Vedremo nel capitolo 2 che la formazione di un legame in un composto ionico dipende dall’allontanamento di uno o più elettroni da un atomo e dal loro trasferimento su un altro atomo. Di conseguenza, l’energia necessaria ad allontanare gli elettroni dagli atomi ha un’importanza decisiva per comprendere le proprietà chimiche. L’energia di ionizzazione è l’energia richiesta per allontanare un elettrone da un atomo allo stato gassoso:

 Di norma l’energia di ionizzazione si esprime in elettronvolt (eV) per il singolo atomo, oppure in joule necessari per ogni mole di atomi (kJ · mol^–1). L’energia di ionizzazione primaria, I₁, è l’energia necessaria ad allontanare un elettrone dall’atomo neutro allo stato gassoso. Nel caso del rame, per esempio,

L’energia di ionizzazione secondaria, E₂, di un elemento è l’energia che occorre per allontanare un elettrone da un catione dotato di una singola carica in fase gassosa. Nel caso del rame,

Poiché l’energia di ionizzazione è una misura della difficoltà di rimozione di un elettrone, l’elemento con bassa energia di ionizzazione ha la tendenza a formare cationi e a condurre elettricità (devono esserci elettroni liberi di muoversi) in fase solida. Gli elementi con elevata energia di ionizzazione hanno scarsa probabilità di formare cationi e difficilmente condurranno elettricità.

In genere l’energia di ionizzazione primaria declina discendendo lungo un gruppo e aumenta lungo un periodo (figura 1.47).

 La diminuzione discendendo lungo un gruppo si spiega col fatto che passando da un periodo al successivo l’elettrone più esterno occupa un livello più distante dal nucleo e quindi è meno trattenuto. Occorre meno energia per allontanare un elettrone da un atomo di cesio che da un atomo di sodio.

Con poche eccezioni, l’energia di ionizzazione primaria si innalza muovendosi da sinistra a destra lungo i periodi, e si abbassa all’inizio di ogni periodo successivo (figura 1.48). Questo andamento è imputabile all’aumento della carica nucleare effettiva lungo un periodo. Le piccole deviazioni sono riconducibili alle repulsioni interelettroniche, particolarmente a quelle che interessano elettroni dello stesso orbitale. Per esempio, l’energia di ionizzazione dell’ossigeno è leggermente inferiore rispetto a quella dell’azoto perché nell’atomo di azoto ciascun orbitale p ospita un elettrone mentre nell’ossigeno l’ottavo elettrone si appaia con un elettrone già presente nell’orbitale. La repulsione tra i due elettroni disposti nello stesso orbitale innalza la loro energia e rende uno dei due più facile da rimuovere rispetto alla situazione in cui i due elettroni occupano orbitali differenti.

La figura 1.49  mostra come l’energia di ionizzazione secondaria di un elemento sia sempre maggiore della corrispondente energia di ionizzazione primaria. Occorre maggiore energia per allontanare un elettrone da uno ione carico positivamente che da un atomo neutro. Per gli elementi del gruppo 1 l’energia di ionizzazione secondaria è considerevolmente superiore a quella primaria, ma nel gruppo 2 le due energie di ionizzazione sono comparabili. Gli elementi del gruppo 1 hanno configurazione elettronica dello strato di valenza ns¹; l’allontanamento del primo elettrone richiede poca energia, mentre il secondo elettrone deve allontanarsi dal nocciolo tipo gas nobile. Gli elettroni del nocciolo hanno numero quantico principale inferiore e sono molto più vicini al nucleo: ne sono attratti e, per allontanarli, è necessaria molta energia.

La limitata energia degli elementi di ionizzazione in basso a sinistra della tavola ne giustifica il carattere metallico. Un blocco di metallo è costituito da un insieme di cationi dell’elemento immersi in un mare di elettroni, mare formato dagli elettroni di valenza ceduti dagli atomi (figura 1.50). Soltanto gli elementi a bassa energia di ionizzazione possono dare solidi metallici, in quanto essi soli possono cedere elettroni con relativa facilità.

Gli elementi a destra in alto nella tavola periodica hanno energia di ionizzazione elevata, per cui non cedono facilmente elettroni e non hanno, perciò, carattere metallico. Il fatto che i metalli siano situati nella porzione inferiore sinistra e i non metalli in quella superiore destra della tavola periodica può essere interpretato proprio a partire dalla struttura elettronica dei vari elementi.

Concetto chiave

L’energia di ionizzazione primaria è massima per gli elementi prossimi all’elio e minima per quelli vicini al cesio. L’energia di ionizzazione secondaria è maggiore di quella primaria (per il medesimo elemento), e molto maggiore se l’elettrone interessato deve allontanarsi da un livello completo. I metalli si collocano nella porzione inferiore sinistra della tavola periodica perché presentano energia di ionizzazione bassa e possono cedere elettroni con relativa facilità.