Stabilità di atomi e ioni

In natura si trovano a malapena atomi isolati: a eccezione dei gas nobili, gli elementi si presentano formando composti o metalli.

1. a) Spiega che cosa significa che un atomo sia «stabile» e che cosa guadagnano gli atomi legandosi tra loro.
2. b) Che cosa accade all'energia del sistema quando gli atomi formano un legame? Aumenta o diminuisce?

La regola dell'ottetto guida la chimica della maggior parte degli elementi.

1. a) Enunciala con parole tue.
2. b) A quali elettroni dell'atomo si riferisce?
3. c) Quale configurazione raggiungono gli atomi quando la rispettano? Fai un esempio di elemento che la possiede già naturalmente.

Il neon ($Z = 10$) si usa nelle insegne luminose perché è un gas completamente inerte: non reagisce con nulla.

1. a) Scrivi la sua configurazione elettronica.
2. b) Quanti elettroni ha nel suo ultimo livello?
3. c) Spiega, a partire da questa configurazione, perché i gas nobili non formano composti in condizioni normali.

Un elemento ha la configurazione elettronica $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^4$.

1. a) Qual è il suo numero atomico e di quale elemento si tratta?
2. b) Quanti elettroni di valenza ha?
3. c) Quanti elettroni gli mancano per completare l'ottetto?

Quando il sodio si combina con il cloro, ogni atomo di sodio cede un elettrone e diventa lo ione $\text{Na}^+$. Lo schema rappresenta la cessione dell'elettrone.

1. a) Definisci che cos'è un catione e che cos'è un anione.
2. b) Indica il segno della carica di ciascun tipo di ione.
3. c) Lo ione $\text{Na}^+$ è un catione o un anione? Motiva la risposta.

Il magnesio ($Z = 12$) reagisce perdendo elettroni e formando lo ione $\text{Mg}^{2+}$.

1. a) Quanti elettroni perde ogni atomo di magnesio?
2. b) Quanti elettroni ha in totale lo ione formato?
3. c) Scrivi il processo come semireazione: $\text{Mg} \rightarrow \text{Mg}^{2+} + \ldots$ (completa il numero di elettroni che vengono liberati).

Il cloro ($Z = 17$) dell'acqua delle piscine agisce da disinfettante e, reagendo, ogni atomo acquista un elettrone formando lo ione $\text{Cl}^{-}$.

1. a) Quanti elettroni ha lo ione cloruro?
2. b) È un catione o un anione?
3. c) Qual è la sua carica elettrica netta? Giustificala contando protoni ed elettroni.

Una particella contiene $12$ protoni e $10$ elettroni.

1. a) Calcola la sua carica netta.
2. b) È un atomo neutro, un catione o un anione?
3. c) Identifica l'elemento e scrivi il simbolo dello ione.

Il cloro ($Z = 17$) e l'argon ($Z = 18$) sono vicini nella tavola periodica.

1. a) Scrivi la configurazione elettronica dell'atomo di cloro e quella dello ione $\text{Cl}^{-}$.
2. b) Confronta la configurazione dello ione cloruro con quella dell'atomo di argon: che cosa osservi?
3. c) Spiega, usando questo risultato, perché il cloro tende ad acquistare un elettrone quando reagisce.

L'alluminio ($Z = 13$) delle lattine di bibite e lo zolfo ($Z = 16$) presente nei fiammiferi sono elementi molto diversi, ma entrambi formano ioni stabili.

1. a) Scrivi la configurazione elettronica di ciascun atomo.
2. b) Prevedi lo ione più stabile che formerà ciascuno applicando la regola dell'ottetto.
3. c) Scrivi la configurazione di ciascuno ione e nomina il gas nobile di cui riproduce la configurazione.

Uno ione $\text{X}^{2-}$ ha $18$ elettroni.

1. a) Quanti elettroni ha l'atomo neutro da cui deriva?
2. b) Qual è il suo numero atomico? Identifica l'elemento.
3. c) Scrivi la configurazione elettronica dell'atomo e quella dello ione.

Per abbreviare le configurazioni si usa la notazione del gas nobile: quella del potassio ($Z = 19$) si scrive $[\text{Ar}]\ 4s^1$.

1. a) Scrivi la sua configurazione elettronica completa, senza abbreviare.
2. b) Quanti elettroni di valenza ha il potassio?
3. c) Quale ione formerà più facilmente? Scrivi la sua configurazione e spiega perché è particolarmente stabile.

Le strutture di Lewis rappresentano gli elettroni di valenza come puntini attorno al simbolo dell'elemento.

1. a) Indica quanti elettroni di valenza hanno il sodio ($Z = 11$), il magnesio ($Z = 12$), l'ossigeno ($Z = 8$) e il cloro ($Z = 17$).
2. b) Disegna sul quaderno la struttura di Lewis di ciascuno dei quattro atomi.
3. c) Quanti elettroni spaiati ha ciascun atomo? Mettilo in relazione con il numero di legami che di solito forma ciascun elemento.

Puoi farlo su carta e inviare una foto con la tua risposta.

Il calcio ($Z = 20$), presente nelle ossa e nei latticini, forma sempre lo ione $\text{Ca}^{2+}$; non compare mai come $\text{Ca}^{+}$ né come $\text{Ca}^{3+}$.

1. a) Scrivi la configurazione elettronica dell'atomo di calcio.
2. b) Scrivi le configurazioni che avrebbero gli ioni $\text{Ca}^{+}$, $\text{Ca}^{2+}$ e $\text{Ca}^{3+}$.
3. c) Usando la regola dell'ottetto, giustifica perché solo lo ione $\text{Ca}^{2+}$ è stabile.

L'elemento X ha numero atomico $Z = 12$ e l'elemento Y, $Z = 17$.

1. a) Scrivi le loro configurazioni elettroniche e prevedi lo ione stabile che formerà ciascuno.
2. b) Deduci la formula del composto ionico che formano X e Y, tenendo conto che l'insieme deve essere elettricamente neutro.
3. c) Scrivi la configurazione di ciascuno ione del composto e indica con quali gas nobili sono isoelettronici.

Queste specie sembrano molto diverse: $\text{N}^{3-}$, $\text{O}^{2-}$, $\text{F}^{-}$, $\text{Na}^{+}$, $\text{Mg}^{2+}$ e $\text{Al}^{3+}$. Dati: $Z(\text{N}) = 7$, $Z(\text{O}) = 8$, $Z(\text{F}) = 9$, $Z(\text{Na}) = 11$, $Z(\text{Mg}) = 12$, $Z(\text{Al}) = 13$.

1. a) Calcola il numero di elettroni di ciascuna specie.
2. b) Che cosa hanno in comune tutte?
3. c) Spiega che cosa significa che sono isoelettroniche e indica con quale gas nobile lo sono.

Quando diventa uno ione, un atomo cambia dimensione: il raggio dell'atomo di sodio è $186\ \text{pm}$ e quello dello ione $\text{Na}^{+}$ è $102\ \text{pm}$; quello dell'atomo di cloro è $99\ \text{pm}$ e quello dello ione $\text{Cl}^{-}$ è $181\ \text{pm}$. Le quattro dimensioni sono confrontate in scala nella figura.

1. a) Scrivi le configurazioni elettroniche dei due atomi e dei due ioni.
2. b) Spiega perché il catione è molto più piccolo dell'atomo da cui deriva.
3. c) Spiega perché l'anione è molto più grande del suo atomo.

Le specie $\text{O}^{2-}$, $\text{F}^{-}$, $\text{Na}^{+}$ e $\text{Mg}^{2+}$ hanno tutte $10$ elettroni, ma i loro raggi sono $140\ \text{pm}$, $133\ \text{pm}$, $102\ \text{pm}$ e $72\ \text{pm}$, rispettivamente. La figura confronta in scala i quattro raggi.

1. a) Spiega perché, a parità di numero di elettroni, la dimensione della specie dipende dal numero di protoni del nucleo.
2. b) Ordina le quattro specie dal raggio maggiore al minore e metti in relazione questo ordine con il loro numero atomico.
3. c) Senza ulteriori dati, prevedi quale avrà raggio maggiore tra lo ione $\text{N}^{3-}$ e lo ione $\text{Al}^{3+}$, e giustifica la tua previsione.

Queste sono le energie necessarie per strappare elettroni successivi a un atomo di magnesio ($Z = 12$): $E_1 = 738\ \text{kJ/mol}$, $E_2 = 1451\ \text{kJ/mol}$ e $E_3 = 7733\ \text{kJ/mol}$. La figura rappresenta le tre energie.

1. a) Individua tra quali ionizzazioni avviene il grande salto e giustificalo usando la configurazione elettronica del magnesio.
2. b) Spiega perché il magnesio forma lo ione $\text{Mg}^{2+}$ e mai lo ione $\text{Mg}^{3+}$ nei suoi composti.
3. c) Prevedi, motivando a partire dalle loro configurazioni, tra quali ionizzazioni comparirà il grande salto nel sodio ($Z = 11$) e nell'alluminio ($Z = 13$).

Strappare un elettrone a un atomo di neon costa $2081\ \text{kJ/mol}$, ma strapparlo allo ione $\text{Na}^{+}$, che ha esattamente la stessa configurazione elettronica, costa $4562\ \text{kJ/mol}$. Invece, all'atomo di sodio neutro costa solo $496\ \text{kJ/mol}$ perdere il suo elettrone $3s$. La figura confronta le tre energie di ionizzazione.

1. a) Spiega perché costa di più ionizzare lo ione $\text{Na}^{+}$ che l'atomo $\text{Ne}$ se entrambi hanno gli stessi elettroni.
2. b) Usando i dati, spiega perché il sodio forma facilmente lo ione $\text{Na}^{+}$ ma non compare mai come $\text{Na}^{2+}$ nei composti chimici.
3. c) Collega le tue risposte all'idea di stabilità della configurazione del gas nobile.

Uno ione $\text{M}^{3+}$ ha $10$ elettroni.

1. a) Determina il numero atomico dell'elemento e identificalo.
2. b) Scrivi la configurazione elettronica dell'atomo neutro e quella dello ione.
3. c) Con quale gas nobile è isoelettronico lo ione?
4. d) Spiega perché questo elemento perde $3$ elettroni invece di acquistarne $5$ per completare l'ottetto.

La regola dell'ottetto ha eccezioni note: nel $\text{BeCl}_2$ il berillio resta con soli $4$ elettroni attorno a sé, e nel $\text{BF}_3$ il boro con $6$.

1. a) Disegna sul quaderno le strutture di Lewis di entrambe le molecole.
2. b) Spiega che cosa significa che il berillio e il boro presentano un «ottetto incompleto».
3. c) Nel $\text{PCl}_5$ il fosforo è circondato da $10$ elettroni («ottetto espanso»): commenta perché la regola dell'ottetto resta comunque una guida utile anche se non è una legge rigorosa.

Puoi farlo su carta e inviare una foto con la tua risposta.

L'idrogeno è un caso particolare: può perdere il suo elettrone e diventare $\text{H}^{+}$, acquistarne uno e formare lo ione idruro $\text{H}^{-}$, oppure condividerlo, come nella molecola $\text{H}_2$.

1. a) Scrivi la configurazione elettronica delle tre specie.
2. b) Con quale gas nobile è isoelettronico lo ione $\text{H}^{-}$? Spiega perché per l'idrogeno la regola dell'ottetto diventa una «regola del duetto».
3. c) L'idruro di sodio, $\text{NaH}$, si usa nei laboratori come reagente: giustifica, con le configurazioni del sodio ($Z = 11$) e dell'idrogeno, che sia formato dagli ioni $\text{Na}^{+}$ e $\text{H}^{-}$.

Tema: «La stabilità muove gli atomi».

1. a) Usando le configurazioni elettroniche del sodio ($Z = 11$), del magnesio ($Z = 12$), dell'ossigeno ($Z = 8$) e del cloro ($Z = 17$), spiega quale ione forma ciascun elemento e perché.
2. b) Deduci la formula dei composti $\text{NaCl}$, $\text{MgO}$ e $\text{MgCl}_2$ a partire dalla neutralità elettrica dell'insieme.
3. c) Concludi spiegando che ruolo svolge la configurazione del gas nobile in tutto il processo di formazione degli ioni.