Gli atomi: il mondo quantico
Il carattere periodico delle proprietà atomiche
1.18 L’affinità elettronica
Per prevedere alcune proprietà chimiche occorre sapere come varia l’energia quando un elettrone si lega a un atomo. L’affinità elettronica, Eea, di un elemento è l’energia liberata allorché un elettrone si lega all’atomo in fase gassosa:
Un valore positivo dell’affinità elettronica indica che tale energia viene rilasciata quando l’elettrone si lega a un atomo, mentre un valore negativo dice che per aggiungere l’elettrone all’atomo è necessario fornire energia.
Per fare un esempio, l’affinità elettronica del cloro è l’energia che si libera nel corso del processo
Cl(g) + e–(g) → Cl–(g) energia liberata =Eea (3,62 eV, 349 kJ · mol–1)
Al pari delle energie di ionizzazione le affinità elettroniche si riportano o in elettronvolt per singolo atomo o in joule (kilojoule) per mole di atomi.
La figura 1.51 mostra come varia l’affinità elettronica nell’ambito dei gruppi principali della tavola periodica; si noterà che l’andamento è meno chiaramente periodico rispetto ai casi del raggio e dell’energia di ionizzazione. La tendenza è comunque percepibile, fatta eccezione per i gas nobili:
- le affinità elettroniche sono più elevate verso la porzione superiore destra della tavola periodica.
L’andamento è particolarmente visibile nella parte superiore in prossimità dell’ossigeno, dello zolfo e degli alogeni. I gas nobili manifestano affinità elettronica negativa perché un elettrone che vi si addizioni dovrà occupare un orbitale esterno a un livello completo e lontano dal nucleo: tale processo richiede energia, e quindi l’affinità elettronica risulta negativa.
Gli atomi del gruppo 16/VI come O o S hanno due lacune negli orbitali p del proprio strato di valenza e possono perciò far posto a due elettroni in più. L’affinità elettronica primaria è positiva, perché nel momento in cui l’elettrone si lega a O o a S si libera energia. Al contrario, l’aggiunta del secondo elettrone richiede energia, a causa della repulsione esercitata dalla carica negativa già presente in O– e in S–. Di fatto, quando all’atomo (neutro) O si lega il primo elettrone formando O–, si liberano 141 kJ · mol–1, mentre occorrono 844 kJ · mol–1 per aggiungere il secondo elettrone e formare O2–; in ultima analisi, per formare O2– da O occorrono 703 kJ · mol–1 e, come si vedrà nel capitolo 2, tale energia è ottenibile nelle reazioni chimiche: ecco perché gli ioni O2– sono di regola presenti negli ossidi metallici.
Concetto chiave
Gli elementi dotati dell’affinità elettronica più elevata appartengono ai gruppi 16/VI e 17/VII.
La variazione dell’affinità elettronica (in kJ · mol–1) degli elementi dei gruppi principali. Dove si forniscono due valori, il primo si riferisce alla formazione di un anione a carica unitaria, il secondo all’ulteriore energia occorrente per formare l’anione di carica doppia.
