Il raggio atomico di un elemento chimico esprime la dimensione degli atomi che lo costituiscono.
Dal momento che l’atomo è costituito da un nucleo centrale carico positivamente e da elettroni collocati esternamente, il raggio atomico è correlato alla distanza tra il nucleo stesso e i suoi elettroni più esterni.
RAGGIO ATOMICO E TAVOLA PERIODICA
Dalla tavola periodica è possibile individuare un andamento del raggio atomico (Figura 1) secondo cui, a parte qualche eccezione:
Il raggio atomico cresce dall’alto al basso all’interno di un gruppo a causa della maggiore dimensione degli orbitali atomici che aumentano la distanza nucleo-elettrone.
Il raggio atomico decresce da sinistra a destra lungo un periodo a causa dell’aumento della carica nucleare efficace.
Figura 1 – Andamento del raggio atomico nella tavola periodica
CONCETTI CHIAVE:
Il raggio atomico è una misura della dimensione degli atomi di un elemento chimico.
Il raggio atomico cresce dall’alto al basso in un gruppo e da destra a sinistra in un periodo.
ESERCIZIO SVOLTO:
Ordinare i seguenti elementi per raggio atomico crescente, tenendo conto solo della loro posizione nella tavola periodica:
Mg, C, Cs, Be, N
Ordinare gli elementi per raggio atomico crescente, significa partire dall’elemento con minore raggio atomico e via via arrivare a quello avente maggiore raggio atomico.
Nella tavola periodica, il raggio atomico cresce dall’alto al basso in un gruppo, e da destra a sinistra in un periodo.
L’elettronegatività è la tendenza di una specie chimica ad attrarre verso di sé la nuvola elettronica in un legame chimico.
La scala di elettronegatività più utilizzata è quella proposta da Linus Pauling nel 1932, secondo cui, fatta qualche eccezione, questa aumenta dal basso all’alto in un gruppo, e da sinistra a destra in un periodo (Figura 1).
Da questo andamento devono essere esclusi i gas nobili (elementi del gruppo Gruppo VIIIA).
Figura 1 – Andamento dell’elettronegatività nella tavola periodica
ELETTRONEGATIVITÁ E LEGAMI CHIMICI
La differenza di elettronegatività può essere impiegata per determinare la tipologia di legami chimici che si instaura tra due specie chimiche:
Quando due non metalli, aventi differenza di elettronegatività compresa tra 0 e 0,4 si legano tra loro, formano un legame covalente omopolare o apolare.
Quando due non metalli, aventi differenza di elettronegatività compresa tra 0,4 e 1,9 si legano tra loro, formano un legame covalente eteropolare o polare.
Quando due specie chimiche, aventi differenza di elettronegatività maggiore di 1,9 si legano tra loro, formano un legame ionico.
CONCETTI CHIAVE:
L’elettronegatività esprime la tendenza di una specie chimica ad attrarre verso di sé la nuvola elettronica in un legame chimico.
Fatta eccezione per i gas nobili, l’elettronegatività aumenta dal basso all’alto in un gruppo, e da sinistra a destra in un periodo.
La differenza di elettronegatività può essere utilizzata per prevedere il tipo di legame tra due specie chimiche.
ESERCIZIO SVOLTO:
Ordinare i seguenti elementi per elettronegatività crescente, tenendo conto solo della loro posizione nella tavola periodica:
S, F, As, Sn, Ba
Ordinare gli elementi per elettronegatività crescente, significa partire dall’elemento con minore elettronegatività e via via arrivare a quello avente maggiore elettronegatività.
Nella tavola periodica, l’elettronegatività cresce dal basso all’alto in un gruppo, e da sinistra a destra in un periodo.
L’affinità elettronica rappresenta la variazione di energia che si ha a seguito dell’addizione di un elettrone a un atomo o ione gassoso.
X(g) + e– → X–(g)
Quando l’addizione di un elettrone è fortemente favorita, si ha liberazione di energia e il fenomeno è da considerarsi esotermico.
Quando l’addizione di un elettrone è fortemente sfavorita, occorre un apporto esterno di energia e il fenomeno è da considerarsi endotermico.
AFFINITÁ ELETTRONICA E TAVOLA PERIODICA
Salvo alcune eccezioni, l’affinità elettronica è tanto più favorita (diventa più esotermica) quanto più si sale nella tavola periodica e quanto più ci si sposta verso destra (Figura 1). Da questa regola sono esclusi i gas nobili (Gruppo VIIIA), che hanno affinità elettroniche positive.
Figura 1 – Andamento dell’affinità elettronica nella tavola periodica
CONCETTI CHIAVE:
L’affinità elettronica rappresenta la variazione di energia a seguito dell’addizione di un elettrone.
Variazioni esotermiche sono associate all’addizione di elettroni a specie con elevate affinità elettroniche.
Variazioni endotermiche sono associate all’addizione di elettroni a specie con basse affinità elettroniche.
L’affinità elettronica è tanto più favorita man mano che si sale in un gruppo e ci si sposta a destra in un periodo della tavola periodica.
ESERCIZIO SVOLTO
Ordinare i seguenti elementi per affinità elettronica crescente, tenendo conto solo della loro posizione nella tavola periodica:
Ca, Si, O, Al, K
Ordinare gli elementi per affinità elettronica crescente, significa partire dall’elemento con minore affinità e via via arrivare a quello avente maggiore affinità elettronica.
Nella tavola periodica, l’affinità elettronica cresce dal basso all’alto in un gruppo, e da sinistra a destra in un periodo.
L’energia di ionizzazione rappresenta il lavoro necessario per allontanare un elettrone da un atomo o da uno ione gassoso.
X(g) → X+(g) + e–
L’energia di prima ionizzazione rappresenta l’energia necessaria per rimuovere il primo elettrone da un atomo neutro. I primi elettroni a essere allontanati sono sempre quelli più esterni al nucleo.
Seppure con qualche eccezione, l’energia di prima ionizzazione aumenta dal basso all’alto e da sinistra a destra (Figura 1).
Figura 1 – Andamento dell’energia di ionizzazione nella tavola periodica
FATTORI CHE INFLUENZANO L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE
I fattori che influenzano l’energia di ionizzazione sono:
La carica nucleare efficace.
La configurazione elettronica.
La carica dello ione.
CARICA NUCLEARE EFFICACE
Se ci si sposta lungo un periodo da sinistra a destra, si assiste a un aumento della carica nucleare efficace di cui risente un elettrone. Questa maggiore carica nucleare efficace aumenta l’attrazione esercitata dal nucleo verso l’elettrone rendendone più difficile l’allontanamento.
Man mano che si scende lungo un gruppo si assiste a una diminuzione dell’energia di ionizzazione. Questo è dovuto al fatto che gli orbitali diventano più grandi e gli elettroni sono maggiormente distanti dal nucleo. Questi elettroni meno trattenuti sono più facilmente allontanabili.
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
Se si guarda con attenzione l’andamento dell’energia di prima ionizzazione degli elementi del secondo periodo, non si può non fare a caso alle eccezioni rappresentate dal berillio e dall’azoto (Figura 2).
Figura 2 – Andamento dell’energia di prima ionizzazione per gli elementi del secondo periodo
Questa maggiore energia di prima ionizzazione per gli elementi berillio e azoto, è attribuibile alla loro configurazione elettronica in cui si hanno nel primo caso l’orbitale 2s pieno, e nel secondo caso l’orbitale 2p semiriempito:
Boro
Azoto
Entrambe le configurazioni conferiscono grande stabilità agli elementi rendendo più difficoltoso l’allontanamento dell’elettrone.
CARICA DELLO IONE
Una volta allontanato il primo elettrone da un atomo neutro, si genera uno ione carico positivamente. La carica positiva dello ione rende più difficoltoso l’allontanamento dell’elettrone.
L’energia necessaria per rimuovere il secondo elettrone, si chiama energia di seconda ionizzazione, per rimuovere il terzo elettrone, energia di terza ionizzazione e così via.
I
II
III
IV
V
VI
Li
520
7296
11810
Be
899
1760
14845
21000
B
800
2425
3659
25020
32820
C
1086
2352
4619
6221
37820
47258
N
1402
2855
4576
7473
9442
53246
O
1314
3388
5296
7467
10987
13320
F
1681
3375
6045
8408
11020
15160
Ne
2080
3963
6130
9361
12180
15250
Tabella 1 – Energia di prima, seconda, terza, quarta, quinta e sesta ionizzazione per gli elementi del secondo periodo
CONCETTI CHIAVE:
L’energia di ionizzazione rappresenta il lavoro necessario per allontanare un elettrone.
L’energia di prima ionizzazione aumenta da sinistra a destra e dal basso all’alto.
Ci sono delle eccezioni dovute alle configurazioni elettroniche stabili come azoto e berillio.
Le energie di ionizzazione successive (seconda, terza, quarta, ecc.) sono via via maggiori a causa della maggiore carica positiva dello ione che si genera.
ESERCIZIO SVOLTO:
Ordinare i seguenti elementi per energia di prima ionizzazione decrescente, tenendo conto solo della loro posizione nella tavola periodica:
Si, S, Al, Ca, Cl
Ordinare gli elementi per energia di prima ionizzazione decrescente, significa partire dall’elemento con maggiore energia di prima ionizzazione e via via arrivare a quello avente minore energia di prima ionizzazione.
Nella tavola periodica, l’energia di prima ionizzazione cresce dal basso all’alto in un gruppo, e da sinistra a destra in un periodo.
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