La stessa proceduta che è stata usata per determinare la Configurazione Elettronica degli atomi può ora essere usata per quella degli ioni. Ovviamente non mancheranno anche qui le eccezioni.
LA FORMAZIONE DEGLI IONI
Nel primo articolo dove abbiamo introdotto le configurazioni elettroniche e dove abbiamo imparato anche a scriverle per gli atomi, abbiamo detto che il concetto di configurazione elettronica non è che il metodo corretto da seguire affinchè si riesca a collocare in maniera esatta gli elettroni intorno ad un atomo. Non abbiamo mai specificato quale sia il numero di elettroni necessari per poter ottenere il risultato giusto, questo perchè non esiste un numero esatto di elettroni da inserire. è possibile costruire la configurazione elettronica di qualsiasi atomo con qualsiasi numero di elettroni intorno a sè, questo significa che anche gli ioni possono venir usati per scrivere una configurazione elettronica. Ricordiamo che gli ioni sono atomi di un elemento a cui è stato modificato il numero di elettroni, ne sono stati aggiunti oppure tolti.
La reattività che un particolare atomo ha è da associare al modo in cui gli elettroni sono disposti intorno al nucleo e questa disposizione la riassumiamo con la configurazione elettronica. Dall’analisi delle configurazioni di un atomo possiamo fare delle stime su quale sia la tendenza di un atomo a reagire, se donare elettroni oppure accettarli.
Analizziamo la configurazione elettronica dell’atomo di Ossigeno (O) e quella dello “ione” ossido (O2-).
Notiamo che esiste una differenza tra le 2 configurazione ed era un risultato atteso perchè avendo aggiunto 2 elettroni e questi devono pur comparire quando andiamo a costruire la configurazione elettronica dello ione. Perchè non viene aggiunto solo un elettrone oppure perchè non è possibile aggiungerne 3? Assistiamo a un fenomeno che spiega moltissime delle reazioni chimiche, in pratica ogni elemento (più o meno) tende ad arrivare ad una configurazione elettronica dove le ultime caselle riempite sono quelle relative agli orbitali p completi.
In pratica gli elementi chimici tendono a una configurazione esterna del tipo xp6, dove x indica il livello energetico dell’orbitale p più esterno. In teoria è possibile far acquistare solo un elettrone all’Ossigeno oppure far sì che ne acquisti 3, nessuna legge lo vieta ma così facendo lo ione non sarebbe più nello stato di minima energia. Sappiamo che i processi naturali tendono sempre a stati dove l’energia è minima e quindi gli ioni tendono per quanto possibile alla configurazione espressa prima.
Questa situazione è così stabile a livello energetico che gli atomi fanno di tutto per arrivarci, questo è il motivo del perchè si creano gli ioni. In particolare l’atomo di Ossigeno ha bisogno di 2 elettroni per completare il guscio più esterno e la cosa più semplice da fare è quella di ricevere 2 elettroni da un altro atomo che ha la tendenza a cedere elettroni, come per esempio dai metalli.
Non tutti i composti riescono ad arrivare a completare l’orbitale p più esterno acquistando elettroni, alcuni sono costretti a cederli per potersi stabilizzare. Prendiamo per esempio il Sodio e il suo ione.
Notiamo quindi che la differenza tra l’atomo di Sodio e il suo ione è di un solo elettrone, anche in questo caso il risultato era atteso. Infatti adesso il Sodio si ritrova con l’orbitale p più esterno completo ed è nel minimo di energia.
Una domanda dal tutto lecita sarebbe “visto che il Sodio comincia a riempire il 3s, l’orbitale p più esterno non è il 3p?”
Sì, è vero che il più esterno è il 3p ma per arrivare a completare questo orbitale il Sodio dovrebbe acquistare 7 elettroni e ritrovarsi con 7 cariche negative su di sè, lo ione Na7- non si è mai visto. Sarebbe troppo energetico tenere su di sè così tanti elettroni senza dei protoni che possano controbilanciare le cariche e quindi l’unica alternativa del Sodio è quella di arrivare a cedere il suo elettrone. In Natura infatti è già rarissimo assistere a ioni che hanno su di sè 4 cariche, figuriamoci ben 7.
Abbiamo dunque visto che certi elementi tendono a cedere elettroni e altri ad acquistarli ma il fine è sempre lo stesso, arrivare a una configurazione esterna simile, quella a minor energia.
Domanda
Perchè i gas nobili non formano ioni con facilità?
IONI ISOELETTRONICI
Se ora confrontiamo la configurazione dello ione Sodio e quella dello ione Ossido ci accorgiamo che tutte e 2 hanno la stessa configurazione: 1s2 2s2 2p6. Gli ioni che hanno la stessa configurazione elettronica si dicono ioni isoelettronici, dove iso- sta per “stesso”.
Non è certo infrequente trovare ioni di questo tipo in Chimica. Cosa hanno in comune questi ioni? Oltre al fatto di avere la stessa identica disposizione di elettroni non manifestano proprietà simili. Per esempio se consideriamo gli ioni di prima possiamo certamente dice che hanno dimensioni diverse, l’ossido è più voluminoso dell’ione sodio. Hanno poi una diversa reattività chimica, lo ione Sodio esiste in soluzione acquosa ed è stabile così, lo ione ossido isolato non esiste ma è sempre saldamente legato a uno o più cationi. In teoria tutti gli elementi possono arrivare a essere isoelettronici ma non è sperimentalmente fattibile. Pensate a strappare 108 elettroni dall’ultimo elemento per far sì che diventi isoelettronico con lo ione ossido.
PIÙ DI UNA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
La regola dell’ottetto vedremo che viene rispettata solo dai primi 3 periodi (bene o male) in modo quasi completo, gli alcalini e gli alcalino terrosi seguono la regola sempre. Esistono però atomi come per esempio il Pb che ha 2 numeri di ossidazione e può dare 2 ioni diversi. Lo ione Piomboso (Pb2+) e Piombico (Pb4+). La configurazione elettronica di questo metallo è: [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2. è possibile farlo reagire in 2 modi diversi e ottenere 2 risultati diversi.
- Pb2+= [Xe] 6s2 4f14 5d10
- Pb4+ = [Xe] 4f14 5d10
Nel prima caso lo ione che si forma è quello dove l’atomo di Pb perde esattamente 2 elettroni, nel secondo caso ne perde 4, perchè esiste questa differenza? Sostanzialmente il Piombo quando diventa ione può andare incontro a 2 minimi di energia. Il minimo di energia più basso è rappresentato dallo ione Pb2+, cioè dove vengono strappati solo gli elettroni che stavano negli orbitali 6p. Nel caso dello ione Pb4+ vengono persi i 2 elettroni 6p e i 2 elettroni 6s.
Ma come è possibile che sia più stabile lo ione Pb2+ visto che abbiamo detto che gli ioni esistono perchè l’atomo tende ad arrivare all’ottetto? (tralasciamo gli orbitali d ed f perchè nel caso del piombo non vengono toccati). La stabilità è da imputare alle energie coinvolte tra gli orbitali, energie che non possiamo calcolare immediatamente e quindi a volte sfuggono dai nostri modelli.
Come regola generale per gli atomi del blocco p si assiste alla presenza di più di un numero di ossidazione. Il più basso lo si ricava togliendo gli elettroni dagli orbitali p, il più alto si ottiene eliminando gli elettroni degli orbitali p ed s.
L’Arsenico per esempio riesce a dare gli ioni As3+ e As5+. Il primo perdendo i 3 elettroni dagli orbitali 4p e il secondo perdendo tutti gli elettroni più esterni, cioè i 2 nel 4s e i 3 nei 4p.
Ovviamente gli ioni che si ottengono hanno stabilità, reattività ed energia diversa. L’analisi della configurazione elettronica ci dà un’indicazione su quali sono gli ioni che un atomo può formare.
I METALLI DI TRANSIZIONE SONO PARTICOLARI
Fino adesso abbiamo trattato la configurazione elettronica degli elementi del blocco s e del blocco p e siamo arrivati alla conclusione che come regola generale si tende a perdere o ad acquistare elettroni in modo da completare il guscio elettronico p più esterno. Abbiamo anche visto che esistono delle situazione intermedie ma bene o male tutti gli elementi del blocco s e p rientrano nel discorso dei paragrafi superiori.
Passiamo ora ai metalli del blocco d chiamati anche metalli di transizione e vediamo come varia la loro configurazione elettronica quando scriviamo gli ioni. Analizzeremo in particolare i metalli di transizione del Periodo 4 ma quello che diremo sarà uguale anche per i Periodi sottostanti.
Se prendiamo in mano una Tavola Periodica dove sono riportati i numeri di ossidazione ci accorgiamo che i metalli di transizione hanno a disposizione un ventaglio importante di numeri che possono seguire. Si passa dal +1 del Rame fino al +7 del Manganese, a prima vista questi numeri sembrano messi a caso senza seguire una regola particolare. Analizziamo in dettaglio alcuni metalli.
Partiamo dallo Zinco che è il più semplice. Questo metallo presenta solo un numero di ossidazione che è il +2, troviamo quindi solo lo ione Zn2+, esiste una spiegazione? Sì, la configurazione elettronica esterna dello Zinco metallico è:
Notiamo che lo Zinco ha una configurazione molto completa e in primo luogo si potrebbe dire che non reagirebbe perchè abbiamo detto che un atomo che ha tutti gli orbitali pieni è molto stabile. In realtà si osserva che lo Zinco è più stabile se perde 2 elettroni per dare origine allo ione Zn2+ quindi gli elettroni deve perderli per forza di cose.
Come è impensabile per lo ione sodio acquistare 7 elettroni per completare gli orbitali p più esterni così è anche per i metalli di transizione. In più i metalli di transizione non possono nè perdere così tanti elettroni da spogliare tutto il guscio esterno e arrivare all’orbitale p inferiore completo, nè possono acquistare tanti elettroni da completare gli orbitali p del livello che stanno completando, nel caso dello Zinco i 4p. Si trovano dunque in un limbo a metà tra le 2 situazione e l’unica cosa che possono fare e quella di accontentarsi e di perdere solo gli elettroni più energetici. è importante capire che dando origine agli ioni questi metalli diventano più stabili ma in un modo più articolato e meno elegante rispetto agli elementi del blocco s e p.
I primi 2 elettroni che ogni metallo di transizione perde sono gli elettroni confinati dell’orbitale s più esterno, una volta esauriti quelli si passa poi a perdere gli elettroni appartenenti agli orbitali d.
Per lo zinco diventa quindi:
Lo ione zinco non perderà altri elettroni perchè diventerebbe troppo instabile nel farlo.
Se prendiamo per esempio in esame il Ferro si osserva che esso riesce a fare 2 diversi ioni:
Come prima cosa notiamo che gli elettroni dell’orbitale 4s sono spariti in tutte e 2 i casi, si osserva poi che lo ione ferrico (Fe3+) riesce a esistere perchè si arriva in una situazione di stabilità che è già stata discussa nell’articolo su come costruire le configurazione elettroniche, cioè abbiamo tutti gli orbitali d parzialmente riempiti.
I magnifici colori che si osservano nei sali dei metalli di transizione sono da imputare in primo luogo a queste particolari configurazioni elettroniche. I metalli di transizione e i loro ioni hanno anche importanti caratteristiche magnetiche.
Nel caso degli elementi di transizione del Periodo 4 abbiamo visto che viene prima riempito l’orbitale 4s e poi il 3d perchè l’orbitale 4s è a un’energia minore. Nel momento in cui il 4s viene completamente riempito dagli elettroni la sua energia totale supera quella dei 3d ed è per questo motivo che nella formazione degli ioni di tali elementi si eliminano prima questi elettroni, sono quelli meno stabili. Questo discorso vale anche per gli altri metalli di transizione più pesanti e che si trovano a partire dal quinto Periodo.
UN TIRO ALLA FUNE
Un concetto importante sul quale è indispensabile dire due parole è la formazione degli ioni. Gli ioni si formano sempre in coppia, uno ione positivo e uno ione negativo. Generalmente il numero di elettroni che un elemento riesce a strappare a un metallo e quindi a trasformarlo in uno ione positivo dipende dalla forza dell’elemento che strappa elettroni, generalmente un nonmetallo. Abbiamo visto che il Ferro riesce a dare 2 numeri di ossidazione e a perdere rispettivamente o 2 o 3 elettroni, il numero di elettroni che perde in una reazione chimica è direttamente collegato alla tendenza dell’altro atomo a strappare elettroni. Se ho un nonmetallo che vuole fortemente elettroni otterrò lo ione Fe3+, se invece uso un reagente più blando riuscirò a ottenere lo ione Fe2+. Se esistesse un composto che riuscisse a strappare 4 elettroni dal Ferro facendo sì che il tutto abbia un’energia minore rispetto ai reagenti allora la reazione potrebbe procedere. Non esistono però composti ossidanti così forti nella Chimica comune e quindi con i reattivi più comuni si ottengono solo questi numeri di ossidazione per il Ferro.
Lo stesso discorso vale per esempio per lo Zinco e il Rame. Abbiamo visto lo Zinco diventare Zn2+ e basta, non esiste un reagente così voglioso di elettroni da riuscire a disturbare la stabilità che gli orbitali 3d totalmente riempiti hanno. Il Rame invece ha configurazione esterna 4s1 3d10 ma riesce comunque a dare lo ione Cu2+ anche se per formarlo e necessaria la rottura della completezza degli orbitali 3d. Lo ione Cu2+ ha configurazione esterna 3d9. Dipende tutto dalla forza del reagente che acquista elettroni e dall’energia degli orbitali del metallo.
Per gli elementi del blocco f il discorso si complica ulteriormente e per capire il loro comportamento c’è bisogno di concetti un po’ complessi.
RIASSUNTO
Facciamo ora un piccolo riassunto su quanto detto prima.
- Blocco s = questi elementi presentano un solo numero di ossidazione perchè data la loro configurazione elettronica quando sono neutri l’unica possibilità che hanno è quella di perdere completamente gli elettroni più esterni per stabilizzarsi.
- Blocco p = gli elementi che appartengo a questo gruppo possono sia cedere gli elettroni sia acquistarli. I metalli tendono a cedere gli elettroni mentre i non metalli tendono ad acquistarli. Questi elementi possono dare più di una configurazione elettronica, possono perdere gli elettroni solo degli orbitali p oppure perdere gli elettroni sia degli orbitali p che s.
- Blocco d = gli elementi di transizione data la loro posizione non riescono nè ad acquistare nè a cedere elettroni per arrivare ad un configurazione elettronica dove gli orbitali p sono completi. Si procede allora con una situazione che vede per prima l’allontanamento degli elettroni del guscio s più esterno e in seguito l’allontanamento degli elettroni negli orbitali d.
Risposta
I gas nobili hanno l’orbitale p esterno completamente riempito, per loro non è vantaggioso perdere o acquistare elettroni perchè questo disturberebbe la loro stabilità. La loro particolare configurazione elettronica è il motivo della loro inerzia chimica.
