Energia di ionizzazione
Si definisce energia di prima ionizzazione
(o potenziale di prima ionizzazione) di un atomo isolato allo stato gassoso,
e si indica col simbolo I1,
l’energia che deve essere fornita all’atomo per poter allontanare a distanza
infinita un elettrone (quello che occupa il livello di valenza e quindi meno
fortemente trattenuto) e ottenere uno ione monopositivo (con una sola carica
positiva) isolato allo stato gassoso.
Tale processo che viene chiamato IONIZZAZIONE
può essere schematizzato in questo modo:
Dove i simboli hanno questo significato:
X (g) = indica un
generico atomo isolato allo stato gassoso;
X+ (g)
= indica lo ione monopositico (catione) isolato allo stato gassoso che si
ottiene da X;
e = indica l’elettrone
-> = la freccia indica il verso della trasformazione ossia la trasformazione
avviene da sinistra verso destra;
I1
= indica l’energia di prima ionizzazione.
All’interno di un gruppo
l’energia di ionizzazione cresce dal basso verso l’alto; l’elettrone
allontanato, infatti, appartenendo a livelli di energia sempre più lontani dal
nucleo e quindi più esterni, sarà meno attratto dal nucleo dell’atomo e
pertanto potrà più facilmente essere rimosso, inoltre tra il nucleo ed il
livello di valenza aumenta il numero di elettroni interni, i quali esercitano
un effetto di schermatura, cosi che nonostante il numero di protoni presenti
nel nucleo dell’atomo aumenti e quindi la forza d’attrazione nucleare sia
maggiore, essa risulta diminuita di molto.
Analogamente, all’interno
di un periodo l’energia di prima ionizzazione aumenta andando da sinistra verso
destra. Nel periodo, infatti, l’elettrone allontanato, si trova collocato nello
stesso livello di energia, la schermatura degli elettroni più interni rimane
quindi la stessa, ma cresce il numero di protoni presenti nel nucleo e quindi
la carica nucleare che, esercitando una maggiore forza di attrazione
sull’elettrone esterno, provoca un aumento dell’energia necessaria per
allontanarlo dall’atomo.
L’energia di ionizzazione
è un utile parametro che ci consenti di saper se un atomo, non combinato, tende
a sbarazzarsi o meno dei suoi elettroni; più è alto il valore dell’energia di
ionizzazione, più l’atomo tende a non perdere i suoi elettroni, al contrario
più è basso il valore dell’energia di ionizzazione, più l’atomo tende a
liberarsi dei suoi elettroni, un tale comportamento si può spiegare alla luce
della configurazione elettronica dell’atomo, più essa è una stabile
(configurazione dove i sottolivelli di valenza sono completi o semicompleti),
più l’atomo tenderà a mantenerla, invece se l’atomo perdendo elettroni
raggiunge una configurazione più stabile preferirà disfarsene per raggiungere
tale configurazione.
Nel diagramma di seguito
riportato è mostrato l’andamento dell’energia di prima ionizzazione dei primi
20 elementi del sistema periodo.
Si possono fare alcune
considerazioni: gli elementi He (Z=2), Ne (Z=10) e Ar (Z=18) [gas nobili,
ottavo gruppo] presentano energie di ionizzazione particolarmente elevate e i
loro valori corrispondono ai punti di massimo del diagramma. Gli elementi Li
(Z=3), Na (Z=11) e K (Z=19) [metalli alcalini, primo gruppo] presentano invece
basse energie di ionizzazione e i loro valori corrispondono ai punti di energia
minima. Ciò ci dice che elementi come He, Ne e Ar sono particolarmente stabili hanno infatti i
sottolivelli di valenza completi con otto elettroni (eccezione per l’elio che
ne ha due), mentre Li, Na e K, sono elementi che hanno stabilità molto bassa,
hanno un elettrone in più rispetto alla configurazione stabile dei gas nobili,
perdendo tale elettrone raggiungono tale configurazione.
In generale possiamo
affermare che i metalli sono caratterizzati da una bassa energia di
ionizzazione, mentre i non metalli sono caratterizzati da una elevata energia
di ionizzazione.
E’ possibile definire anche una energia di seconda
ionizzazione I2,
di terza ionizzazione I3
eccetera, come l’energia necessaria per allontanare da uno ione monopositivo un
secondo elettrone, da uno ione bipositivo un terzo elettrone rispettivamente
eccetera (è possibile allontanare uno alla volta tutti gli elettroni da un
atomo). Risulta che I1 è minore di I 2 che a sua volta è
minore di I 3 eccetera (I1 < I2 < I3
) questo perché gli elettroni risultano maggiormente attratti in un sistema carico.
Affinità elettronica
Si definisce affinità elettronica di un atomo isolato
allo stato gassoso, e si indica col simbolo A, l’energia che viene ceduta
quando all’atomo viene aggiunto un elettrone (nel livello di valenza) e si
ottiene uno ione mononegativo (con una sola carica negativa) isolato allo stato
gassoso.
Tale processo che viene chiamato IONIZZAZIONE
può essere schematizzato in questo modo:
Dove i simboli hanno questo significato:
X (g) = indica un
generico atomo isolato allo stato gassoso;
X- (g)
= indica lo ione mononegativo (anione) isolato allo stato gassoso che si
ottiene da X;
e = indica l’elettrone
-> = la freccia indica il verso della trasformazione ossia la trasformazione
avviene da sinistra verso destra;
A = indica l’affinità
elettronica.
L’affinità elettronica cresce dal basso verso
l’alto all’interno di un gruppo e da sinistra verso destra all’interno di un
periodo.
In generale possiamo
affermare che i metalli sono caratterizzati da una bassa affinità elettronica
(preferiscono perdere elettroni piuttosto che acquistarne), mentre i non
metalli sono caratterizzati da una elevata energia di ionizzazione.
L’affinità elettronica è
un utile parametro che ci consenti di saper se un atomo, non combinato, tende
ad acquistare o meno elettroni; più è alto il valore dell’affinità elettronica,
più l’atomo tende ad acquistare elettroni, al contrario più è basso il valore
dell’affinità elettronica, più l’atomo preferisce non acquistare elettroni, un
tale comportamento si può spiegare alla luce della configurazione elettronica
che l’atomo viene ad assumere acquistando un elettrone, più essa è stabile più l’atomo tenderà a raggiungerla.
