Atomi e Ioni – Parte 1

La materia è formata da atomi, ma spesso in natura si trovano anche ioni e molecole. Per capire come si formano i legami chimici è necessario seguire una catena di idee ben precisa: struttura dell’atomo → bilancio delle cariche → ioni.
Capitolo 1

Struttura dell’atomo e gusci elettronici

Nucleo Protoni Neutroni Elettroni Guscio esterno
Atomo
L’atomo è la più piccola porzione di un elemento chimico che ne conserva le proprietà chimiche.

La struttura dell’atomo, in modo semplificato, è organizzata così:

Il numero di protoni di un atomo si chiama numero atomico e identifica l’elemento. Questo numero non cambia: se cambiasse, cambierebbe l’elemento.

1.1 Gusci elettronici e guscio esterno

Gli elettroni non occupano qualsiasi posizione, ma sono distribuiti su livelli energetici separati. Nel linguaggio scolastico si parla spesso di gusci elettronici.

In modo schematico:

Guscio esterno
Il guscio esterno è il guscio più lontano dal nucleo che contiene almeno un elettrone. Il numero di elettroni nel guscio esterno determina il comportamento chimico dell’atomo:
  • se nel guscio esterno ci sono pochi elettroni, l’atomo tende a cederli;
  • se il guscio esterno è quasi completo, l’atomo tende ad acquistare elettroni o a condividerli;
  • se il guscio esterno è già completo, l’atomo risulta molto stabile e reagisce poco.
nucleo
p+, n0
Guscio interno: primo livello, più vicino al nucleo.
Guscio esterno: ultimo livello occupato.
I dischetti blu rappresentano in modo simbolico alcuni elettroni.

Quando si parlerà di metalli con pochi elettroni nel guscio esterno o di non metalli con guscio esterno quasi completo, il riferimento è sempre a questo schema.

Capitolo 2

Atomo neutro e bilancio delle cariche

Carica positiva Carica negativa Bilanciamento Carica totale
Atomo neutro
Un atomo neutro ha lo stesso numero di protoni (cariche positive) e di elettroni (cariche negative). Le cariche si compensano e la carica totale è zero.

Si può ragionare in questo modo:

In molte situazioni, però, gli atomi non restano neutri: possono perdere o acquistare elettroni. È a questo punto che nasce il concetto di ione.

Capitolo 3

Ioni: cationi e anioni

Ione Catione Anione Eccesso di carica
Ione
Uno ione è un atomo (o un gruppo di atomi) che ha perso oppure acquistato uno o più elettroni. Non è più neutro e porta una carica elettrica complessiva: positiva o negativa.

– Se perde elettroni ➜ si forma uno ione positivo (catione).
– Se acquista elettroni ➜ si forma uno ione negativo (anione).

Il numero di protoni è fissato e non cambia. A cambiare è il numero di elettroni. Di conseguenza cambia il bilancio tra cariche positive e negative.

3.1 Schema numerico: Na, Cl, Mg, O

La tabella seguente mostra il confronto fra atomo neutro e ione per alcuni elementi, usando numeri semplici.

Sodio (Na)
Stato Protoni Elettroni Risultato della carica
Atomo neutro Na 11 11 +11 e −11 si compensano ➜ carica totale 0
Ione Na+ 11 10 una carica positiva in più ➜ ione con carica +1
Cloro (Cl)
Stato Protoni Elettroni Risultato della carica
Atomo neutro Cl 17 17 carica totale 0
Ione Cl− 17 18 una carica negativa in più ➜ ione con carica −1
Magnesio (Mg)
Stato Protoni Elettroni Risultato della carica
Atomo neutro Mg 12 12 carica totale 0
Ione Mg2+ 12 10 due cariche positive in più ➜ ione con carica +2
Ossigeno (O)
Stato Protoni Elettroni Risultato della carica
Atomo neutro O 8 8 carica totale 0
Ione O2− 8 10 due cariche negative in più ➜ ione con carica −2

Nel passaggio da atomo neutro a ione: protoni e nucleo restano gli stessi, cambiano solo gli elettroni.

3.2 Tre schede riassuntive: neutro, catione, anione

Atomo neutro
Carica totale 0

Protoni ed elettroni sono in numero uguale. Le cariche positive e negative si compensano esattamente.

Esempio: Na (11 p+, 11 e−).

Catione
Ione positivo

L’atomo ha perso uno o più elettroni. Rimangono in eccesso le cariche positive dei protoni.

Esempio: Na+ (11 p+, 10 e−).

Anione
Ione negativo

L’atomo ha acquistato uno o più elettroni. Rimangono in eccesso le cariche negative degli elettroni.

Esempio: Cl− (17 p+, 18 e−).

Molte sostanze in soluzione (come i sali disciolti in acqua) sono costituite in gran parte da ioni, non solo da atomi neutri isolati.

3.3 Schema grafico Na → Na+ e Cl → Cl−

Nel disegno simbolico seguente:

Na
0
atomo neutro
→
Na
+
catione
Cl
−
anione

Na ha ceduto un elettrone e si è trasformato in Na+. Cl ha acquistato un elettrone e si è trasformato in Cl−. Più avanti, questi due ioni potranno unirsi formando un legame ionico.

Capitolo 4

Tavola periodica semplificata: metalli, non metalli, gas nobili

Metalli Non metalli Gas nobili Guscio esterno

Nella tavola periodica gli elementi sono raggruppati anche in base al loro comportamento chimico. Per lo scopo di questa pagina basta distinguere tre gruppi principali.

Metalli

In molti metalli il guscio esterno contiene pochi elettroni. Per raggiungere una configurazione più stabile, questi elementi tendono a cedere elettroni e formare cationi.

Na Mg Al K Ca Fe Cu
Non metalli

Molti non metalli hanno il guscio esterno quasi pieno, ma non del tutto. Tendono ad acquistare elettroni o a condividerli, formando anioni o legami covalenti.

H C N O F Cl S
Gas nobili

Nei gas nobili il guscio esterno è già completo. Per questo reagiscono poco e raramente cedono o acquistano elettroni.

He Ne Ar

I gas nobili rappresentano un modello di massima stabilità. Molti atomi, formando ioni o molecole, tendono a raggiungere una configurazione di elettroni nel guscio esterno simile a quella dei gas nobili.

Capitolo 5

Domande di ripasso – Parte 1

Le domande seguenti servono a verificare in modo rapido i concetti principali di questa prima parte. È utile provare a rispondere prima di aprire la soluzione.

1. Che cosa distingue un atomo neutro da uno ione, dal punto di vista del numero di protoni e di elettroni?
In un atomo neutro il numero di protoni e quello di elettroni è uguale: le cariche positive e negative si compensano. In uno ione il numero di elettroni è diverso dal numero di protoni: si crea un eccesso di cariche positive (catione) o di cariche negative (anione).
2. Perché il numero di protoni non può cambiare quando si forma uno ione?
Il numero di protoni è il numero atomico ed è la “carta d’identità” dell’elemento. Se cambiasse il numero di protoni cambierebbe anche l’elemento stesso. Nella formazione degli ioni variano solo gli elettroni, non i protoni.
3. In che cosa differisce, rispetto alla reattività, un gas nobile da un metallo alcalino come il sodio?
Un gas nobile ha il guscio esterno già completo, perciò tende a non cedere e non acquistare elettroni: è molto poco reattivo. Un metallo alcalino come il sodio ha un solo elettrone nel guscio esterno e tende a cederlo facilmente, formando Na+ e risultando molto reattivo.
Elettronegatività, Legami e Acqua – Parte 2

Elettronegatività, Legami e Acqua – Parte 2

Dopo aver definito atomi e ioni, il passo successivo è capire come si uniscono tra loro. Per questo servono tre idee collegate: elettronegatività, tipi di legame e un esempio concreto molto importante: l’acqua.
Capitolo 6

Elettronegatività e differenza di elettronegatività

Elettronegatività ΔEN Tendenza ad attirare elettroni
Elettronegatività
L’elettronegatività misura la tendenza di un atomo ad attirare a sé gli elettroni quando partecipa a un legame chimico.

Ogni elemento ha un suo valore di elettronegatività. Confrontando due elementi si calcola la differenza di elettronegatività:

ΔEN = EN (atomo più elettronegativo) − EN (atomo meno elettronegativo).

Nella barra seguente, in modo simbolico:

  • a sinistra ci sono elementi con bassa elettronegatività (tipicamente metalli);
  • a destra elementi con alta elettronegatività (alcuni non metalli, come il fluoro);
  • le tacche mostrano alcuni valori indicativi della scala.
poca tendenza ad attirare elettroni forte tendenza ad attirare elettroni
≈0
≈1,5
≈3,0
≈4,0

Metalli come sodio (Na) e magnesio (Mg) hanno elettronegatività più bassa; non metalli come ossigeno (O), fluoro (F) e cloro (Cl) hanno elettronegatività più alta.

Regola pratica per classificare il tipo di legame

Con un approccio scolastico semplificato, la differenza di elettronegatività fra due atomi può guidare nella classificazione del legame:

  • ΔEN < 0,4 → legame covalente apolare (condivisione quasi equa degli elettroni);
  • 0,4 ≤ ΔEN < 1,9 → legame covalente polare (condivisione sbilanciata);
  • ΔEN ≥ 1,9 → legame in larga parte ionico (trasferimento quasi completo dell’elettrone).

I valori precisi dipendono dalla scala di elettronegatività utilizzata, ma le soglie qui indicate sono utili come schema di lavoro per la classificazione.

Capitolo 7

Tre situazioni a confronto: apolare, polare, ionico

Condivisione equa Condivisione sbilanciata Trasferimento

Si può rappresentare il comportamento degli elettroni di legame immaginandoli come “concentrati” in una zona fra due atomi. La posizione di questa zona può rimanere al centro, spostarsi un po’ o essere quasi del tutto attirata da uno solo dei due atomi.

Legame covalente apolare
A
B
ΔEN molto piccola. Gli elettroni del legame restano, in media, a metà fra A e B. La condivisione è quasi perfettamente simmetrica.
Legame covalente polare
A
B
ΔEN intermedia. Gli elettroni del legame sono condivisi, ma si trovano più spesso vicino all’atomo più elettronegativo (B). Nasce una parziale separazione di carica.
Legame ionico
A
B
ΔEN grande. L’elettrone che prima era condiviso viene praticamente trasferito a B. Si formano due ioni di carica opposta: A diventa catione, B diventa anione.

Gli schemi sono simbolici: non rappresentano la posizione reale degli elettroni, ma aiutano a visualizzare come cambia la distribuzione delle cariche al variare di ΔEN.

Capitolo 8

Legame ionico e legame covalente

Legame ionico Legame covalente Cariche opposte Condivisione

8.1 Attrazione tra cariche: base del legame ionico

+
← →
+
stessa carica ➜ repulsione
+
→ ←
−
cariche opposte ➜ attrazione

L’attrazione tra cariche di segno opposto è il principio alla base del legame ionico.

Legame ionico
Il legame ionico si forma soprattutto fra un metallo e un non metallo: il metallo cede uno o più elettroni e diventa un catione, il non metallo li acquista e diventa un anione. L’attrazione tra cariche opposte tiene uniti i due ioni.

8.2 Esempio: formazione del NaCl

Il cloruro di sodio (sale da cucina) è un esempio di composto ionico. Si possono distinguere tre fasi logiche:

  1. atomi neutri di Na e Cl separati;
  2. formazione di Na+ e Cl− (perdita e acquisto di elettroni);
  3. attrazione tra Na+ e Cl− → formazione del composto NaCl.
Na
+
catione
↔
Cl
−
anione
NaCl
Attrazione fra cariche opposte ➜ reticolo di ioni Na+ e Cl−.

8.3 Legame covalente

Legame covalente
Il legame covalente si forma soprattutto fra non metalli. Gli atomi mettono in comune una o più coppie di elettroni: si parla di coppie elettroniche condivise.

Se la differenza di elettronegatività è molto piccola, la condivisione è quasi perfettamente simmetrica (legame covalente apolare). Se ΔEN è intermedia, la condivisione rimane ma gli elettroni passano più tempo vicino all’atomo più elettronegativo (legame covalente polare).

Capitolo 9

Esempio speciale: la molecola d’acqua (H₂O)

H₂O Legame covalente polare Legami a idrogeno Tensione superficiale Densità del ghiaccio

9.1 Polarità della molecola d’acqua

Nella molecola d’acqua gli atomi sono disposti così: O–H–H, con un angolo fra i due legami O–H. L’ossigeno è più elettronegativo dell’idrogeno. Gli elettroni dei legami O–H sono quindi, in media, più vicini all’ossigeno.

H δ+
O δ−
H δ+

La notazione δ− indica un leggero eccesso di carica negativa, mentre δ+ indica un leggero eccesso di carica positiva. L’acqua è quindi una molecola polare.

9.2 Legami a idrogeno

Poiché la molecola d’acqua è polare, la parte δ− dell’ossigeno di una molecola può attrarre debolmente la parte δ+ dell’idrogeno di un’altra molecola d’acqua. Questo genera legami deboli detti legami a idrogeno.

I legami a idrogeno sono più deboli dei legami covalenti, ma abbastanza numerosi da influenzare in modo deciso le proprietà dell’acqua.

9.3 Tre proprietà particolari dell’acqua

Polarità
Solvente efficace

La polarità rende l’acqua capace di interagire con molte sostanze cariche o polari, facilitandone lo scioglimento. È uno dei motivi per cui l’acqua è un ottimo solvente in natura.

Legami a idrogeno
Tensione superficiale

Le molecole d’acqua in superficie sono tenute insieme dai legami a idrogeno. Questo produce una tensione superficiale relativamente alta: piccoli organismi e oggetti molto leggeri possono rimanere sulla superficie senza affondare.

Struttura del ghiaccio
Il ghiaccio galleggia

Nel ghiaccio, le molecole d’acqua sono disposte in una struttura più ordinata e “aperta” rispetto all’acqua liquida. A parità di massa, il ghiaccio occupa più volume, quindi ha densità minore e galleggia sull’acqua liquida.

Capitolo 10

Domande di ripasso – Parte 2

Le domande seguenti permettono di verificare la comprensione della seconda parte: elettronegatività, tipi di legame e caso dell’acqua.

1. Che cosa indica l’elettronegatività di un atomo in un legame?
L’elettronegatività indica quanto un atomo tende ad attirare a sé gli elettroni quando fa parte di un legame chimico. Valori più alti corrispondono a una maggiore capacità di attrarre gli elettroni di legame.
2. In che modo la differenza di elettronegatività ΔEN aiuta a distinguere fra legame covalente apolare, covalente polare e ionico?
Se ΔEN è molto piccola (meno di circa 0,4), il legame è covalente apolare e gli elettroni sono condivisi quasi in modo simmetrico. Se ΔEN è intermedia (fra circa 0,4 e 1,9), il legame è covalente polare: gli elettroni sono condivisi ma più vicini all’atomo più elettronegativo. Se ΔEN è grande (maggiore o uguale a circa 1,9), il legame è in larga parte ionico: l’elettrone è quasi completamente trasferito all’atomo più elettronegativo e si formano due ioni.
3. Perché nella molecola d’acqua compaiono le cariche parziali δ− sull’ossigeno e δ+ sugli idrogeni?
L’ossigeno ha elettronegatività maggiore dell’idrogeno. Nei legami O–H gli elettroni sono condivisi ma passano più tempo vicino all’ossigeno. Di conseguenza l’ossigeno presenta un leggero eccesso di carica negativa (δ−), mentre ogni idrogeno presenta un leggero eccesso di carica positiva (δ+). La molecola è quindi polare.
4. Che relazione c’è fra la polarità dell’acqua, i legami a idrogeno e la tensione superficiale?
La polarità dell’acqua fa sì che l’ossigeno di una molecola (δ−) possa attrarre debolmente l’idrogeno di un’altra molecola (δ+). Questo genera legami a idrogeno fra le molecole d’acqua. In superficie, i numerosi legami a idrogeno fra le molecole producono una tensione superficiale relativamente alta, che rende la superficie dell’acqua più resistente alle deformazioni.