L’energia di ionizzazione: andamenti e anomalie

L’energia di ionizzazione e l’energia necessaria a strappare un elettrone da un atomo, e racconta con precisione quanto saldamente quell’elettrone e legato. Il suo andamento sulla tavola periodica e quasi l’immagine speculare del raggio atomico, ma le sue piccole irregolarita sono spesso piu istruttive della tendenza generale, perche svelano la struttura a sottolivelli degli atomi.

Vediamo come si definisce, perche cresce verso destra e diminuisce verso il basso, dove compaiono le anomalie e perche le ionizzazioni successive aumentano a balzi.

Definizione e ionizzazioni successive

La prima energia di ionizzazione e l’energia richiesta per rimuovere l’elettrone meno legato da un atomo gassoso neutro, lasciando un catione monovalente. La seconda e quella per togliere un secondo elettrone dal catione gia formato, e cosi via. Ogni ionizzazione successiva richiede piu energia della precedente, perche si strappa un elettrone da uno ione gia positivo, che lo trattiene piu saldamente.

X(g) → X⁺(g) + e⁻    ΔE = I₁ > 0

Il salto e a volte enorme. Nell’elio la prima energia di ionizzazione vale circa 24,6 eV, mentre la seconda sale a 54,4 eV: rimuovere il secondo elettrone, da uno ione gia carico positivamente e in assenza di repulsione interelettronica, costa piu del doppio. Questi salti sono la firma della struttura a gusci.

Lungo il periodo e lungo il gruppo

L’andamento generale segue da vicino il raggio, ma rovesciato. Lungo un periodo l’energia di ionizzazione cresce verso destra: la carica nucleare efficace aumenta, l’atomo si contrae e gli elettroni di valenza sono trattenuti piu saldamente. Lungo un gruppo diminuisce scendendo: l’elettrone esterno e in un guscio piu lontano e schermato, quindi piu facile da rimuovere.

Massimi e minimi: gas nobili e alcalini

I gas nobili hanno le energie di ionizzazione piu alte di tutto il loro periodo, perche i loro elettroni occupano gusci completamente riempiti, molto stabili. I valori scendono ordinatamente lungo il gruppo: l’elio richiede circa 2372 kJ/mol, il neon 2081, l’argon 1520, il kripton 1351, lo xeno 1170 e il radon circa 1037 kJ/mol. All’opposto, i metalli alcalini hanno le energie piu basse del periodo: hanno un solo elettrone esterno a un guscio chiuso, debolmente legato e facile da cedere. E la chiave della loro reattivita.

Le anomalie che svelano i sottolivelli

L’aumento lungo il periodo non e perfettamente monotono: due piccoli cali ricorrenti tradiscono la struttura elettronica fine.

Il primo si ha passando dal gruppo 2 al gruppo 13 (per esempio da berillio a boro): il nuovo elettrone entra in un orbitale p, di energia leggermente piu alta e meglio schermato dagli elettroni s sottostanti, quindi e un po’ piu facile da rimuovere nonostante la maggiore carica nucleare. Il secondo si ha passando dal gruppo 15 al gruppo 16 (per esempio da azoto a ossigeno): nell’azoto i tre elettroni p occupano orbitali separati (sottolivello semipieno, stabile), mentre nell’ossigeno il quarto elettrone p deve appaiarsi, subendo repulsione, e si rimuove con minore energia.

I balzi nelle ionizzazioni successive

Le ionizzazioni successive rivelano la struttura a gusci nel modo piu spettacolare. Finche si rimuovono elettroni di valenza, l’energia cresce gradualmente; quando si comincia a intaccare un guscio interno completo, compare un balzo enorme. Nel sodio, per esempio, la prima ionizzazione e modesta (un elettrone 3s), ma la seconda e altissima, perche tocca il guscio chiuso simile al neon. Il numero di elettroni rimovibili a basso costo coincide con il numero del gruppo, e questo motiva la valenza tipica degli elementi.

Perche conta nella pratica

L’energia di ionizzazione spiega perche un metallo cede facilmente elettroni e un non metallo no, quale stato di ossidazione un elemento prefera, quanto e forte un riducente. E alla base dei potenziali redox, della formazione dei legami ionici e della reattivita dei metalli. Saper leggere i suoi andamenti e le sue anomalie permette di prevedere il comportamento chimico di un elemento prima ancora di consultare una tabella, e di capire perche certi composti si formano e altri no.

Domande frequenti

Che cos’e l’energia di ionizzazione?

E l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo o ione in fase gassosa. La prima energia riguarda l’atomo neutro, le successive gli ioni gia formati. Misura quanto saldamente l’elettrone e legato: valori alti indicano elettroni difficili da strappare, valori bassi elettroni facili da cedere, come negli elementi metallici.

Perche le ionizzazioni successive aumentano sempre?

Perche dopo la prima si strappa un elettrone da uno ione gia positivo, che lo trattiene piu fortemente per la minore repulsione interna e il maggiore eccesso di carica positiva. Quando si comincia a intaccare un guscio interno completo, compare un balzo enorme di energia: e questo che rivela quanti elettroni di valenza ha l’elemento.

Perche l’ossigeno ha energia di ionizzazione minore dell’azoto?

Perche nell’azoto i tre elettroni p occupano orbitali separati, in una configurazione semipiena particolarmente stabile, mentre nell’ossigeno il quarto elettrone p deve appaiarsi in un orbitale gia occupato, subendo repulsione. Questo rende l’elettrone dell’ossigeno piu facile da rimuovere, generando un piccolo calo controtendenza passando dal gruppo 15 al 16.

Perche i gas nobili hanno l’energia di ionizzazione piu alta?

Perche i loro elettroni occupano gusci completamente riempiti, configurazioni molto stabili da cui e energeticamente costoso togliere un elettrone. I valori scendono ordinatamente nel gruppo, dall’elio (circa 2372 kJ/mol) fino al radon (circa 1037 kJ/mol), perche l’elettrone esterno e via via piu lontano e schermato.

Perche la prima ionizzazione dell’elio non e il doppio di quella dell’idrogeno?

Perche, pur avendo l’elio due protoni contro uno dell’idrogeno, i due elettroni dell’elio si respingono reciprocamente nello stesso orbitale 1s, riducendo l’attrazione effettiva del nucleo su ciascuno. Il risultato e che l’energia di ionizzazione dell’elio e solo circa 1,81 volte quella dell’idrogeno: la repulsione interelettronica impedisce un semplice scaling con la carica nucleare.