Capitolo 4
Dalla
configurazione
elettronica alle
proprietà degli
elementi
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4.1 La configurazione elettronica
dello stato fondamentale
4.2 Le configurazioni elettroniche
spiegano l’organizzazione della
tavola periodica
4.3 Le proprietà degli atomi
dipendono dalla loro configurazione
elettronica
When Mendeleev constructed his periodic
table, elements with similar chemical
properties were arranged in vertical columns
called groups. Later work led to the expanded
version of the periodic table we use today.
4.1 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELLO STATO
FONDAMENTALE
Comprendere come gli elettroni si dispongono negli orbitali degli
atomi dei diversi elementi è di fondamentale importanza perché da
tale disposizione dipendono le caratteristiche chimiche di ciascuno di
essi. In particolare, la reattività di ogni elemento, come la sua
capacità di formare certi legami chimici piuttosto che altri, sono
caratteristiche che dipendono dagli elettroni più esterni.
Diventa pertanto imprescindibile conoscere la cosiddetta
«configurazione elettronica» di ogni elemento, che ci permetterà di
capire di conseguenza la stragrande maggioranza dei suoi
comportamenti chimici e fisici.
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La distribuzione degli elettroni all’interno degli orbitali di un atomo
viene detta struttura elettronica o configurazione elettronica
dell’atomo.
4.1 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELLO STATO
FONDAMENTALE
L’idrogeno, con numero atomico Z=1, possiede un solo elettrone che,
nello stato fondamentale, occupa l’orbitale disponibile a minor
energia, cioè l’orbitale 1s. Per indicare la configurazione elettronica di
un atomo riportiamo i sottolivelli che contengono elettroni,
rappresentando il numero di elettroni con un indice in alto a destra
accanto alla lettera che indica il sottolivello. Secondo questa
convenzione, definita formula elettronica, la configurazione
elettronica dell’idrogeno è:
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4.1 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELLO STATO
FONDAMENTALE
A volte può essere vantaggioso esprimere le configurazioni
elettroniche in modo schematico, con il diagramma degli orbitali.
Secondo questo schema, ciascun orbitale è rappresentato da un
cerchietto e gli elettroni da frecce orientate verso l’alto o il basso per
indicare gli spin opposti. Il diagramma dell’idrogeno è:
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Consideriamo adesso l’elio, per il quale Z =2. Quest’atomo possiede
due elettroni che occupano l’orbitale 1s. La configurazione
elettronica dell’elio può quindi essere scritta come:
4.1 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELLO STATO
FONDAMENTALE
Il diagramma indica chiaramente che i due elettroni 1s sono appaiati,
con spin antiparalleli, e occupano completamente l’orbitale 1s
(principio di esclusione di Pauli).
Procedendo in questo modo, possiamo prevedere con successo le
configurazioni elettroniche della maggior parte degli elementi della
tavola periodica.
Per esempio, i due elementi successivi sono litio, Li (Z = 3), e
berillio, Be (Z =4), che hanno rispettivamente tre e quattro elettroni.
In entrambi i casi, i primi due elettroni occupano l’orbitale 1s con i
loro spin antiparalleli. Dopo che il sottolivello 1s è stato riempito da
due elettroni, l’orbitale successivo a energia più bassa il 2s,
anch’esso con una capacità di due elettroni. Il terzo elettrone del litio
e i due elettroni rimanenti del berillio occupano quindi l’orbitale 2s.
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4.1 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELLO STATO
FONDAMENTALE
Le strutture elettroniche del litio e del berillio sono quindi:
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4.1 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELLO STATO
FONDAMENTALE
Dopo il berillio abbiamo il boro, B (Z = 5). I primi quattro elettroni
completano i sottolivelli 1s e 2s, così il quinto deve necessariamente
occupare il sottolivello 2p. Nel diagramma del boro, il quinto
elettrone può essere posizionato indifferentemente in ognuno dei tre
orbitali 2p, perché questi hanno tutti la stessa energia:
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4.1 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELLO STATO
FONDAMENTALE
È importante osservare che in questo diagramma sono rappresentati
tutti gli orbitali del sottolivello 2p anche se due di essi sono vuoti.
L’elemento successivo è il carbonio, C (Z =6), che ha sei elettroni.
Come prima, quattro elettroni occupano gli orbitali 1s e 2s; gli altri
due si sistemano nel sottolivello 2p.
Per costruire il diagramma degli orbitali, però, dobbiamo decidere
come disporre i due elettroni p. La scelta viene fatta in base alla
regola di Hund.
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La regola di Hund afferma che: quando gli elettroni devono essere
disposti in una serie di orbitali di uguale energia, detti orbitali
degeneri, si occupa il maggior numero di orbitali possibile per avere
il minor numero di elettroni appaiati.
4.1 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELLO STATO
FONDAMENTALE
Usando il principio di esclusione di Pauli e la regola di Hund possiamo
completare i diagrammi orbitalici per gli altri elementi del secondo
periodo:
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4.1 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELLO STATO
FONDAMENTALE
L'esatta sequenza relativa al riempimento dei sottolivelli può essere
così riassunta nel seguente ordine:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d,
7p, e così via.
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4.2 LE CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE SPIEGANO
L’ORGANIZZAZIONE DELLA TAVOLA PERIODICA
Mendeleev costruì la sua tavola periodica sistemando gli elementi
con caratteristiche simili in colonne verticali dette gruppi.
La struttura di base della tavola periodica moderna, derivata dal
lavoro di Mendeleev, è uno dei supporti empirici più forti per la
teoria quantistica, su cui ci siamo basati per comprendere la
struttura elettronica dell’atomo.
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4.2 LE CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE SPIEGANO
L’ORGANIZZAZIONE DELLA TAVOLA PERIODICA
Consideriamo, per esempio, il modo in cui si presenta la tavola
periodica. A sinistra vi è un blocco con due colonne di elementi, a
destra un blocco con sei colonne, al centro uno con dieci colonne e
sotto la tavola vi sono due righe di quattordici elementi ciascuna.
Questi numeri, 2, 6, 10 e 14, corrispondono esattamente al numero
di elettroni previsti dalla teoria quantistica per i sottolivelli s, p, d e
f. In effetti, quando scriviamo la configurazione elettronica di un
elemento possiamo usare la tavola periodica per prevedere l’ordine
di riempimento dei sottolivelli.
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4.2 LE CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE SPIEGANO
L’ORGANIZZAZIONE DELLA TAVOLA PERIODICA
Consideriamo, per esempio, l’elemento calcio, la cui configurazione
elettronica è:
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Per poter prevedere questa configurazione, dobbiamo fare riferimento
alla tavola periodica. Si osserva che nel primo Periodo vi sono solo due
elementi, H e He: per completare il periodo sono necessari due
elettroni che occupano il sottolivello 1s. Passando al secondo Periodo,
notiamo che i primi due elementi, Li e Be, fanno parte del blocco a due
colonne; come abbiamo visto in precedenza, l’ultimo elettrone di
ognuno di questi atomi occupa il sottolivello 2s. Gli elementi successivi
sono situati nel blocco a sei colonne e qui, via via che ci spostiamo
verso destra, viene riempito gradualmente il sottolivello 2p. Dobbiamo
a questo punto scendere al terzo Periodo, che comincia dal blocco a
due colonne per passare poi al blocco a sei colonne, in cui si occupano,
rispettivamente, i sottolivelli 3s e 3p. Infine, nel quarto Periodo,
osserviamo che il calcio è il secondo elemento del blocco a due
colonne: viene pertanto occupato tutto il sottolivello 4s.
4.2 LE CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE SPIEGANO
L’ORGANIZZAZIONE DELLA TAVOLA PERIODICA
Ogni volta che attraversiamo il blocco a due colonne, gli elettroni
occupano un sottolivello s, il cui numero quantico principale è
uguale al numero del periodo (secondo Periodo, 2s; terzo Periodo,
3s; quarto Periodo, 4s). Allo stesso modo, tutte le volte che
attraversiamo il blocco a sei colonne, gli elettroni occupano un
sottolivello p, il cui numero quantico principale è pari al numero del
periodo (secondo Periodo, 2p; terzo Periodo, 3p).
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4.2 LE CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE SPIEGANO
L’ORGANIZZAZIONE DELLA TAVOLA PERIODICA
Negli elementi di transizione, il numero quantico principale del
sottolivello d corrisponde al numero del periodo diminuito di un’unità;
per esempio, gli elettroni degli elementi di transizione del quarto
Periodo riempiono progressivamente il sottolivello 3d; quelli del quinto
Periodo il sottolivello 4d, e così via. Nel caso degli elementi di
transizione interna, invece, il numero quantico principale del
sottolivello f corrisponde al numero del periodo diminuito di due unità;
così, gli elettroni dei lantanidi, del sesto Periodo, riempiono il
sottolivello 4f, mentre quelli degli attinidi, del settimo Periodo,
riempiono il sottolivello 5f.
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4.2 LE CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE SPIEGANO
L’ORGANIZZAZIONE DELLA TAVOLA PERIODICA
►LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA SPIEGA LE
PROPRIETÀ CHIMICHE DEGLI ELEMENTI RAPPRESENTATIVI
Le reazioni chimiche cui gli elementi vanno incontro dipendono dalla
distribuzione degli elettroni nel livello più esterno dell’atomo.
Infatti, sono gli elettroni più esterni a essere coinvolti nelle
reazioni chimiche fra atomi; al contrario, gli elettroni più interni, detti
elettroni del core, sono «sepolti» dentro l’atomo e, in genere, non
giocano alcun ruolo nella formazione dei legami chimici.
È quindi ragionevole supporre che elementi con proprietà simili
abbiano configurazioni elettroniche esterne simili. Diamo uno
sguardo alle configurazioni esterne dei metalli alcalini del Gruppo IA:
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4.2 LE CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE SPIEGANO
L’ORGANIZZAZIONE DELLA TAVOLA PERIODICA
►LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA SPIEGA LE
PROPRIETÀ CHIMICHE DEGLI ELEMENTI RAPPRESENTATIVI
Ciascuno di questi elementi nel livello più esterno presenta un solo
elettrone, che occupa un sottolivello s. Come vedremo in seguito, i
metalli alcalini quando reagiscono perdono un elettrone per formare
ioni di carica 1+.
L’elettrone perduto è quello esterno del
sottolivello s e la configurazione elettronica dello ione formato
corrisponde a quella del gas nobile che precede il metallo:
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4.2 LE CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE SPIEGANO
L’ORGANIZZAZIONE DELLA TAVOLA PERIODICA
►LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA SPIEGA LE
PROPRIETÀ CHIMICHE DEGLI ELEMENTI RAPPRESENTATIVI
Per richiamare l’attenzione sugli elettroni esterni, spesso si scrivono
le configurazioni elettroniche in forma abbreviata. Consideriamo, per
esempio, gli elementi sodio e magnesio, le cui configurazioni
elettroniche sono:
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In entrambi i casi, gli elettroni più esterni appartengono al sottolivello
3s, mentre la configurazione degli elettroni del core, 1s22s22p6, è la
stessa del gas nobile neon. Le configurazioni abbreviate di sodio e
magnesio sono:
4.2 LE CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE SPIEGANO
L’ORGANIZZAZIONE DELLA TAVOLA PERIODICA
►LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA SPIEGA LE
PROPRIETÀ CHIMICHE DEGLI ELEMENTI RAPPRESENTATIVI
Per gli elementi rappresentativi (quelli delle colonne più lunghe), i
soli elettroni che generalmente influenzano le proprietà chimiche
sono quelli del livello più esterno.
Gli elettroni del livello di valenza sono detti elettroni di valenza. (Il
termine valenza è correlato alla capacità di combinarsi di un
elemento.)
Nel caso degli elementi rappresentativi esiste un modo molto
semplice, basato sull’impiego della tavola periodica, per determinare
la configurazione elettronica dello strato di valenza. Lo strato di
valenza è sempre costituito dai sottolivelli s e p che si incontrano
lungo il periodo dell’elemento considerato.
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L'ultimo livello è chiamato livello di valenza (o strato di valenza)
ed è sempre il livello occupato con il più alto valore di n.
4.2 LE CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE SPIEGANO
L’ORGANIZZAZIONE DELLA TAVOLA PERIODICA
►LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA SPIEGA LE
PROPRIETÀ CHIMICHE DEGLI ELEMENTI RAPPRESENTATIVI
Esistono alcune eccezioni alle regole per la previsione delle
configurazioni elettroniche, per esempio i casi del cromo e del rame.
Le configurazioni determinate sperimentalmente sono:
Anzichè:
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4.2 LE CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE SPIEGANO
L’ORGANIZZAZIONE DELLA TAVOLA PERIODICA
►LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA SPIEGA LE
PROPRIETÀ CHIMICHE DEGLI ELEMENTI RAPPRESENTATIVI
Nel cromo, un elettrone viene «prestato» dal sottolivello 4s al
sottolivello 3d che risulta semicompleto; nel rame, l’elettrone
«prestato» dal sottolivello 4s completa il sottolivello 3d. È evidente
che i sottolivelli semicompleti o completi (soprattutto questi ultimi)
assumono una particolare stabilità che rende il «prestito elettronico»
energeticamente favorevole.
Questo fenomeno, limitato ma non di meno importante, influenza
non solo la configurazione dello stato fondamentale di alcuni atomi
(per esempio Cr, Cu, Ag e Au), ma anche le stabilità relative di certi
ioni che si formano dagli elementi di transizione.
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
Molte proprietà chimiche e fisiche variano in modo sistematico in
relazione alla posizione di un elemento nella tavola periodica e si
ripetono con lo stesso andamento passando da un periodo al
successivo, tanto da essere definite periodiche.
Per esempio, il carattere metallico degli elementi aumenta procedendo
dall’alto verso il basso all’interno di un gruppo e da destra verso
sinistra in un periodo.
Tra le proprietà periodiche ve ne sono alcune che in modo
particolare seguono andamenti piuttosto regolari e sono molto
importanti perché permettono di prevedere e giustificare le
caratteristiche chimiche degli elementi.
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
Diverse proprietà dell’atomo sono legate alla quantità di carica
positiva «sentita» dagli elettroni più esterni. Fatta eccezione per
l’idrogeno, l’entità di tale carica è sempre minore rispetto alla carica
complessiva del nucleo, che viene in parte «schermata» dalla
carica negativa degli elettroni del core. Consideriamo, per esempio,
l’elemento litio, la cui configurazione elettronica è 1s22s1. I due
elettroni del core (1s2), che si trovano interposti tra il nucleo atomico
e l’elettrone dello strato esterno, possiedono una carica
complessiva 2+ che scherma due delle tre cariche positive del nucleo.
Nell’atomo di litio, l’elettrone esterno «sente» pertanto una carica
positiva netta, detta carica nucleare efficace, pari a +1
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
Gli elettroni che appartengono allo stesso livello, invece, hanno uno
scarso effetto di schermo reciproco nei confronti della carica nucleare
perché si trovano alla stessa distanza media dal nucleo e si
respingono tra loro. Così, la carica nucleare efficace sentita dagli
elettroni esterni dipende fondamentalmente dalla differenza fra la
carica complessiva
del nucleo e quella degli elettroni del core.
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►LE DIMENSIONI DEGLI ATOMI AUMENTANO
ALL’AUMENTARE
DI n E AL DIMINUIRE DELLA CARICA NUCLEARE EFFICACE
La natura ondulatoria degli elettroni rende difficile definire con
esattezza il significato di «dimensione» di un atomo o di uno ione,
anche se strumenti moderni come il microscopio a effetto tunnel
riesce a evidenziarne vagamente i contorni
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►LE DIMENSIONI DEGLI ATOMI AUMENTANO
ALL’AUMENTARE
DI n E AL DIMINUIRE DELLA CARICA NUCLEARE EFFICACE
Le misure sperimentali rivelano che il diametro degli atomi varia
approssimativamente da un minimo di 7,4 x 10-11 m a un massimo di
5,4 x 10-10 m. I raggi atomici, che di solito si usano per indicare la
dimensione degli atomi, vanno quindi da 3,7 x 10-11 m a 2,7 x 10-10
m. Questi numeri non sono facili da visualizzare: un milione di atomi
di carbonio, posti uno accanto all’altro su una linea retta,
occuperebbe poco meno di 0,2 mm. Per esprimere le dimensioni
degli atomi, al posto dei metri si utilizza tradizionalmente un’unità
chiamata ångström (indicata con il simbolo Å), definita come:
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►LE DIMENSIONI DEGLI ATOMI AUMENTANO
ALL’AUMENTARE
DI n E AL DIMINUIRE DELLA CARICA NUCLEARE EFFICACE
Poiché l’ångström non è un’unità SI, oggi si preferisce utilizzare i
picometri o i nanometri (1 Å=100 pm, 1 pm=10-12 m e 1 nm= 10-9
m). Gli atomi di uno stesso gruppo sono più grandi procedendo
dall’alto verso il basso; gli atomi di un dato periodo diventano più
piccoli procedendo da sinistra a destra. Per poter comprendere i
motivi di questo andamento, dobbiamo considerare due fattori: il
valore del numero quantico principale degli elettroni di valenza e la
forza di attrazione che la carica nucleare efficace esercita sugli
elettroni di valenza.
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►LE DIMENSIONI DEGLI ATOMI AUMENTANO
ALL’AUMENTARE
DI n E AL DIMINUIRE DELLA CARICA NUCLEARE EFFICACE
Procedendo dall’alto verso il basso in un gruppo, la carica nucleare
efficace sentita dagli elettroni esterni rimane pressoché costante
mentre il numero quantico principale degli elettroni di valenza
aumenta. Per esempio, per tutti gli elementi del Gruppo IA la carica
nucleare efficace è 1. D’altra parte, il valore di n aumenta via via che
si scende nel gruppo e ciò corrisponde a orbitali s sempre più grandi:
gli atomi sono quindi sempre più grandi. Questo concetto vale anche
per gli orbitali p degli elementi dei gruppi successivi.
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►LE DIMENSIONI DEGLI ATOMI AUMENTANO
ALL’AUMENTARE
DI n E AL DIMINUIRE DELLA CARICA NUCLEARE EFFICACE
Procedendo da sinistra a destra lungo un periodo, in cui n è costante,
gli elettroni del core rimangono gli stessi mentre aumentano la carica
positiva del nucleo e gli elettroni di valenza. Il risultato è che la
carica nucleare efficace aumenta da 1+ per gli elementi
del Gruppo IA a 7+ per quelli del Gruppo VIIA. A mano a mano che ci
si sposta verso destra, gli elettroni di valenza sono quindi attratti più
intensamente dal nucleo e gli atomi sono sempre più piccoli.
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►LE DIMENSIONI DEGLI ATOMI AUMENTANO
ALL’AUMENTARE
DI n E AL DIMINUIRE DELLA CARICA NUCLEARE EFFICACE
Nel caso degli elementi di transizione e di transizione interna, le
variazioni delle grandezze degli atomi sono meno pronunciate
rispetto agli elementi rappresentativi.
Ciò è dovuto al fatto che la configurazione del livello esterno rimane
la stessa durante il riempimento di un livello più interno (orbitali d o
f). La carica nucleare efficace aumenta più gradualmente e le
dimensioni degli atomi diminuiscono di poco, procedendo da sinistra
verso destra.
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►LE DIMENSIONI DEGLI ATOMI AUMENTANO
ALL’AUMENTARE
DI n E AL DIMINUIRE DELLA CARICA NUCLEARE EFFICACE
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Le dimensioni degli ioni sono diverse da quelle degli atomi neutri.
Quando gli atomi acquistano o perdono elettroni per formare ioni,
avvengono variazioni significative delle loro dimensioni.
L’aggiunta di elettroni a un atomo aumenta la loro repulsione
reciproca; ne consegue che gli elettroni si allontanano l’uno dall’altro
occupando un volume maggiore. Così, gli ioni negativi sono sempre
più grandi degli atomi da cui derivano. Per considerazioni simili,
quando gli elettroni vengono allontanati da un atomo, diminuiscono
le repulsioni elettrone-elettrone e gli elettroni rimasti si avvicinano
maggiormente tra loro e, di conseguenza, al nucleo. Gli ioni positivi
sono sempre più piccoli degli atomi da cui derivano.
4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE AUMENTA LUNGO I PERIODI
E DIMINUISCE LUNGO I GRUPPI
L’energia di ionizzazione (abbreviata EI) è l’energia necessaria
per allontanare un elettrone da un atomo o ione gassoso nel suo
stato fondamentale.
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In pratica, l’energia di ionizzazione è la misura del lavoro necessario
per allontanare un elettrone da un atomo e riflette, perciò, la forza
con cui l’elettrone è trattenuto dall’atomo.
Non essendo possibile misurare questa energia sul singolo atomo,
essa viene riferita a una mole di atomi, pertanto l’energia di
ionizzazione è espressa in kilojoule per mole (kJ/mol); si tratta cioè
dell’energia necessaria per rimuovere una mole di elettroni da una
mole di atomi gassosi.
4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE AUMENTA LUNGO I PERIODI
E DIMINUISCE LUNGO I GRUPPI
La seguente tabella riporta le energie di ionizzazione de primi 12
elementi
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE AUMENTA LUNGO I PERIODI
E DIMINUISCE LUNGO I GRUPPI
Il litio, per esempio, ha tre energie di ionizzazione perché ha tre
elettroni. L’allontanamento dell’elettrone esterno 2s da 1 mol di
atomi di litio per dare 1 mol di ioni litio gassosi richiede 520 kJ/mol:
l’energia di prima ionizzazione del litio è quindi 520 kJ/mol. Le
energie di seconda e di terza ionizzazione sono, rispettivamente,
7297 kJ/mol e 11 810 kJ/mol. In generale, le energie di ionizzazione
successive aumentano sempre perché ogni elettrone è allontanato da
uno ione che diventa sempre più positivo, e ciò richiede un lavoro
progressivamente maggiore.
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l’energia di prima ionizzazione aumenta dal basso verso l’alto in un
gruppo e da sinistra a destra in un periodo.
4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE AUMENTA LUNGO I PERIODI
E DIMINUISCE LUNGO I GRUPPI
Gli stessi fattori che influenzano le dimensioni di un atomo agiscono
anche sull’energia di ionizzazione. A mano a mano che il valore di n
aumenta scendendo lungo un gruppo, gli orbitali esterni diventano
più grandi e gli elettroni si allontanano dal nucleo. Gli elettroni
più lontani sono trattenuti dal nucleo meno fortemente, così EI
diminuisce dall’alto verso il basso.
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE AUMENTA LUNGO I PERIODI
E DIMINUISCE LUNGO I GRUPPI
Spostandoci da sinistra a destra in un periodo, si osserva un graduale
aumento di EI, sebbene piuttosto irregolare. La ragione di tale
andamento è la crescita dell’attrazione esercitata dalla carica
nucleare efficace sugli elettroni di valenza, via via che si procede
verso destra. Gli elettroni di valenza, più vicini al nucleo, sono
trattenuti più fortemente dal nucleo stesso e ciò rende più difficile il
loro allontanamento.
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE AUMENTA LUNGO I PERIODI
E DIMINUISCE LUNGO I GRUPPI
Come risultato di questi andamenti, gli elementi con maggiore EI si
trovano in alto a destra della tavola periodica. È molto difficile
allontanare gli elettroni da questi atomi. Nell’angolo in basso a
sinistra della tavola, invece, vi sono gli elementi che trattengono
gli elettroni esterni in modo più debole. Questi elementi formano
facilmente ioni positivi.
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►AFFINITÀ ELETTRONICA
Per un elemento X, è la variazione di energia potenziale associata
alla trasformazione:
L’affinità elettronica (abbreviata AE) è la variazione di energia
potenziale dovuta all’aggiunta di un elettrone a un atomo o ione
gassoso nel suo stato fondamentale.
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Anche l’affinità elettronica è espressa generalmente in kilojoule
per mole: l’AE può essere considerata come la variazione di
energia dovuta all’aggiunta di 1 mol di elettroni a 1 mol di atomi o
ioni gassosi.
L’aggiunta di un elettrone a un atomo neutro di un elemento è
quasi sempre un processo esotermico e i valori di AE sono,
perciò, negativi. L’elettrone aggiunto, infatti, viene attratto dal
nucleo con una conseguente diminuzione dell’energia potenziale.
4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►AFFINITÀ ELETTRONICA
Al contrario, l’aggiunta di un secondo elettrone, come nella
formazione dello ione ossido, O2, implica lo svolgimento di lavoro per
forzare l’elettrone verso uno ione già negativo. Poiché l’energia
assorbita dall’aggiunta dell’elettrone allo ione O è maggiore di quanta
ne venga liberata dall’aggiunta dell’elettrone all’atomo O, la
formazione di uno ione ossido isolato comporta, nel complesso, un
aumento di energia potenziale; il processo è quindi endotermico. Lo
stesso concetto vale per qualsiasi ione negativo di carica superiore a
-1.
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4.3 LE PROPRIETÀ DEGLI ATOMI DIPENDONO DALLA LORO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
►AFFINITÀ ELETTRONICA
Nonostante alcune eccezioni, i valori di affinità elettronica degli
elementi sono progressivamente più esotermici procedendo da
sinistra a destra lungo un periodo e dal basso in alto in un gruppo
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