Definizione dell’energia di seconda ionizzazione

L’energia di seconda ionizzazione è definita dall’equazione:

È l’energia necessaria per rimuovere un secondo elettrone da ogni ione in 1 mole di ioni gassosi 1+ per dare ioni gassosi 2+.

Altre energie di ionizzazione

Si possono quindi avere tante energie di ionizzazione successive quanti sono gli elettroni nell’atomo originale.

Le prime quattro energie di ionizzazione dell’alluminio, per esempio, sono date da

		1a I.E. = 577 kJ mol-1
		2° I.E. = 1820 kJ mol-1
		3° I.E. = 2740 kJ mol-1
		4° I.E. = 11600 kJ mol-1

Per formare uno ione Al3+(g) da Al(g) dovresti fornire:

577 + 1820 + 2740 = 5137 kJ mol-1

Questa è molta energia. Perché, allora, l’alluminio forma ioni Al3+?

Può formarli solo se può recuperare quell’energia da qualche parte, e se questo è fattibile dipende da ciò con cui sta reagendo.

Per esempio, se l’alluminio reagisce con fluoro o ossigeno, può recuperare quell’energia in vari cambiamenti che coinvolgono il fluoro o l’ossigeno – e così il fluoruro di alluminio o l’ossido di alluminio contengono ioni Al3+.

Se reagisce con il cloro, non può recuperare sufficiente energia, e così il cloruro di alluminio anidro solido non è effettivamente ionico – invece, forma legami covalenti.

Perché l’alluminio non forma uno ione Al4+? La quarta energia di ionizzazione è enorme rispetto alle prime tre, e non c’è niente con cui l’alluminio possa reagire che gli permetta di recuperare quella quantità di energia extra.

Perché le energie di ionizzazione successive diventano più grandi?

Una volta rimosso il primo elettrone si rimane con uno ione positivo. Cercare di rimuovere un elettrone negativo da uno ione positivo sarà più difficile che rimuoverlo da un atomo. Rimuovere un elettrone da uno ione 2+ o 3+ (ecc.) sarà progressivamente più difficile.

Perché la quarta energia di ionizzazione dell’alluminio è così grande?

La struttura elettronica dell’alluminio è 1s22s22p63s23px1. I primi tre elettroni da rimuovere sono i tre elettroni negli orbitali 3p e 3s. Una volta che se ne sono andati, il quarto elettrone viene rimosso dal livello 2p – molto più vicino al nucleo, e schermato solo dagli elettroni 1s2 (e in qualche misura dal 2s2).

Utilizzare le energie di ionizzazione per capire in quale gruppo si trova un elemento

Questo grande salto tra due energie di ionizzazione successive è tipico dell’improvvisa irruzione in un livello interno. Puoi usarlo per capire in quale gruppo della tavola periodica si trova un elemento dalle sue energie di ionizzazione successive.

Il magnesio (1s22s22p63s2) è nel gruppo 2 della tavola periodica e ha energie di ionizzazione successive:

Qui il grande salto avviene dopo la seconda energia di ionizzazione. Significa che ci sono 2 elettroni che sono relativamente facili da rimuovere (gli elettroni 3s2), mentre il terzo è molto più difficile (perché proviene da un livello interno – più vicino al nucleo e con meno schermatura).

Il silicio (1s22s22p63s23px13py1) è nel gruppo 4 della tavola periodica e ha energie di ionizzazione successive:

Qui il grande salto avviene dopo la rimozione del quarto elettrone. I primi 4 elettroni provengono dagli orbitali di 3 livello; il quinto dal 2 livello.

La lezione da tutto questo:

Conta gli elettroni facili – quelli fino a (ma non incluso) il grande salto. Questo corrisponde al numero del gruppo.

Un altro esempio:

Decidere in quale gruppo è un atomo se ha energie di ionizzazione successive:

Le energie di ionizzazione salgono di uno o duemila alla volta per i primi cinque. Poi c’è un enorme salto di circa 15000. Ci sono 5 elettroni relativamente facili – quindi l’elemento è nel gruppo 5.

Esplorando i modelli in maggior dettaglio

Se tracci i grafici delle energie di ionizzazione successive per un particolare elemento, puoi vedere le fluttuazioni in esso causate dai diversi elettroni che vengono rimossi.

Non solo puoi vedere i grandi salti nell’energia di ionizzazione quando un elettrone viene da un livello interno, ma puoi anche vedere le fluttuazioni minori all’interno di un livello a seconda che l’elettrone venga da un orbitale s o p, e anche se è accoppiato o non accoppiato in quell’orbitale.

Il cloro ha la struttura elettronica 1s22s22p63s23px23py23pz1.

Questo grafico traccia le prime otto energie di ionizzazione del cloro. Le etichette verdi mostrano quale elettrone viene rimosso per ciascuna delle energie di ionizzazione.

Se metti un righello sul primo e sul secondo punto per stabilire la tendenza, troverai che il terzo, il quarto e il quinto punto sono al di sopra del valore che ti aspetteresti. Questo perché i primi due elettroni provengono da coppie nei livelli 3p e sono quindi piuttosto più facili da rimuovere che se fossero spaiati.

Anche, se metti un righello sui punti 3, 4 e 5 per stabilire la loro tendenza, troverai che i punti 6 e 7 si trovano ben al di sopra dei valori che ti aspetteresti da una continuazione della tendenza. Questo perché il 6° e il 7° elettrone provengono dal livello 3s – leggermente più vicino al nucleo e leggermente meno ben schermato.

Il salto massiccio quando si entra nel livello interno all’8° elettrone è abbastanza ovvio!