Geologia

Química dos Minerais – Os blocos de construção da matéria

Química dos Minerais – Os blocos de construção da matéria
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Por que estudar a química dos minerais? Minerais são feitos de átomos , que têm um impacto sobre o comportamento e as características do mineral. Assim, para entender, explicar e prever o comportamento de minerais e rochas – que são feitos de minerais – precisamos entender alguns fatos básicos sobre átomos e como eles se comportam. Isso requer uma compreensão básica de alguma química. Começaremos construindo átomos em nosso pensamento em termos das três partículas subatômicas das quais os átomos são feitos.

Átomos

Esta ilustração mostra que, como os planetas orbitando o Sol, os elétrons orbitam o núcleo de um átomo. O núcleo contém dois nêutrons de carga neutra e dois prótons carregados positivamente, representados por esferas. Um único orbital circular em torno do núcleo contém dois elétrons carregados negativamente em lados opostos.

Figura 1. Elementos como o hélio, aqui descritos, são compostos de átomos. Os átomos são compostos de prótons e nêutrons localizados dentro do núcleo, com elétrons em orbitais ao redor do núcleo.

Os átomos consistem em prótons, nêutrons e elétrons. Os prótons têm uma carga elétrica positiva (+). Os elétrons têm uma carga negativa (-) exatamente igual e oposta à carga elétrica de um próton. Os nêutrons são eletricamente neutros.

A maior parte da massa de um átomo está concentrada em seu minúsculo núcleo. Um núcleo atômico é feito de prótons e nêutrons, que têm aproximadamente a mesma massa (cerca de 1,67 × 10 −24 gramas). Os elétrons, por outro lado, estão dispostos em orbitais específicos ao redor do núcleo de um átomo; eles também são muito menores em massa do que prótons e nêutrons, pesando apenas 9,11 × 10 -28 gramas, ou cerca de 1/1800 do peso de prótons e nêutrons.

Mesmo que a massa de um elétron seja uma massa minúscula comparada à massa de um próton ou de um nêutron, os elétrons ocupam a maior parte do volume de um átomo (veja a Figura 1).

Veja também:

Íons

Um átomo neutro tem o mesmo número de elétrons que os prótons. Um átomo que perdeu ou ganhou elétrons não é mais um átomo eletricamente neutro. Esse tipo de átomo, que não é eletricamente neutro e tem uma carga elétrica associada a ele, é chamado de íon. Átomos que ganharam elétrons são negativamente (-) íons carregados, ou ânions . Átomos que perderam elétrons são positivamente (+) íons carregados ou cátions .

Também é possível ter íons que são, na verdade, pequenos grupos de átomos ligados entre si. Estes são conhecidos como íons poliatômicos. Um exemplo de um íon poliatômico é o íon carbonato, (CO 3 ) 2− , que tem dois elétrons extras, dando-lhe a carga elétrica líquida de 2−.

FÓRMULAS QUÍMICAS

Acabamos de ver que um íon carbonato também pode ser chamado (CO 3 ) 2− . Mas o que exatamente isso significa?

Primeiro, vamos olhar as letras: CO. Os átomos possuem símbolos químicos; Cada elemento recebeu uma ou duas letras para representá-lo. Assim, C significa carbono e O representa oxigênio (todos esses símbolos químicos podem ser vistos na tabela periódica na Figura 2 abaixo).

Como lemos acima, o  2 significa que o íon tem dois elétrons extras. Mas e os 3 ? Isso significa que há três átomos de oxigênio no íon. O número de átomos em uma fórmula particular é sempre anotado em subscrito. A cobrança é sempre escrita em sobrescrito no final da fórmula (um sobrescrito no início da fórmula significa outra coisa – chegaremos a isso quando discutirmos os isótopos abaixo). Os parênteses em torno de CO 3  indicam que a carga pertence a toda a unidade poliatômica e não apenas ao O 3 .

Assim, o íon carbonato é um átomo de carbono (C), três átomos de oxigênio (O 3 ) e dois elétrons extras ( 2− ), que carregam todo o íon poliatômico.

A tabela periódica

Os átomos naturais encontrados na Terra variam de hidrogênio, com apenas um próton em seu núcleo, até o urânio, com 92 prótons em seu núcleo. Esses são os elementos químicos naturais, que incluem elementos comumente conhecidos como carbono, oxigênio, ferro e assim por diante. A tabela periódica lista todos os elementos químicos de uma maneira que nos informa quantos prótons cada um deles possui, como seus elétrons são organizados e qual é o comportamento químico geral de cada elemento.

Uma imagem da tabela periódica.

Figura 2. Siga este link para uma versão grande da Tabela Periódica.  O link será aberto em uma nova janela para que você possa consultá-lo facilmente enquanto lê esta página.

Como mostrado na Figura 2, a tabela periódica consiste em dezoito grupos e sete períodos. Duas fileiras adicionais de elementos, conhecidas como lantanídeos e actinídeos, são colocadas abaixo da tabela principal. Esses elementos são colocados separadamente para tornar a tabela mais compacta. Todos os elementos de um grupo têm um comportamento químico similar. Isso ocorre porque todos os elementos em um grupo têm um arranjo similar de elétrons em seus átomos, e é o arranjo de elétrons que determina o comportamento químico de um elemento.

Para cada elemento, o nome, símbolo atômico, número atômico e massa atômica são fornecidos. O número atômico é um número inteiro que representa o número de prótons: cada elemento químico é distinguido pelo número de prótons em seu núcleo. Por exemplo, cada átomo do elemento oxigênio tem oito prótons em seu núcleo. É por isso que o número atômico de oxigênio é 8. Se um átomo tiver mais ou menos do que oito prótons em seu núcleo, não é oxigênio, é algum outro elemento químico. Na tabela periódica, o número atômico de cada elemento é listado acima do símbolo químico do elemento.

A massa atômica, que é a massa média de diferentes isótopos, é estimada em duas casas decimais. Por exemplo, o hidrogênio tem o símbolo atômico H, o número atômico 1 e uma massa atômica de 1,01. A massa atômica é sempre maior que o número atômico. Para a maioria dos elementos pequenos, a massa atômica é aproximadamente o dobro do número atômico, já que o número de prótons e nêutrons é aproximadamente igual.

Os elementos são divididos em três categorias: metais, não-metais e metalóides. Estes formam uma linha diagonal do período dois, grupo treze ao período sete, grupo dezesseis. Todos os elementos à esquerda dos metalóides são metais e todos os elementos à direita são não-metais.

A tabela periódica foi criada para ajudar os químicos a entender melhor os elementos e como eles funcionam. É um mapa para o comportamento elementar.

Isótopos

Cada átomo de um elemento específico deve ter o mesmo número de prótons em seu núcleo. Este número é o seu número atômico. No entanto, há uma gama de possíveis números de nêutrons que pode ter em seu núcleo. O fato de que os átomos de um elemento químico podem ter números diferentes de nêutrons resulta em cada elemento químico tendo vários isótopos. Os isótopos são átomos de um dado elemento químico que possuem números diferentes de nêutrons em seus núcleos.

Por exemplo, enquanto todos os átomos do elemento oxigênio têm oito prótons em seus núcleos, esses átomos de oxigênio podem ter oito, nove ou dez nêutrons. Os diferentes números de nêutrons no núcleo distinguem os três isótopos de oxigênio. O oxigênio-16 é o isótopo do oxigênio com 8 nêutrons no seu núcleo. O número 16 é chamado de número de massa atômica. O número de massa atômica é o número total de prótons e nêutrons no núcleo de um isótopo. A partir dessa definição, e sabendo que todos os átomos de oxigênio têm 8 prótons no núcleo, você pode deduzir que o oxigênio-17 é o isótopo de oxigênio com 9 nêutrons e o oxigênio-18 é o isótopo de oxigênio com 10 nêutrons. Abreviado em símbolos, os três isótopos de oxigênio são escritos como 16 O, 17 O e 18 O.

Os isótopos não são muito importantes para entender os minerais, mas são importantes para entender como aplicar química e física nuclear à geologia, como usar medidas de isótopos radioativos para medir as idades de rochas e minerais e como usar isótopos de oxigênio de camadas de gelo glacial para determinar qual a temperatura da Terra durante uma era glacial.

Ligações atômicas

Reações químicas

Minerais se formam como resultado de reações químicas. As reações químicas são impulsionadas principalmente pelo arranjo e rearranjo dos elétrons nos átomos. Em um mineral, os átomos são mantidos juntos por ligações químicas, que derivam dos elétrons.

Três círculos concêntricos ao redor do núcleo de um átomo de hidrogênio representam as principais conchas. Estes são denominados 1n, 2n e 3n em ordem crescente de distância do núcleo. Um elétron orbita na casca mais próxima do núcleo, 1n.

Figura 3. O modelo de Bohr do átomo.

Os elétrons podem ser considerados como ocupando níveis de energia, ou conchas, em um átomo. O casco de energia mais baixa está mais próximo do núcleo. Cada concha pode acomodar apenas um número limitado de elétrons. A primeira casca pode conter dois elétrons, a segunda e a terceira podem conter oito elétrons e as próximas duas podem conter dezoito elétrons. A menos que energia seja adicionada a um átomo para excitar seu estado de baixa energia, os elétrons no átomo ocuparão as camadas de menor energia disponíveis para eles.

O modelo de Bohr (veja a Figura 3) foi desenvolvido por Niels Bohrs em 1913. Neste modelo, os elétrons existem dentro dos principais cascos. Normalmente, existe um elétron na camada de energia mais baixa disponível, que é a mais próxima do núcleo. A energia de um fóton de luz pode elevá-lo a uma camada de energia mais alta, mas essa situação é instável e o elétron decai rapidamente para o estado fundamental.

Ligações químicas

Se os átomos interagem com outros átomos, eles podem ganhar ou perder elétrons para os outros átomos, ou compartilhar elétrons com outros átomos. Em um átomo individual, o arranjo mais estável é uma camada externa completa de elétrons. Portanto, reações químicas ocorrerão e ligações químicas se formarão, mantendo os átomos unidos entre si, quando os átomos encontrarem outros átomos e mudarem suas configurações eletrônicas em direção a arranjos de energia mais estáveis, que geralmente envolvem a obtenção de camadas eletrônicas externas completas nos átomos. .

Essa configuração estável – uma camada externa completa de elétrons – é exemplificada pelos gases inertes. Na tabela periódica os gases inertes são os elementos do grupo 18 ou VIIIA, a última coluna à direita. Gases inertes não precisam passar por nenhuma reação química ou formar quaisquer ligações químicas com outros átomos, a fim de ter uma camada externa completa de elétrons. Os gases inertes já possuem camadas externas completas de elétrons. É por isso que eles são quimicamente inertes. Seus elétrons são tão estáveis ​​quanto podem ser organizados. Por essa razão, é extremamente improvável que os gases inertes passem por quaisquer reações químicas e é quase impossível para eles se ligarem a quaisquer outros átomos. Por não se ligarem a nenhum outro átomo para formar um líquido, um sólido, uma molécula ou um mineral, os gases inertes consistem em átomos que permanecem separados um do outro, no estado gasoso.

Átomos individuais de todos os outros elementos químicos, quando eles são átomos neutros, não têm conchas externas completas de elétrons como os gases inertes. Portanto, eles não têm o arranjo mais estável de elétrons que possam ter. É por isso que a maioria dos elementos químicos tem uma forte tendência para ganhar ou perder elétrons, ou para entrar em outros arranjos de seus elétrons de valência, os elétrons em sua camada externa. Reações químicas e ligações químicas são geralmente resultado de elétrons sendo rearranjados dentro e entre os átomos para dar aos átomos completamente as camadas externas de elétrons.

Para um átomo perder ou ganhar, um elétron consome menos energia do que perder ou ganhar dois, o que, por sua vez, consome menos energia do que perder ou ganhar um terceiro elétron. Para um átomo individual, ganhar ou perder quatro elétrons só ocorrerá em ambientes de energia extremamente alta, como em uma estrela. Em reações químicas comuns na Terra e na formação de ligações químicas, nenhum elemento irá ganhar ou perder completamente quatro elétrons. Isso limita as cargas de cátions atômicos a +1, +2 ou +3 e as cargas de ânions atômicos a –1, –2 ou –3.

Lendo até aqui, você aprendeu sobre um grupo de elementos na tabela periódica, grupo 18, os gases inertes. Outro grupo de elementos químicos na tabela periódica são os elementos alcalinos. Os elementos alcalinos compõem o grupo 1 ou IA, a coluna da esquerda, incluindo os elementos sódio (Na) e potássio (K).

O hidrogênio não é usualmente considerado como um elemento alcalino porque, embora seja mostrado no grupo 1 na tabela periódica. O hidrogênio é tão leve e pequeno, com apenas um único próton em seu núcleo, que tem alguns comportamentos únicos e é considerado em uma classe por si só.

Os elementos alcalinos possuem um único elétron em sua camada externa de elétrons. Se um elemento alcalino perder um único elétron, ele se tornará um íon com uma carga de +1 e uma camada externa completa. Se surgir uma oportunidade, os elementos alcalinos serão facilmente transformados em +1.

Ligações iônicas

Agora olhe para o grupo 17 ou VIIA na tabela periódica, que inclui os elementos químicos flúor (F), cloro (Cl) e assim por diante. Estes são os elementos de halogéneo. Se um elemento de halogênio ganha um único elétron, ele se torna um íon com uma carga de 1 e uma camada de elétrons externa completa. Se surgir uma oportunidade, os elementos de halogênio têm uma forte tendência a absorver um elétron extra e se tornarem -1 ânions, porque ao fazê-lo, eles obtêm uma camada externa completa de elétrons, que é o arranjo mais estável possível dos elétrons.

Se os átomos de sódio e cloro se juntarem nas condições certas, como em uma solução de evaporação de água salgada, cada átomo de sódio dará um elétron a um átomo de cloro. Isso transforma os átomos de sódio em íons de sódio, Na + e os átomos de cloro em íons cloreto, Cl  . Cargas elétricas opostas se atraem, de modo que os íons de sódio e os íons cloreto tendem a se unir uns aos outros, unidos pelo que são chamados de ligações iônicas.

Um átomo de sódio e um átomo de cloro ficam lado a lado. O átomo de sódio tem um elétron de valência e o átomo de cloro tem sete. Seis dos elétrons do cloro formam pares nos lados superior, inferior e direito da camada de valência. O sétimo elétron está sozinho no lado esquerdo. O átomo de sódio transfere seu elétron de valência para a camada de valência do cloro, onde se associa ao elétron esquerdo não-pareado. Uma seta indica que uma reação ocorre. Depois que a reação ocorre, o sódio se torna um cátion com uma carga de mais um e uma camada vazia de valência, enquanto o cloro se torna um ânion com uma carga de menos um e uma camada completa de valência contendo oito elétrons.

Figura 4. Na formação de um composto iônico, os metais perdem elétrons e os não-metais ganham elétrons para alcançar um octeto. Ligações iônicas são formadas entre íons com cargas opostas. Por exemplo, íons de sódio carregados positivamente e íons cloreto carregados negativamente se unem para formar cristais de cloreto de sódio, ou sal de mesa, criando uma molécula cristalina com carga líquida nula.

Não só os íons de sódio e cloreto têm uma forte tendência de se unirem entre si através de ligações iônicas, mas na maioria das situações eles naturalmente se organizam em uma configuração onde não há espaço desperdiçado nem energia desperdiçada. Isso os leva a formar a rede cristalina do halita mineral. Halita é um mineral com a fórmula química NaCl, cloreto de sódio, em que as ligações entre os átomos são todas as ligações iônicas.

Observe o diagrama de halita mostrando os íons de sódio e cloreto dispostos na estrutura cristalina. Todas as ligações iônicas estão no mesmo ângulo e na mesma distância, então elas são todas de igual força. Este é o arranjo de menor energia dos íons, o arranjo mais estável.

Se algum dos íons estivesse espaçado em diferentes ângulos ou em diferentes distâncias, haveria energia extra disponível. Essa energia extra levaria os íons em direção a ângulos e distâncias iguais uns dos outros, até que a energia extra seja usada e os íons sejam organizados em seu estado mais baixo de energia. É por isso que os minerais se formam, como um caminho natural para os átomos se organizarem no estado de energia mais baixo atualmente disponível para eles.

Ligações covalentes

Alguns elementos, como carbono (C) e silício (Si), possuem uma concha de valência meia cheia. (A camada de valência é outro nome para a camada externa, onde estão os elétrons mais reativos.) Se um elemento como o carbono ganhar 4 elétrons ou perder 4 elétrons, ele teria uma camada de valência completa. No entanto, é muito difícil para um átomo ganhar ou perder quatro elétrons – a barreira de energia se torna muito forte.

Portanto, carbono e silício, juntamente com alguns outros elementos, tendem a formar um tipo diferente de ligação em que compartilham seus elétrons externos com outros átomos, que por sua vez compartilham seus elétrons externos com o átomo de carbono (ou silício). Todos os átomos terminam com uma camada externa completa de elétrons, embora alguns ou todos esses elétrons estejam sendo compartilhados com átomos vizinhos. Esse compartilhamento de elétrons mantém os átomos unidos.

Não é incomum que as ligações covalentes sejam relativamente fortes. Um exemplo extremo pode ser em diamante. O diamante é um mineral que consiste em nada além de átomos de carbono, então sua fórmula química é simplesmente C. Cada átomo de carbono na rede de cristal de diamante é covalentemente ligado a – compartilhando seus elétrons de valência com – quatro átomos de carbono vizinhos. Um cristal de diamante é mantido unido por nada além de ligações covalentes extremamente fortes em todas as direções, o que torna o diamante um mineral muito duro, o mais difícil conhecido.

Ligações metálicas

O ouro forma um mineral natural de ouro mais ou menos puro, Au, mantido unido por outro tipo de ligação, a ligação metálica. Elementos metálicos, como ouro e cobre, quando se ligam a outros elementos metálicos, compartilham alguns de seus elétrons não apenas com átomos adjacentes, mas também com toda a substância. É por isso que substâncias metálicas como cobre, ouro e alumínio produzem bons condutores elétricos, porque é muito fácil fazer com que os elétrons “soltos” respondam por toda a extensão do metal.

Ligações de hidrogênio

Outro tipo de ligação química que ocorre em alguns minerais é a ligação de hidrogênio. As ligações de hidrogênio são causadas pelas extremidades positivas e negativas das moléculas polares, atraindo-se com força suficiente para se manterem em posições fixas. Por exemplo, as moléculas de água podem se unir através de ligações de hidrogênio para formar o mineral conhecido como gelo. Em uma molécula de água, H 2 O, cada um dos átomos de hidrogênio forma uma ligação covalente com o átomo de oxigênio.

Referências:

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