Contenuto
- TL; DR (Too Long; Didnt Read)
- Che cos'è l'energia di ionizzazione?
- Energia di ionizzazione e tavola periodica
- Confronto delle energie di ionizzazione
Quando si tratta di chimica, è difficile immaginare un'immagine più familiare di un nucleo stretto di protoni e neutroni circondati da elettroni nei loro orbitali. Se hai bisogno di confrontare le energie di ionizzazione per diversi elementi, questa comprensione della struttura di un atomo è un ottimo punto di partenza.
TL; DR (Too Long; Didnt Read)
La quantità di energia necessaria per perdere un elettrone da una mole di atomi di fase gassosa è chiamata energia di ionizzazione degli elementi. Quando si guarda una tabella periodica, l'energia di ionizzazione generalmente diminuisce dall'alto verso il basso del grafico e aumenta da sinistra a destra del grafico.
Che cos'è l'energia di ionizzazione?
Per ogni atomo, l'energia di ionizzazione (a volte chiamata potenziale di ionizzazione) è la quantità di energia necessaria per far cadere un elettrone da una mole di atomi di fase gassosa. La rimozione di un elettrone da un atomo neutro ti lascia con uno ione dell'elemento caricato positivamente, chiamato catione, più l'elettrone perduto.
Molti elementi possono perdere più di un elettrone, quindi la formazione di un catione 1+ è in realtà la prima energia di ionizzazione mentre le successive perdite di elettroni formano un catione 2+ o un catione 3+ (o più) e sono la seconda energia di ionizzazione e la terza energia di ionizzazione, rispettivamente.
La prima energia di ionizzazione rimuove l'elettrone più libero dall'atomo neutro e il numero di protoni che esercitano una forza attrattiva sugli elettroni rimanenti non cambia. Ciò significa che rimuovere un secondo elettrone sarà più difficile e richiederà più energia. Pertanto, la seconda energia di ionizzazione avrà sempre un valore maggiore rispetto alla prima energia di ionizzazione. Gli scienziati esprimono energia di ionizzazione in joule o volt di elettroni.
Energia di ionizzazione e tavola periodica
È possibile consultare la tavola periodica e notare le tendenze energetiche della ionizzazione. In genere, l'energia di ionizzazione diminuisce sempre man mano che ci si sposta dalla parte superiore della carta alla parte inferiore della carta e aumenta man mano che ci si sposta dalla parte sinistra della carta alla parte destra della carta. Ciò significa che l'elemento elio (He), che è l'elemento più in alto all'estrema destra della tavola periodica, ha un'energia di ionizzazione molto più elevata rispetto all'elemento francio (Fr), che si trova nella parte inferiore della prima colonna su il lato sinistro della tavola periodica.
Le ragioni alla base di queste tendenze sono chiare. Gli elementi vicino al fondo della tavola periodica hanno un numero maggiore di orbitali. Ciò significa che gli elettroni più esterni sono più lontani dal nucleo e quindi più facili da perdere, con conseguente minore energia di ionizzazione. Gli elettroni degli elementi sul lato sinistro della tavola periodica sono anche un po 'più facili da perdere poiché tali elementi hanno meno protoni. Ad esempio, l'idrogeno (H) sull'estrema sinistra della tavola periodica contiene solo un protone mentre l'elio (He) sull'estrema destra della tavola periodica contiene due protoni. Questo secondo protone aumenta la forza attrattiva che si attacca agli elettroni dell'elio, quindi l'energia di ionizzazione è più alta.
Confronto delle energie di ionizzazione
Comprendere l'energia della ionizzazione è importante perché riflette la capacità degli elementi di partecipare ad alcune reazioni chimiche o formare alcuni composti. Se devi determinare quale elemento di un elenco ha la più alta energia di ionizzazione, trova i posizionamenti degli elementi nella tavola periodica. Ricorda che gli elementi nella parte superiore della tavola periodica e più a destra della tavola periodica hanno energie di ionizzazione più elevate. Puoi facilmente trovare tabelle periodiche che elencano le singole energie di ionizzazione per ciascun elemento per aiutarti in questo compito.