Proprietà periodiche: raggio atomico ed elettronegatività

Inizio ottobre 2026: in terza liceo scientifico la classe ha appena finito (o sta finendo) i modelli atomici e la configurazione elettronica, e la tavola periodica è il prossimo capitolo. La verifica su atomo, tavola e proprietà periodiche cade fra novembre e dicembre, quindi fra cinque e nove settimane. Nel frattempo arrivano legami e nomenclatura, che si appoggiano tutti su questo argomento: se qui hai un buco, te lo ritrovi a ogni capitolo dopo.

Le proprietà periodiche sono la parte della chimica di terza dove si vede meglio la differenza fra imparare e capire. Raggio, energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività sono quattro andamenti, e chi li studia come quattro frecce da ricordare a memoria li confonde alla prima domanda “perché”. Chi invece ha in mano un’unica spiegazione, la carica nucleare effettiva, li ricostruisce in pochi secondi, anche quando il professore cambia gli elementi dell’esercizio.

Questo post parte dalla spiegazione e da lì arriva a un metodo per confrontare due elementi qualsiasi. Non ripeto la scrittura della configurazione, che trovi in Configurazione elettronica e numeri quantici, né la versione introduttiva (alle scienze umane) in Chimica in terza: atomo e legami: qui il centro è il perché degli andamenti.

Perché servono: legami e reattività

Un atomo reagisce con un altro in base a quanto trattiene i propri elettroni esterni e a quanto attira quelli degli altri. Il sodio cede facilmente un elettrone, il cloro lo accetta volentieri: per questo $\mathrm{NaCl}$ è un composto ionico. Il fluoro attira gli elettroni più di quasi tutto il resto, per questo i suoi legami sono molto polari. Tutta la previsione del tipo di legame, che vedrai fra poco, è lettura di queste proprietà. La geometria delle molecole (VSEPR) viene dopo ancora.

La spiegazione unica: carica nucleare effettiva e schermatura

Prendi un elettrone dell’ultimo livello. Subisce due effetti opposti:

• l’attrazione del nucleo, che ha $Z$ protoni;
• la repulsione degli altri elettroni, in particolare di quelli dei livelli interni, che si mettono “in mezzo” fra lui e il nucleo. Questo effetto si chiama schermatura.

Il risultato netto è la carica nucleare effettiva, $Z_{\text{eff}}$: la carica positiva che l’elettrone esterno sente davvero. Come prima approssimazione, per gli elementi dei gruppi principali:

In pratica $Z_{\text{eff}}$ è circa uguale al numero di elettroni di valenza, cioè al numero di elettroni di valenza (1 per il sodio, 7 per il cloro). È una stima grossolana, ma basta per prevedere tutte le tendenze.

Da qui discendono due regole:

1. Lungo un periodo (da sinistra a destra) il numero di gusci non cambia, ma $Z$ aumenta di uno a ogni passo e gli elettroni che si aggiungono stanno nello stesso livello, quindi si schermano poco fra loro. $Z_{\text{eff}}$ cresce: gli elettroni esterni sono tirati più forte.
2. Lungo un gruppo (dall’alto in basso) $Z_{\text{eff}}$ resta più o meno uguale, ma si aggiunge un guscio intero: l’elettrone esterno sta più lontano dal nucleo.

Tutte le proprietà che seguono sono conseguenze di queste due righe.

Raggio atomico

Il raggio atomico è, grossolanamente, la distanza fra il nucleo e gli elettroni esterni.

• Lungo il periodo diminuisce. $Z_{\text{eff}}$ cresce e la nuvola elettronica viene tirata verso il nucleo.
• Lungo il gruppo aumenta. Ogni riga in più è un guscio in più.

Raggi ionici

Quando un atomo diventa ione cambia dimensione:

• Un catione è sempre più piccolo dell’atomo neutro: perde elettroni, spesso l’intero guscio esterno, e gli elettroni che restano subiscono meno repulsione reciproca e più attrazione per elettrone.
• Un anione è sempre più grande dell’atomo neutro: gli stessi protoni devono tenere più elettroni, la repulsione fra elettroni aumenta e la nuvola si gonfia.

In sintesi: $\text{catione}<\text{atomo}<\text{anione}$.

Energia di ionizzazione

È l’energia che serve per strappare un elettrone a un atomo isolato (allo stato gassoso). Se non specifichi altro si intende la prima energia di ionizzazione, cioè quella del primo elettrone.

• Lungo il periodo cresce: $Z_{\text{eff}}$ più alta, elettrone più vicino e più trattenuto.
• Lungo il gruppo diminuisce: l’elettrone esterno è più lontano e più schermato, quindi si stacca più facilmente.

Le energie successive sono sempre maggiori della prima: dopo aver tolto un elettrone, la carica positiva totale pesa su meno elettroni.

Le due anomalie

Se prendi il secondo periodo la crescita non è perfettamente regolare. Ci sono due inversioni che i professori adorano:

Berillio e boro: $\mathrm{Be}>\mathrm{B}$. Il berillio ha configurazione $1s^{2}2s^2$ e perde un elettrone $2s$. Il boro è $1s^{2}2s^{2}2p^1$ e perde l’elettrone $2p$. Un orbitale $p$ ha energia un po’ più alta di un $s$ dello stesso livello ed è più schermato dagli elettroni $2s$: l’elettrone del boro è meno legato, nonostante il boro abbia un protone in più.

Azoto e ossigeno: $\mathrm{N}>\mathrm{O}$. L’azoto è $2p^3$: tre elettroni in tre orbitali $p$ diversi, ciascuno da solo. L’ossigeno è $2p^4$: uno dei tre orbitali ospita due elettroni appaiati. Questi due si respingono perché occupano la stessa regione di spazio, quindi togliere uno dei due costa meno. Il resto dell’esercizio si fa con la regola di Hund (elettroni spaiati finché possibile), che trovi nel post sulla configurazione.

Affinità elettronica

È l’energia coinvolta quando un atomo isolato acquista un elettrone formando un anione. Attenzione al verso: l’energia di ionizzazione riguarda perdere un elettrone, l’affinità riguarda guadagnarne uno. Sono due processi diversi, e chi li scambia perde punti anche con la tendenza giusta.

L’andamento generale è che l’affinità, intesa come tendenza ad accettare un elettrone, cresce lungo il periodo (gli alogeni la hanno molto alta) e, in linea di massima, cala lungo il gruppo. A differenza delle altre proprietà ha più eccezioni: i gas nobili non la hanno in modo apprezzabile (il guscio è chiuso, un elettrone in più andrebbe in un livello nuovo), e nel gruppo degli alogeni il fluoro, piccolissimo, ha un’affinità un po’ inferiore al cloro perché la repulsione fra gli elettroni è forte in uno spazio così ridotto. In una verifica di terza di solito si chiede l’andamento generale, e queste eccezioni si citano solo se il professore le ha fatte in classe.

Elettronegatività

L’elettronegatività descrive quanto un atomo, dentro un legame, attira a sé gli elettroni condivisi. Non è una grandezza misurabile direttamente come l’energia di ionizzazione: è una scala costruita da Pauling, senza unità di misura. Valori che incontrerai spesso:

Segue lo stesso andamento di $Z_{\text{eff}}$: cresce lungo il periodo e cala lungo il gruppo. Il fluoro, in alto a destra (escludendo i gas nobili), è l’elemento più elettronegativo; i metalli alcalini, a sinistra e in basso, sono fra i meno elettronegativi.

La differenza di elettronegatività fra due atomi indica se il legame è apolare, polare o ionico. Per il resto del ragionamento (che soglie usare, come passare alla polarità della molecola) rimando ai post su legami e geometria.

Tabella riassuntiva

Quando è chiaro che raggio e le altre tre proprietà vanno in direzioni opposte, la tabella si impara in dieci secondi: atomo piccolo vuol dire elettroni trattenuti forte.

Il metodo: confrontare due elementi in tre passi

1. Posizione. Trova i due elementi nella tavola: stesso periodo, stesso gruppo, o nessuno dei due?
2. $Z_{\text{eff}}$ e gusci. Stesso periodo: stessi gusci, vince chi ha $Z_{\text{eff}}$ più alta (più a destra). Stesso gruppo: stessa $Z_{\text{eff}}$ circa, vince chi ha più gusci (più in basso). Se non hanno né l’uno né l’altro, porta uno dei due nello stesso periodo o gruppo dell’altro con un passaggio intermedio.
3. Conclusione motivata. Scrivi la risposta con il perché in una frase: ”$X$ ha raggio minore perché ha $Z_{\text{eff}}$ maggiore a parità di gusci”.

Gli errori tipici

• “Il raggio aumenta lungo il periodo perché ci sono più elettroni.” È l’errore più frequente, e ha una spiegazione sbagliata e una conclusione sbagliata. Gli elettroni aumentano, sì, ma stanno nello stesso guscio e i protoni aumentano insieme a loro: quello che decide è la carica nucleare, che tira tutto più vicino.
• Confondere energia di ionizzazione e affinità elettronica. La prima è perdere, la seconda è guadagnare. Se sul compito leggi “togliere” e rispondi con l’affinità, sbagli anche avendo l’andamento giusto.
• Dimenticare le anomalie. Chi scrive “l’energia di ionizzazione cresce sempre lungo il periodo” cade su Be/B e su N/O. Un esercizio di confronto fra elementi adiacenti è costruito apposta per farle emergere.
• Applicare le regole a un catione o a un anione come se fossero atomi neutri. Per gli ioni il confronto cambia: conta quanti elettroni ci sono rispetto ai protoni.

Tre esercizi svolti

1. Ordina per raggio atomico crescente: Na, Mg, Al, Cl

I quattro elementi stanno tutti nel terzo periodo: stessi gusci (tre). Cambia solo $Z$, e quindi $Z_{\text{eff}}$: sodio gruppo 1, magnesio gruppo 2, alluminio gruppo 13, cloro gruppo 17. Andando a destra $Z_{\text{eff}}$ cresce e il raggio cala. L’ordine crescente è quindi quello inverso a destra-sinistra:

Il cloro è il più piccolo perché i suoi elettroni esterni sentono la carica più alta; il sodio è il più grande perché ha un solo elettrone di valenza e la $Z_{\text{eff}}$ più bassa.

2. Confronta Na con $\mathrm{N}{\mathrm{a}}^{+}$ e Cl con $\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}$

Sodio. Na ha 11 elettroni: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^1$, tre gusci. $\mathrm{N}{\mathrm{a}}^{+}$ ha perso l’elettrone $3s$: $1s^{2}2s^{2}2p^6$, due soli gusci. Ha perso un intero livello e gli 10 elettroni restanti sono tenuti da 11 protoni. Quindi $\mathrm{N}{\mathrm{a}}^{+}$ è molto più piccolo di Na.

Cloro. Cl ha 17 elettroni: $\dots 3s^{2}3p^5$. $\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}$ ne ha 18: $\dots 3s^{2}3p^6$, stesso guscio, un elettrone in più, ma sempre 17 protoni. Con la stessa carica nucleare e più repulsione fra gli elettroni, la nuvola si espande: $\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}$ è più grande di Cl.

3. Perché la prima ionizzazione di O è minore di quella di N?

Scrivo le configurazioni di valenza: azoto $2s^{2}2p^3$, ossigeno $2s^{2}2p^4$. Se guardo solo $Z_{\text{eff}}$ mi aspetterei che l’ossigeno, che sta a destra, abbia l’energia di ionizzazione più alta. Non è così, perché cambia l’occupazione dei tre orbitali $2p$.

Nell’azoto i tre elettroni $2p$ sono in tre orbitali diversi, tutti spaiati. Nell’ossigeno il quarto elettrone deve per forza appaiarsi con uno degli altri tre: due elettroni nello stesso orbitale si respingono più di due in orbitali diversi. Quando l’ossigeno ne perde uno, perde proprio uno di questi due appaiati e la repulsione interna si allenta: costa meno energia. Conclusione: $E_{\text{ion}}(\mathrm{O})<E_{\text{ion}}(\mathrm{N})$, nonostante $Z_{\text{eff}}$ sia più alta nell’ossigeno. La stessa logica spiega Be e B, con il ruolo degli orbitali $p$ al posto dell’appaiamento.

Metti alla prova il metodo

Sul sito c’è il simulatore di stechiometria e mole: è il simulatore di chimica del sito, ma onestamente non copre le proprietà periodiche. Su questo argomento una simulazione dedicata non c’è. Lo cito perché mole e stechiometria sono l’argomento che segue subito nel programma, e il lavoro sul metodo (passi, unità, controllo del risultato) è lo stesso. Per le proprietà periodiche, l’allenamento migliore è rifare gli esercizi qui sopra con elementi diversi, cambiando a ogni giro periodo e gruppo.

Quando passi alla mole, guarda Mole e stechiometria in terza scientifico: è lì che nel programma si perdono più punti di tutta la chimica di terza. Per la nomenclatura, che dipende dai numeri di ossidazione e quindi ancora dalla posizione in tavola, c’è la guida a IUPAC e nomenclatura tradizionale.

Come lavoriamo nelle lezioni

Parto sempre da $Z_{\text{eff}}$ e dal numero di gusci, e chiedo allo studente di prevedere l’andamento prima di darglielo. Poi facciamo coppie di elementi, scelte per far scattare le anomalie, e ogni risposta deve avere il suo “perché” in una frase. Se il tuo compito dell’anno scorso o una verifica già corretta mostrano dove perdi punti, partiamo da quella. Altri materiali e percorsi su scienze sono nella pagina scienze.

Se vuoi capire a che punto sei, scrivimi dai contatti e fissiamo una diagnosi gratuita. Per costi e formule di lezione c’è la pagina prezzi; il pagamento avviene offline, dopo le lezioni.