2- Determine o íon normalmente formado para os seguintes átomos: a) Sr, b) \mathrm{S}, \mathrm{c}) \mathrm{Al}.

Passo 1

O enunciado pede: “Determine o íon normalmente formado para os seguintes átomos: a) Sr, b) \mathrm{S}, c) \mathrm{Al}.”
Informações fornecidas: os três átomos listados são \mathrm{Sr}, \mathrm{S} e \mathrm{Al}. Não há mais dados explícitos no enunciado (vou usar informações padrão da tabela periódica — número atômico, grupo e configuração eletrônica — para resolver).

Passo 2

Conceito chave (explicado devagar e de forma prática): átomos tendem a ganhar ou perder elétrons para atingir a configuração eletrônica de um gás nobre (estado mais estável). Esse objetivo geralmente é ter 8 elétrons na camada externa (regra do octeto) para elementos representativos; para camadas muito pequenas (como hélio) o objetivo é 2 elétrons.
O que significa “valência” aqui: são os elétrons da camada mais externa (nível de energia principal mais alto). Para os elementos representativos a valência costuma corresponder ao número do grupo (com uma adaptação para os grupos da família 13–18). Vou explicar uma regra prática para contar valência:
  • Para elementos dos grupos \,1 e \,2: o número de elétrons de valência é igual ao número do grupo.
  • Para elementos dos grupos \,13 a \,18: o número de elétrons de valência é o número do grupo menos 10.
    Exemplo rápido: um elemento do grupo 16 tem 16-10=6 elétrons de valência.

Passo 3

Regra prática para saber se um átomo perde ou ganha elétrons e qual será a carga do íon:
  • Se o átomo tem 1, 2 ou 3 elétrons de valência, ele tende a perder esses elétrons e formar um cátion com carga positiva igual ao número de elétrons perdidos. Ex.: valência =3 → perde 3 → cátion ^{3+}.
  • Se o átomo tem 5, 6 ou 7 elétrons de valência, ele tende a ganhar elétrons até completar 8 (octeto) e formar um ânion com carga negativa igual a 8 - (nº de elétrons de valência). Ex.: valência =6 → ganha 2 → ânion ^{2-}.
  • Valência =4 é uma situação de empate (pode compartilhar ou formar covalente), mas não aparece nos átomos que temos aqui.
    Observação: isso vale bem para elementos do bloco s e p (representativos). Para metais de transição o comportamento é mais complexo, mas não precisamos deles aqui.

Passo 4

Aplicando ao \mathrm{Sr} (estrôncio):
  • Informação da tabela periódica: \mathrm{Sr} está no grupo \,2 e tem número atômico \,38.
  • Pelo passo anterior, elemento do grupo 2 tem 2 elétrons de valência. Podemos escrever a configuração eletrônica externa de forma curta:
\mathrm{Sr}:\\ [\mathrm{Kr}]\,5s^{2}.
(Isto significa que os elétrons mais externos são dois no subnível 5s.)
  • Como tem 2 elétrons de valência, tende a perder esses 2 elétrons para ficar com a configuração do gás nobre imediatamente anterior ( [\mathrm{Kr}]). Perder 2 elétrons torna-o um cátion com carga +2. Resultado:
\mathrm{Sr}\rightarrow \mathrm{Sr}^{2+}.

Passo 5

Aplicando ao \mathrm{S} (enxofre):
  • Informação da tabela periódica: \mathrm{S} está no grupo \,16 e tem número atômico \,16.
  • Pela regra de valência para grupos 13 18: valência =16-10=6. Ou seja, \mathrm{S} tem 6 elétrons de valência. A configuração eletrônica (forma curta) é:
\mathrm{S}:\\ [\mathrm{Ne}]\,3s^{2}3p^{4}.
  • Para completar o octeto (alcançar 8 elétrons na camada externa), o enxofre precisa ganhar 2 elétrons (pois 8-6=2). Ganhar 2 elétrons o transforma em um ânion com carga -2. Resultado:
\mathrm{S}\rightarrow \mathrm{S}^{2-}.

Passo 6

Aplicando ao \mathrm{Al} (alumínio):
  • Informação da tabela periódica: \mathrm{Al} está no grupo \,13 e tem número atômico \,13.
  • Pela regra, valência =13-10=3. Configuração eletrônica (forma curta):
\mathrm{Al}:\\ [\mathrm{Ne}]\,3s^{2}3p^{1}.
  • Como tem 3 elétrons de valência, tende a perder esses 3 elétrons para ficar com a configuração do gás nobre anterior ( [\mathrm{Ne}]). Perder 3 elétrons gera um cátion com carga +3. Resultado:
\mathrm{Al}\rightarrow \mathrm{Al}^{3+}.

Passo 7

Resumo rápido e motivacional: você só precisa lembrar duas coisas para a maioria das questões desse tipo na prova — (1) conte os elétrons de valência usando o grupo na tabela periódica e (2) aplique a regra “perder se tiver pouquíssimos (1–3), ganhar se faltar poucos para o octeto (5–7)”. Pronto — em poucos passos acha-se a carga do íon normalmente formado.

Resposta

\mathrm{Sr}^{2+}
\mathrm{S}^{2-}
\mathrm{Al}^{3+}

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