I gas nobili, ultima colonna della tavola periodica, presentano configurazioni elettroniche particolarmente stabili: \(\mathrm{He}\) possiede il livello \(n=1\) completo (\(1s^2\)), mentre \(\mathrm{Ne}\), \(\mathrm{Ar}\), \(\mathrm{Kr}\) (cripton), \(\mathrm{Xe}\) (xeno) e \(\mathrm{Rn}\) (radon) hanno l’ottetto esterno pieno (\(ns^2 np^6\)). La loro inerzia chimica discende proprio da questa pienezza del guscio di valenza, che rende sfavorevole l’acquisto o la perdita di elettroni in condizioni ordinarie.

Gli atomi degli altri gruppi sono generalmente più reattivi perché tendono a raggiungere una configurazione elettronica analoga a quella del gas nobile più vicino. Questo principio è sintetizzato nella regola dell’ottetto: in molte reazioni gli elementi acquistano, perdono o condividono il numero minimo di elettroni necessario per ottenere uno strato di valenza con otto elettroni (o due per il livello \(n=1\)). Tale regola è particolarmente efficace per gli elementi rappresentativi e fornisce una guida qualitativa alla previsione dei prodotti e della natura dei legami. Come è noto, esistono eccezioni, specialmente per molecole con elettroni dispari, ottetti incompleti o “espansi”, nonché per i metalli di transizione; ciò non ne diminuisce l’utilità come regola generale.

È spesso comodo rappresentare gli elettroni interni (non di valenza) con il simbolo del gas nobile precedente tra parentesi quadre. Per esempio, la configurazione elettronica completa del sodio (\(\mathrm{Na}\), numero atomico 11) è \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1\). Poiché il neon (\(\mathrm{Ne}\), \(Z=10\)) ha configurazione \(1s^2\,2s^2\,2p^6\), possiamo scrivere in forma abbreviata per il sodio: \([\mathrm{Ne}]\,3s^1\). Questa notazione evidenzia da un lato il “core” elettronico del gas nobile, dall’altro gli elettroni di valenza, che sono quelli chimicamente attivi.

In modo analogo, molte configurazioni risultano compatte e trasparenti quando si utilizzano le notazioni con gas nobile:

Esercizio riformulato. Scrivere le configurazioni elettroniche abbreviate dei seguenti elementi e individuare gli elettroni di valenza coinvolti: magnesio (\(\mathrm{Mg}\)), cloro (\(\mathrm{Cl}\)), potassio (\(\mathrm{K}\)).

Soluzione. Utilizzando il gas nobile precedente per ciascun elemento si ottiene: \[ \mathrm{Mg}: [\mathrm{Ne}]\,3s^2;\quad \mathrm{Cl}: [\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^5;\quad \mathrm{K}: [\mathrm{Ar}]\,4s^1. \] In ciascun caso, la parte a destra della parentesi quadra individua gli elettroni di valenza.

Un ione è una specie chimica dotata di carica netta. Gli anioni (carica negativa) si formano per acquisto di uno o più elettroni; i cationi (carica positiva) si originano per perdita di elettroni. A livello simbolico, la formazione di un anione si rappresenta ponendo gli elettroni come reagenti, mentre la formazione di un catione li mostra come prodotti; i numeri atomici e di massa non cambiano durante il processo e, per brevità, sono spesso omessi.

La generazione del catione sodio segue uno schema analogo, con gli elettroni sul lato dei prodotti:

In notazione compatta si scrivono semplicemente \(\mathrm{Na}^+\) per il catione sodio e \(\mathrm{F}^-\) per l’anione fluoro. È essenziale ricordare che la carica ionica varia esclusivamente per acquisto o perdita di elettroni: il nucleo non subisce alcuna modifica e il numero di protoni rimane costante.

La posizione nella tavola periodica consente di anticipare il tipo di ione che un elemento forma più facilmente. I metalli (soprattutto quelli a sinistra) tendono a perdere tutti gli elettroni di valenza, generando cationi isoelettronici con il gas nobile precedente e raggiungendo così l’ottetto esterno:

In ciascuno di questi esempi, lo ione risultante ha la stessa popolazione elettronica del neon: \(\mathrm{Na}^+\,(10\,e^-)\), \(\mathrm{Mg}^{2+}\,(10\,e^-)\) e \(\mathrm{Al}^{3+}\,(10\,e^-)\) sono isoelettronici con \(\mathrm{Ne}\,(10\,e^-)\) e risultano particolarmente stabili. Il comportamento è tipico della famiglia: gli elementi del gruppo 1 danno comunemente ioni \(\!+1\) (\(\mathrm{H}^+\), \(\mathrm{Li}^+\), \(\mathrm{Na}^+\), \(\mathrm{K}^+\), \(\mathrm{Rb}^+\), \(\mathrm{Cs}^+\), \(\mathrm{Fr}^+\)); quelli del gruppo 2 formano prevalentemente cationi \(\!+2\) (\(\mathrm{Be}^{2+}\), \(\mathrm{Mg}^{2+}\), \(\mathrm{Ca}^{2+}\), \(\mathrm{Sr}^{2+}\), \(\mathrm{Ba}^{2+}\)).

I non metalli, collocati a destra della tavola periodica, tendono ad acquistare elettroni fino a raggiungere la configurazione del gas nobile successivo, producendo anioni con ottetto completo. Tipicamente gli alogeni formano ioni mononegativi (\(\mathrm{F}^-\), \(\mathrm{Cl}^-\), \(\mathrm{Br}^-\), \(\mathrm{I}^-\)), gli elementi del gruppo dell’ossigeno generano specie dinegative (\(\mathrm{O}^{2-}\), \(\mathrm{S}^{2-}\)) e quelli del gruppo dell’azoto formano talvolta ioni trinegativi (\(\mathrm{N}^{3-}\), \(\mathrm{P}^{3-}\)), quando le condizioni lo permettono.

Per i metalli di transizione, la situazione è più articolata: anch’essi formano perlopiù cationi, ma con “valenza variabile”. Differenze energetiche relativamente piccole tra gli elettroni dei sottolivelli \(ns\) e \((n-1)d\) permettono la formazione di più stati di ossidazione stabili. Esempi classici sono \(\mathrm{Fe}^{2+}\) e \(\mathrm{Fe}^{3+}\); \(\mathrm{Cu}^+\) e \(\mathrm{Cu}^{2+}\); nonché elementi come vanadio (\(\mathrm{V}\)) e manganese (\(\mathrm{Mn}\)) che presentano diverse cariche ioniche accessibili. A differenza degli elementi rappresentativi, per le transizioni la previsione della carica è meno immediata dalla sola posizione nel sistema periodico, e analogie significative compaiono sia lungo i periodi sia all’interno dei gruppi.