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8.4:

Energia ionizzata

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Chemistry
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JoVE Core Chemistry
Ionization Energy

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Il comportamento chimico degli atomi e degli ioni è fortemente influenzato dalla facilità o dalla difficoltà necessarie a rimuovere elettroni, specialmente gli elettroni più esterni, che partecipano alle formazioni di legami chimici. L’energia richiesta per rimuovere un elettrone da un atomo gassoso nel suo stato fondamentale è detta prima energia di ionizzazione ed è espressa in kilojoule per mole. L’energia richiesta per rimuovere l’elettrone successivo è detta seconda energia di ionizzazione e così via.Scendendo lungo una colonna, le energie di ionizzazione diminuiscono. Ricordiamo che il numero quantico principale più elevato degli elettroni di valenza aumenta lungo le colonne, portando a dimensioni atomiche maggiori. Pertanto, più sono lontani gli elettroni più esterni, più facile sarà rimuoverli.Per gli elementi del gruppo principale, l’energia di ionizzazione aumenta in tutto il periodo. Il motivo risiede nel numero atomico crescente, dove gli elettroni di valenza sperimentano una carica nucleare efficace più elevata che rende più difficile la rimozione degli elettroni più esterni. Questo spiega perché il cloro ha un’energia di ionizzazione maggiore del sodio, per esempio.Generalmente, l’energia di ionizzazione è minima per un metallo alcalino e raggiunge un picco con i gas nobili. I metalli di transizione mostrano un piccolo aumento dell’energia di ionizzazione, e gli elementi del blocco f mostrano un cambiamento ancora minore. Ci sono alcune eccezioni da considerare.i boro ha un’energia di ionizzazione inferiore al berillio, anche se è più a destra nella tavola periodica. Il berillio ha elettroni 2s di energia inferiore, mentre il boro ha un elettrone 2p di energia più elevata, rendendo la sua rimozione energicamente più favorevole. Un’altra eccezione è l’ossigeno, che ha una prima energia di ionizzazione inferiore dell’azoto.Rispetto all’azoto, l’ossigeno ha quattro elettroni p e la rimozione di un elettrone elimina la repulsione elettrone-elettrone. Pertanto, è necessaria meno energia per la ionizzazione. Queste eccezioni si osservano anche nei periodi successivi.La rimozione degli elettroni dai cationi è più difficile che dagli atomi neutri. Generalmente, le energie di ionizzazione aumentano per gli elementi successivi. Si consideri il potassio.La seconda energia di ionizzazione è significativamente più elevata, in quanto comporta la rimozione di un elettrone centrale da uno ione con una configurazione del gas nobile. Allo stesso modo, per il calcio, vi è un forte aumento dalla seconda alla terza energia di ionizzazione quando un elettrone centrale viene rimosso da un catione con una configurazione di gas nobile.

8.4:

Energia ionizzata

La quantità di energia necessaria per rimuovere l’elettrone più liberamente legato da un atomo gassoso nel suo stato suolo è chiamata la sua prima energia di ionizzazione (IE1). La prima energia di ionizzazione per un elemento, X, è l’energia necessaria per formare una catione con 1+ carica:

Eq1

L’energia necessaria per rimuovere il secondo elettrone più legato è chiamata seconda energia di ionizzazione (IE2).

Eq2

L’energia necessaria per rimuovere il terzo elettrone è la terza energia di ionizzazione, e così via. L’energia è sempre necessaria per rimuovere elettroni da atomi o ioni, quindi i processi di ionizzazione sono endotermici e i valori di IE sono sempre positivi. Per gli atomi più grandi, l’elettrone più legato si trova più lontano dal nucleo e quindi è più facile da rimuovere. Pertanto, con l’aumentare delle dimensioni (raggio atomico), l’energia di ionizzazione dovrebbe diminuire.

Entro un certo periodo, l’IE1 aumenta generalmente con l’aumento della Z. Verso il basso di un gruppo, il valore di IE1 diminuisce generalmente con l’aumento di Z. Vi sono tuttavia alcune deviazioni sistematiche da questa tendenza. Si noti che l’energia di ionizzazione del boro (numero atomico 5) è inferiore a quella del berillio (numero atomico 4) anche se la carica nucleare di boro è maggiore di un protone. Questo può essere spiegato perché l’energia dei subshell aumenta con l’aumentare, a causa della penetrazione e della schermatura. All’interno di ogni guscio, gli elettroni s sono più bassi in energia rispetto agli elettroni p. Ciò significa che un elettrone s è più difficile da rimuovere da un atomo di un elettrone p nello stesso guscio. L’elettrone rimosso durante la ionizzazione del berillio ([He]2s2) è un elettrone s, mentre l’elettrone rimosso durante la ionizzazione del boro ([He]2s22 p1) è un elettrone p; ciò si traduce in una prima energia di ionizzazione inferiore per il boro, anche se la sua carica nucleare è maggiore di un protone. Pertanto, vediamo una piccola deviazione dalla tendenza prevista che si verifica ogni volta che inizia una nuova sottoshell.

Un’altra deviazione si verifica quando gli orbitali diventano più della metà riempiti. La prima energia di ionizzazione per l’ossigeno è leggermente inferiore a quella dell’azoto, nonostante la tendenza all’aumento dei valori di IE1 in un periodo. Per l’ossigeno, la rimozione di un elettrone eliminerà la repulsione elettrone-elettrone causata dall’accoppiamento degli elettroni nell’orbitale 2p e si tradurrà in un orbitale semi-riempito (che è energeticamente favorevole). Cambiamenti analoghi si verificano nei periodi successivi.

Rimuovere un elettrone da un catione è più difficile che rimuovere un elettrone da un atomo neutro a causa della maggiore attrazione elettrostatica per il catione. Allo stesso modo, rimuovere un elettrone da un catione con una carica positiva più alta è più difficile che rimuovere un elettrone da uno ione con una carica inferiore. Pertanto, le energie di ionizzazione successive per un elemento aumentano sempre. Come si è visto nella tabella 1, vi è un forte aumento delle energie di ionizzazione per ogni elemento. Questo salto corrisponde alla rimozione degli elettroni del nucleo, che sono più difficili da rimuovere rispetto agli elettroni di valenza. Per esempio, Sc e Ga hanno entrambi tre elettroni di valenza, quindi il rapido aumento dell’energia di ionizzazione avviene dopo la terza ionizzazione.

Tabella 1: Energie di ionizzazione successive per elementi selezionati (kJ/mol)

Elemento IE1 IE2 IE3 IE4 IE5 IE6 IE7
K 418.8 3051.8 4419.6 5876.9 7975.5 9590.6 11343
Ca 589.8 1145.4 4912.4 6490.6 8153.0 10495.7 12272.9
M.b 633.1 1235.0 2388.7 7090.6 8842.9 10679.0 13315.0
Ga 578.8 1979.4 2964.6 6180 8298.7 10873.9 13594.8
Ge 762.2 1537.5 3302.1 4410.6 9021.4 Non disponibile Non disponibile
Come 944.5 1793.6 2735.5 4836.8 6042.9 12311.5 Non disponibile

Questo testo è adattato da OpenStax Chemistry 2e, Sezione 6.5: Variazioni periodiche nelle proprietà degli elementi.