O capítulo anterior disse que tudo é feito de átomos. Este os abre. Um átomo é um núcleo minúsculo, pesado e positivo, com elétrons em volta, e três números dizem quase tudo o que a química precisa: quantos prótons, quantos nêutrons, quantos elétrons. Os prótons decidem qual é o elemento, os nêutrons qual é o isótopo, e os elétrons se é um átomo neutro ou um íon. No fim você também vai saber por que a tabela periódica diz que o cloro pesa 35,45 se nenhum átomo de cloro pesa isso.
Ao final você vai conseguir
- Dar a carga, a massa e o lugar de prótons, nêutrons e elétrons.
- Ler e escrever o símbolo de um nuclídeo como ³⁵Cl e contar as suas partículas.
- Explicar o que são um íon e um isótopo, e em que diferem.
- Calcular a massa atômica média de um elemento a partir dos isótopos, e ler um espectro de massa.
Em 1808 John Dalton transformou o antigo palpite grego sobre os átomos numa teoria científica, feita para explicar as leis do capítulo anterior. As suas quatro afirmações, e como se saíram:
| Afirmação de Dalton (1808) | Hoje |
|---|---|
| todo elemento é feito de átomos minúsculos | verdade |
| todos os átomos de um elemento são idênticos | mesma química, mas podem diferir na massa: isótopos |
| compostos juntam átomos em proporções de números inteiros pequenos | verdade: H₂O, CO₂, NH₃ |
| reações rearranjam átomos; nunca os criam nem os destroem | verdade para a química (reações nucleares mudam os átomos) |
Os átomos de Dalton não tinham partes. Então J. J. Thomson descobriu em 1897 que todo átomo contém elétrons, partículas leves de carga negativa, e em 1911 a equipe de Ernest Rutherford mostrou que a carga positiva e quase toda a massa ficam num núcleo minúsculo no centro. O núcleo é cerca de 100 000 vezes menor que o átomo: se um átomo fosse um estádio de futebol, o núcleo seria uma ervilha no círculo central, e o resto seria território dos elétrons. Como os elétrons se arrumam em volta é mecânica quântica, desenvolvida em Física, "O átomo de hidrogênio"; a química em geral só precisa contá-los.
| Partícula | Carga | Massa (u) | Onde |
|---|---|---|---|
| próton (p⁺) | +1 | 1.007 276 | no núcleo |
| nêutron (n) | 0 | 1.008 665 | no núcleo |
| elétron (e⁻) | −1 | 0.000 549 | em volta do núcleo |
As cargas são dadas em unidades de e = 1,602 × 10⁻¹⁹ coulomb, o tamanho da carga do elétron, então o próton é +1 e o elétron −1 exatamente. As massas são dadas em u, a unidade de massa atômica (definida abaixo; 1 u ≈ 1,66 × 10⁻²⁷ kg). Próton e nêutron pesam quase o mesmo, cerca de 1 u cada, enquanto o elétron é 1836 vezes mais leve. Então quase toda a massa de um átomo está no núcleo, e quase todo o volume, e toda a química, pertencem aos elétrons.
O número de prótons no núcleo é o número atômico, Z. É a carteira de identidade do elemento: todo átomo com 6 prótons é carbono, todo átomo com 79 é ouro, e mudar Z é mudar de elemento. O total de prótons e nêutrons, as partículas do núcleo (juntas chamadas núcleons), é o número de massa, A. É uma contagem, não uma massa, e sempre um número inteiro. Um tipo particular de núcleo, com Z e A dados, chama-se nuclídeo, e se escreve com A em cima e Z embaixo, à esquerda do símbolo.
Um átomo neutro tem tantos elétrons quanto prótons, então as cargas se anulam. Nas reações químicas o núcleo nunca é tocado (isso exigiria as energias da física nuclear), mas os elétrons podem ser movidos. Um átomo que perde elétrons fica com mais prótons que elétrons: um íon positivo, ou cátion. Um que ganha elétrons vira um íon negativo, ou ânion. A carga se escreve como expoente: Na⁺, Mg²⁺, Cl⁻, O²⁻.
| Íon | Z | Elétrons | Como se formou |
|---|---|---|---|
| Na⁺ | 11 | 10 | o sódio perdeu 1 elétron |
| Mg²⁺ | 12 | 10 | o magnésio perdeu 2 |
| Cl⁻ | 17 | 18 | o cloro ganhou 1 |
| O²⁻ | 8 | 10 | o oxigênio ganhou 2 |
Repare que Na⁺, Mg²⁺ e O²⁻ ficam todos com 10 elétrons, o mesmo número do gás nobre neônio. Não é acaso, e é a chave para saber quais íons se formam; os capítulos de ligações partem daí. Por enquanto, monte você mesmo alguns átomos e íons.
Acrescente e tire partículas com os botões. Mude os prótons e o próprio elemento muda: 6 é sempre carbono, 7 sempre nitrogênio. Mude os nêutrons e você tem outro isótopo do mesmo elemento: mesma química, massa diferente, e só algumas combinações duram (carbono-12 e carbono-13 são estáveis, o carbono-14 decai devagar, o carbono-8 nem consegue se manter unido). Mude os elétrons e você tem um íon: o núcleo fica, só a carga muda. Repare na linha da massa: as partes somam um pouco MAIS que a massa medida, porque ligar o núcleo libera energia (Física, "O núcleo").
Átomos do mesmo elemento têm sempre o mesmo número de prótons, mas podem ter números diferentes de nêutrons. Essas variantes são os isótopos do elemento (do grego "mesmo lugar": ocupam a mesma casa da tabela periódica). Isótopos têm os mesmos elétrons, logo a mesma química: carbono-12 e carbono-13 queimam, se ligam e têm o mesmo gosto. Diferem na massa, e às vezes na estabilidade do núcleo.
| Isótopo | p / n | Fração na natureza | Nota |
|---|---|---|---|
| hidrogênio-1 | 1 / 0 | 99.988 % | o único nuclídeo sem nêutron |
| hidrogênio-2, deutério (D) | 1 / 1 | 0.012 % | a "água pesada" D₂O é 11 % mais densa que a água |
| hidrogênio-3, trítio (T) | 1 / 2 | traços | radioativo, meia-vida de 12,3 anos |
| carbono-12 | 6 / 6 | 98.93 % | define a unidade de massa atômica |
| carbono-13 | 6 / 7 | 1.07 % | estável |
| carbono-14 | 6 / 8 | traços | radioativo, meia-vida de 5730 anos: datação por radiocarbono |
Os átomos são leves demais para o quilograma ser prático. Os químicos usam a unidade de massa atômica u (também chamada dalton, Da), definida como exatamente um doze avos da massa de um átomo de carbono-12. Nessa escala um átomo de hidrogênio-1 pesa 1,007 825 u e um de oxigênio-16 15,994 915 u. As massas ficam perto dos números de massa mas nunca são exatamente iguais (fora o carbono-12, por definição), por dois motivos: próton e nêutron pesam cada um um pouco mais de 1 u, e ligar um núcleo libera energia, o que leva embora um pouco de massa (E = mc², Física, "Energia relativística").
O cloro natural é uma mistura: cerca de 75,76 % dos seus átomos são cloro-35 (34,969 u) e 24,24 % são cloro-37 (36,966 u). A mistura é praticamente a mesma em toda amostra da Terra, então um punhado de átomos de cloro pesa sempre, em média, o mesmo. Essa média, ponderada por quão comum é cada isótopo, é a massa atômica (ou peso atômico padrão) impressa na tabela periódica.
As massas e frações dos isótopos acima foram medidas com um espectrômetro de massa. Ele funciona em quatro passos. Ionizar: arrancar um elétron de cada átomo, para que vire um íon positivo que campos elétricos e magnéticos conseguem guiar. Acelerar: passar todos os íons pela mesma tensão, para que todos ganhem a mesma energia. Desviar: fazê-los atravessar um campo magnético, que curva cada trajetória num círculo. Detectar: contar os íons onde eles caem. Íons com a mesma carga e energia seguem um círculo cujo raio só depende da massa, então cada isótopo cai no seu próprio lugar.
Todo íon sai da fonte com a mesma energia e entra no campo. A força magnética curva a trajetória num círculo, e um íon mais pesado, mais difícil de curvar, segue um círculo mais largo e cai mais adiante no detector. Observe as barras: crescem na proporção de quão comum é cada isótopo, e a média ponderada das contagens se acomoda na massa atômica impressa na tabela periódica. É isso o que a massa da tabela é: não a massa de um átomo, mas a média sobre a mistura natural. O cloro não tem nenhum átomo de massa 35,45; são cerca de três átomos de 35 para cada um de 37. (As trajetórias reais diferem poucos por cento; o desenho as afasta.)
1. Quantos prótons, nêutrons e elétrons há em ⁵⁶Fe³⁺? O ferro tem Z = 26, então 26 prótons; N = 56 − 26 = 30 nêutrons; a carga é +3, então 26 − 3 = 23 elétrons.
2. Um íon tem 16 prótons, 18 nêutrons e 18 elétrons. Z = 16 é enxofre, A = 16 + 18 = 34, carga = 16 − 18 = −2: é ³⁴S²⁻.
3. O magnésio tem 78,99 % de ²⁴Mg (23,985 u), 10,00 % de ²⁵Mg (24,986 u) e 11,01 % de ²⁶Mg (25,983 u). Média: 0,7899 × 23,985 + 0,1000 × 24,986 + 0,1101 × 25,983 = 18,946 + 2,499 + 2,861 = 24,305 u, o valor da tabela.
De trás para a frente: os isótopos do cobre
4. A massa atômica do cobre é 63,546 u, e ele tem dois isótopos, ⁶³Cu (62,930 u) e ⁶⁵Cu (64,928 u). Qual a fração de cobre-63? Chame-a de x; então o cobre-65 é 1 − x. Assim 63,546 = 62,930 x + 64,928 (1 − x) = 64,928 − 1,998 x, o que dá x = (64,928 − 63,546) / 1,998 = 0,692: cerca de 69 % de cobre-63 e 31 % de cobre-65.
| Errado | Certo | Por quê |
|---|---|---|
| outro número de nêutrons faz outro elemento | faz outro isótopo | só o número de prótons fixa o elemento |
| o Na⁺ ganhou uma carga positiva | o Na⁺ perdeu um elétron | íons se formam movendo elétrons; prótons nunca se movem na química |
| número de massa = massa atômica | A é uma contagem inteira; a massa em u não é | ³⁵Cl tem A = 35 mas massa 34,969 u |
| tirar a média direta das massas dos isótopos | pondere cada uma pela abundância | (35 + 37)/2 = 36 ignora que o ³⁵Cl é três vezes mais comum |
| o Cl⁻ tem 17 elétrons | tem 18 | carga negativa significa elétrons a mais: 17 + 1 |
Ideias-chave
- Um átomo é um núcleo minúsculo de prótons (+1) e nêutrons (0), cerca de 1 u cada, cercado por elétrons (−1), 1836 vezes mais leves.
- O número atômico Z (prótons) fixa o elemento; o número de massa A = Z + N conta os núcleons.
- Íons se formam quando átomos perdem elétrons (cátions) ou ganham (ânions): carga = Z − elétrons.
- Isótopos têm o mesmo Z e N diferente: mesma química, massa diferente.
- 1 u é um doze avos da massa de um átomo de carbono-12.
- A massa atômica da tabela é a média das massas dos isótopos ponderada pela abundância, medida com um espectrômetro de massa.