átomos, moléculas, íons, eletrons, outras partículas, ou grupos específicos de tais partículas).
Formalmente, a constante de Avogadro é definida como o número de átomos de carbono-12 em 12 gramas (0,012 kg) de carbono-12, o que é aproximadamente igual a 6,02 × 1023. Historicamente, o carbono-12 foi escolhido como substância de referência porque sua massa atômica podia ser medida de maneira bastante precisa.
Conhecendo-se a constante de Avogadro e a massa atômica de um elemento, é possível calcular a massa em gramas de um único átomo.
Raio iônico:
O raio iônico é, como o raio atômico, a distância entre o centro do núcleo do átomo até o elétron estável mais afastado do mesmo, porém não fazendo referência a um átomo, mas ao seu íon. É medido em picómetros { 1 pm=10-12 m ou Angstrons ( 1 Å=10-10 m )}.
No caso de cátions, a ausência de um ou vários elétrons diminui a força elétrica de repulsão mutua entre os elétrons restantes, provocando a aproximação dos mesmos entre sí e ao núcleo positivo do átomo, resultando um raio iônico menor que o atômico.
No caso dos ânions, o fenômeno é o contrário, o excesso de carga elétrica negativa obriga o afastamento dos elétrons entre sí para restabelecer o equilíbrio das forças elétricas, de modo que o raio iônico é maior que o atômico.
AFINIDADE ELETRÔNICA
Afinidade eletrônica (ou eletroafinidade), propriedade periódica, é a energia que um, e somente um átomo, em estado fundamental, no estado gasoso, libera ao "ganhar" um elétron. Essa energia liberada é representada por um ΔH, a variação de entalpia do processo. Em se tratando de processos favoráveis - onde há tendência do átomo em ganhar elétron - o processo será mais exoenergético (exotérmico), ou seja, haverá maior liberação de energia (o que implica um ΔH menor que zero). Segundo Mahan, Bruce M.; et. al.:
"A afinidade eletrônica, A, é a quantidade mínima de energia necessária para remover um elétron de um ânion, para gerar um átomo neutro.". [1]
Os processos favoráveis são aqueles em que o ganho de elétrons levará o átomo ao preenchimento da última camada eletrônica, ou ainda, levará o átomo a completar o octeto. A teoria do octeto proposta por Linus Pauling e amplamente conhecida em química diz que os átomos (representativos) mais estáveis são aqueles com oito elétrons na última camada, ou melhor, com a última camada completa, a exemplo os gases nobres.
Observando tais propriedades, desmente-se a ideia falsa de que os gases nobres (família 18) tem afinidade eletronica igual a zero. Tal conclusão equivocada pode vir da palavra "afinidade", sugerindo que átomos estáveis "não têm afinidade eletrônica". Na verdade, a afinidade eletrônica desses gases é menor em módulo, ou melhor, o processo é menos exotérmico para qualquer átomo gasoso com octeto completo. Observe que "afinidade eletrônica zero" representa um absurdo, uma vez que a admissão de um elétron por qualquer átomo necessariamente causa variação em sua energia.
A energia liberada é diretamente proporcional à energia potencial elétrica associada ao átomo e ao elétron admitido, e mostra-se inversamente proporcional ao raio atômico. Nas famílias da tabela periódica a afinidade eletrônica aumenta em módulo conforme diminui o número de camadas, ou seja, de baixo para cima. No período, a afinidade eletrônica aumenta, em módulo, conforme o número atômico aumenta: da esquerda para a direita. Os elementos que liberam maior energia ao ganhar um elétron são os halogênios, pois são os que estão mais próximos de atingir configuração eletrônica de um gás nobre. É digno de menção que o elemento 17 da tabela periódica, o cloro (Cl), é o elemento de maior afinidade eletrônica, liberando a maior das energias ao receber um elétron.(ΔH = − 349kJ / mol)