Estrutura atômica, íons e isótopos

Um átomo de sódio neutro e um íon sódio positivo pertencem ao mesmo elemento. Carbono-12 e carbono-14 também são formas do mesmo elemento, mas diferem de outra maneira. Para entender essas situações, precisamos separar três contagens: prótons, nêutrons e elétrons.

No modelo nuclear usado para essas contagens, prótons e nêutrons estão no núcleo, enquanto os elétrons ocupam estados distribuídos na região ao redor dele. Desenhos com órbitas circulares são representações didáticas; não devem ser confundidos com trajetórias clássicas definidas no modelo quântico.

As três partículas e suas cargas

Prótons e nêutrons concentram quase toda a massa do átomo. Elétrons têm massa muito menor, mas são fundamentais para carga, ligações e comportamento químico. Um átomo neutro não é um objeto sem partículas carregadas: suas cargas positivas e negativas se compensam.

Nem todo núcleo possui nêutrons. O hidrogênio-1, por exemplo, tem um próton e nenhum nêutron. Portanto, afirmar que todo átomo obrigatoriamente contém as três espécies de partículas seria incorreto.

Z identifica o elemento; A conta núcleons

Todo átomo com 17 prótons pertence ao elemento cloro. Se variar o número de nêutrons, continua sendo cloro; se variar apenas o número de elétrons, também. Alterar o número de prótons modifica a identidade do elemento e envolve transformação nuclear, não simples ionização.

A notação $^{A}_{Z}\mathrm{X}$ indica o elemento por seu símbolo e explicita as duas contagens. Em $^{35}_{17}\mathrm{Cl}$, há 17 prótons e $35-17=18$ nêutrons. Se a espécie for neutra, haverá também 17 elétrons.

Íons: o que acontece com os elétrons?

Um cátion tem carga positiva por apresentar menos elétrons que prótons. Um ânion tem carga negativa por apresentar mais elétrons que prótons. Em processos químicos usuais, a formação desses íons não altera a quantidade de prótons do núcleo.

Escrevendo a carga em unidades da carga elementar,

$$q=Z-n_e,\qquad n_e=Z-q.$$

Para $\mathrm{Ca^{2+}}$, com $Z=20$, temos $n_e=20-2=18$. Para $\mathrm{Cl^-}$, com $Z=17$, a carga é −1 e $n_e=17-(-1)=18$.

Isótopos: mesmo elemento, núcleos diferentes

Isótopos possuem o mesmo número atômico e diferentes números de nêutrons. Carbono-12 e carbono-14 têm seis prótons, mas respectivamente seis e oito nêutrons. Seus números de massa são diferentes porque a diferença está no núcleo.

Isótopos costumam apresentar comportamento químico muito semelhante quando comparados no mesmo estado eletrônico. Não é preciso afirmar que sejam absolutamente indistinguíveis: diferenças de massa podem causar efeitos isotópicos. Também diferem em propriedades nucleares; alguns são estáveis e outros radioativos. Ser isótopo não significa, por definição, ser radioativo.

Exemplo resolvido: comparar cloro e cloreto

Compare $^{35}_{17}\mathrm{Cl}$ neutro, $^{37}_{17}\mathrm{Cl}$ neutro e $^{35}_{17}\mathrm{Cl^-}$.

No primeiro, há 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons. No segundo, há 17 prótons, 20 nêutrons e 17 elétrons. A diferença de nêutrons identifica os dois como isótopos.

No terceiro, o núcleo continua com 17 prótons e 18 nêutrons, mas há 18 elétrons. Trata-se do ânion do cloro-35, não de um novo isótopo provocado pela entrada de elétron. Essa comparação mostra por que devemos calcular núcleo e região eletrônica separadamente.

Outras relações entre espécies

Isóbaros têm o mesmo número de massa e números atômicos diferentes. Isótonos têm o mesmo número de nêutrons e pertencem a elementos diferentes. Isoeletrônicas são espécies com o mesmo número de elétrons.

O neônio neutro, o sódio positivo e o fluoreto possuem dez elétrons cada: $\mathrm{Ne}$, $\mathrm{Na^+}$ e $\mathrm{F^-}$. Isso não os torna o mesmo elemento, pois têm diferentes números de prótons. Ter contagens iguais em uma coluna não implica igualdade em todas as outras.

Por que a massa da tabela pode não ser inteira?

A massa atômica de um elemento é relacionada à média ponderada das massas de seus isótopos, considerando suas abundâncias na amostra especificada. Num exemplo idealizado com 75% de átomos de massa 35 u e 25% de massa 37 u, a média seria

$$0{,}75\cdot35+0{,}25\cdot37=35{,}5\text{ u}.$$

Nenhum átomo do exemplo precisa ter número de massa 35,5. A média descreve o conjunto, enquanto $A$ conta partículas em um núcleo individual.

Ao resolver uma questão, anote primeiro $Z$, depois $A-Z$ e finalmente ajuste os elétrons pela carga. Só então compare as espécies. Esse procedimento evita confundir neutralidade, identidade química e composição nuclear.