1 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ

Transcript

1 1 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ 1.Το πρότυπο του Bohr: Αρχικά ο Bohr πρότεινε ένα πρότυπο για το άτομο του υδρογόνου: 1. Το ηλεκτρόνιο περιστρέφεται γύρω από τον πυρήνα σε ορισμένες κυκλικές τροχιές γυρω από τον πυρήνα. 2. Το ηλεκτρόνιο έχει μια συγκεκριμένη τιμή ενέργειας όταν κινείται σε μία καθορισμένη τροχιά. Όταν το ηλεκτρόνιο κινείται στην κυκλική τροχιά που είναι πλησιέστερα στο πυρήνα τότε ανήκει στην στιβάδα Κ. Αντίστοιχα όταν κινείται στην 2 η κυκλική τροχιά ανήκει στην στιβάδα L κ.ο.κ K L M P N Q Η ενέργεια του ηλεκτρονίου καθορίζεται από τον κβαντικό αριθμό n. Όταν το ηλεκτρόνιο κινείται στην στιβάδα Κ : n=1 Όταν το ηλεκτρόνιο κινείται στην στιβάδα L : n=2 Όταν το ηλεκτρόνιο κινείται στην στιβάδα M : n=3 Όταν το ηλεκτρόνιο κινείται στην στιβάδα N : n=4 Όταν το ηλεκτρόνιο κινείται στην στιβάδα : n=5 Όταν το ηλεκτρόνιο κινείται στην στιβάδα P: n=6 Όταν το ηλεκτρόνιο κινείται στην στιβάδα Q: n=7 Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 1

2 2 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Η χαμηλότερη τιμή ενέργειας του ηλεκτρονίου αντιστοιχεί για n=1. Το ηλεκτρόνιο «προτιμά» να βρίσκεται στην στιβάδα Κ,ώστε να έχει την ελάχιστη δυνατή ενέργεια. Όταν το μοναδικό ηλεκτρόνιο του ατόμου του υδρογόνου κινείται στην στιβάδα Κ τότε το άτομο βρίσκεται στην θεμελιώδη κατάσταση. Βέβαια υπάρχει πιθανότητα το ηλεκτρόνιο να κινείται και σε άλλες τροχιές, όταν το άτομο βρίσκεται σε μία διεγερμένη κατάσταση. 2.Εφαρμογή του προτύπου του Bohr στα άτομα των πολυηλεκτρονιακών στοιχείων. Τα πολυηλεκτρονιακά άτομα είναι τα άτομα που έχουν περισσότερα από ένα ηλεκτρόνια. Για να τοποθετήσουμε τα ηλεκτρόνια του ατόμου ενός στοιχείου σε στιβάδες πρέπει να γνωρίζουμε: Α) Τον ατομικό αριθμό Ζ του στοιχείου Β) Τον μέγιστο αριθμό ηλεκτρονίων που μπορούμε να τοποθετήσουμε σε μια στιβάδα Α) Ο ατομικός αριθμός ενός στοιχείου είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων του ατόμου του. Β) Η μέγιστη χωρητικότητα μίας στιβάδας εξαρτάται από τον κύριο κβαντικό αριθμό n. Μέγιστη χωρητικότητα στιβάδας (e)= 2n 2 Στιβάδα Μέγιστη χωρητικότητα Κ 2 L 8 M 18 N P 72 Q 98 Γνωρίζοντας τον αριθμό ηλεκτρονίων ενός ατόμου μπορούμε να τα τοποθετήσουμε στις στιβάδες ακολουθώντας κάποιους κανόνες: Τοποθετούμε τα ηλεκτρόνια σε στιβάδες έτσι ώστε να έχουν όσο το δυνατόν μικρότερη ενέργεια. Τοποθετούμε τα ηλεκτρόνια κατά τέτοιο τρόπο ώστε ο αριθμός των ηλεκτρονίων μίας στιβάδας να μην υπερβαίνει την μέγιστη χωρητικότητα της. Το στοιχείο με Ζ=2 είναι το ήλιο (e). Ο αριθμός των ηλεκτρονίων του είναι 2. Τοποθετούνται στην στιβάδα Κ. Ηλεκτρονιακή δομή Ηe: K 2 Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 2

3 3 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Το επόμενο στοιχείο με ατομικό αριθμό Ζ=3 είναι το λίθιο Li. Τα 2 ηλεκτρόνια του τοποθετούνται στην στιβάδα Κ.Το 3 ο ηλεκτρόνιο του αναγκαστικά τοποθετείται στην στιβάδα L, αφού η Κ δεν μπορεί να χωρέσει πάνω από 2 ηλεκτρόνια. Πίνακας-1:Ηλεκτρονιακές δομές ατόμων των στοιχείων με ατομικό αριθμό Ζ=1-10 Ονομασία στοιχείου Σύμβολο Ατομικός αριθμός Ηλεκτρονιακή δομή Υδρογόνο Η 1 Κ 1 Ήλιο Ηe 2 K 2 Λίθιο Li 3 K 2 L 1 Βηρύλλιο Be 4 K 2 L 2 Βόριο B 5 K 2 L 3 Άνθρακας C 6 K 2 L 4 Άζωτο N 7 K 2 L 5 Οξυγόνο 8 K 2 L 6 Φθόριο F 9 K 2 L 7 Νέον Ne 10 K 2 L 8 Το στοιχείο με ατομικό αριθμό 11 είναι το Νa. Το 11 ο ηλεκτρόνιο του πρέπει να τοποθετηθεί στην στιβάδα Μ αφού πλέον η L έχει συμπληρωθεί με 8 ηλεκτρόνια. Πίνακας-2:Ηλεκτρονιακές δομές ατόμων των στοιχείων με ατομικό αριθμό Ζ=11-18 Ονομασία στοιχείου Σύμβολο Ατομικός αριθμός Ηλεκτρονιακή δομή Νάτριο Na 11 K 2 L 8 M 1 Μαγνήσιο Mg 12 K 2 L 8 M 2 Αργίλιο Al 13 K 2 L 8 M 3 Πυρίτιο Si 14 K 2 L 8 M 4 Φωσφόρος P 15 K 2 L 8 M 5 Θείο S 16 K 2 L 8 M 6 Χλώριο 17 K 2 L 8 M 7 Αργό Ar 18 K 2 L 8 M 8 Το επόμενο στοιχείο είναι το Κάλιο (Κ) με Ζ=19. Η μέγιστη χωρητικότητα της στιβάδας Μ είναι 18 ηλεκτρόνια. Θα περιμέναμε το 19 ο ηλεκτρόνιο του να μπορεί να τοποθετηθεί στην στιβάδα Μ, αφού σε αυτήν μπορούν να υπάρχουν 9 ηλεκτρόνια. Όμως το 19 ο ηλεκτρόνιο τοποθετείται στην στιβάδα Ν. 19Κ: Κ 2 L 8 M 8 N 1 Η εξωτερική στιβάδα ενός ατόμου δεν μπορεί να έχει πάνω από 8 ηλεκτρόνια. Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 3

4 4 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Το στοιχείο με Ζ=20 είναι το Ασβέστιο Ca. Το 20 ο ηλεκτρόνιο του τοποθετείται στην στιβάδα Ν. 20Ca: Κ 2 L 8 M 8 N 2 Το στοιχείο με Ζ=21 είναι το Σκάνδιο Sc. Το 21 ο ηλεκτρόνιο του μπορεί πλέον να τοποθετηθεί στην στιβάδα Μ αφού η εξωτερική στιβάδα του ατόμου του είναι η Ν. Πίνακας-3:Ηλεκτρονιακές δομές ατόμων των στοιχείων με ατομικό αριθμό Ζ=19-30 Ονομασία στοιχείου Σύμβολο Ατομικός αριθμός Ηλεκτρονιακή δομή Κάλιο K 19 Κ 2 L 8 M 8 N 1 Ασβέστιο Ca 20 Κ 2 L 8 M 8 N 2 Σκάνδιο Sc 21 Κ 2 L 8 M 9 N 2 Τιτάνιο Ti 22 Κ 2 L 8 M 10 N 2 Βανάδιο V 23 Κ 2 L 8 M 11 N 2 Χρώμιο Cr 24 Κ 2 L 8 M 13 N 1 Μαγγάνιο Mn 25 Κ 2 L 8 M 13 N 2 Σίδηρος Fe 26 Κ 2 L 8 M 14 N 2 Κοβάλτιο Co 27 Κ 2 L 8 M 15 N 2 Νικέλιο Ni 28 Κ 2 L 8 M 16 N 2 Χαλκός Cu 29 Κ 2 L 8 M 18 N 1 Ψευδάργυρος Zn 30 Κ 2 L 8 M 18 N 2 Το στοιχείο Χρώμιο 24 Cr θα έπρεπε κανονικά να είχε την παρακάτω ηλεκτρονιακή δομή : Κ 2 L 8 M 8 N 2. Στην πραγματικότητα η σωστή τοποθέτηση ηλεκτρονίων στις στιβάδες είναι αυτή που υπάρχει στον πίνακα. Η ηλεκτρονιακή δομή του 24 Cr: Κ 2 L 8 M 13 N 1 προσδίδει στο άτομο του μεγάλη σταθερότητα, αφού η παραπάνω τοποθέτηση ηλεκτρονίων στις στιβάδες «χαμηλώνει» την ενέργεια του ατόμου. Για τον ίδιο ακριβώς λόγο η ηλεκτρονιακή διαμόρφωση του 29 Cu είναι Κ 2 L 8 M 18 N 1 αντί για Κ 2 L 8 M 17 N 2 Το στοιχείο με Ζ=31 είναι το Γάλλιο Ga. Το 31 ο ηλεκτρόνιο του τοποθετείται στην στιβάδα Ν εξ αιτίας της συμπλήρωσης της στιβάδας Μ με 18 ηλεκτρόνια. Πίνακας-4:Ηλεκτρονιακές δομές ατόμων των στοιχείων με ατομικό αριθμό Ζ=31-36 Ονομασία στοιχείου Σύμβολο Ατομικός αριθμός Ηλεκτρονιακή δομή Γάλλιο Ga 31 Κ 2 L 8 M 18 N 3 Γερμάνιο Ge 32 Κ 2 L 8 M 18 N 4 Αρσενικό As 33 Κ 2 L 8 M 18 N 5 Σελήνιο Se 34 Κ 2 L 8 M 18 N 6 Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 4

5 5 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Βρώμιο Br 35 Κ 2 L 8 M 18 N 7 Κρυπτό Kr 36 Κ 2 L 8 M 18 N 8 Το στοιχείο με ατομικό αριθμό 37 είναι το Ρουβίδιο Rb. Προφανώς το 37 ο ηλεκτρόνιο του τοποθετείται στην στιβάδα Ο αφού η Ν ως εξωτερική δεν μπορεί να «χωρέσει» πάνω από 8 ηλεκτρόνια. Η τοποθέτηση των ηλεκτρονίων στις στιβάδες,στα άτομα των στοιχείων με ατομικό αριθμό Ζ=37 έως Ζ=48 ακολουθεί τους ίδιους κανόνες που έχουμε δει ως τώρα. Πίνακας-5:Ηλεκτρονιακές δομές ατόμων των στοιχείων με ατομικό αριθμό Ζ=37-48 Ονομασία στοιχείου Σύμβολο Ατομικός αριθμός Ηλεκτρονιακή δομή Ρουβίδιο Rb 37 Κ 2 L 8 M 18 N 8 1 Στρόντιο Sr 38 Κ 2 L 8 M 18 N 8 2 Ύττριο Y 39 Κ 2 L 8 M 18 N 9 2 Ζιρκόνιο Zr 40 Κ 2 L 8 M 18 N 10 2 Νιόβιο Nb 41 Κ 2 L 8 M 18 N 11 2 Μολυβδένιο Mo 42 Κ 2 L 8 M 18 N 13 1 Τεχνήτιο Tc 43 Κ 2 L 8 M 18 N 13 2 Ρουθήνιο Ru 44 Κ 2 L 8 M 18 N 14 2 Ρόδιο Rh 45 Κ 2 L 8 M 18 N 15 2 Παλλάδιο Pd 46 Κ 2 L 8 M 18 N 16 2 Άργυρος Ag 47 Κ 2 L 8 M 18 N 18 1 Κάδμιο Cd 48 Κ 2 L 8 M 18 N 18 2 Το στοιχείο Ίνδιο (Ιn) έχει ατομικό αριθμό 49. Το 49 ο ηλεκτρόνιο του αν και η χωρητικότητα της στιβάδας Ν είναι 32 ηλεκτρόνια δεν τοποθετείται στην Ν αλλά στην στιβάδα Ο. Η προτελευταία στιβάδα δεν μπορεί να έχει πάνω από 18 ηλεκτρόνια Πίνακας-6:Ηλεκτρονιακές δομές ατόμων των στοιχείων με ατομικό αριθμό Ζ=49-54 Ονομασία στοιχείου Σύμβολο Ατομικός αριθμός Ηλεκτρονιακή δομή Ίνδιο Ιn 49 Κ 2 L 8 M 18 N 18 3 Κασσίτερος Sn 50 Κ 2 L 8 M 18 N 18 4 Αντιμόνιο Sb 51 Κ 2 L 8 M 18 N 18 5 Τελλούριο Te 52 Κ 2 L 8 M 18 N 18 6 Ιώδιο I 53 Κ 2 L 8 M 18 N 18 7 Ξένο Xe 54 Κ 2 L 8 M 18 N 18 8 Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 5

6 6 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Στo στοιχείο 55 Cs το 55ο ηλεκτρόνιο του τοποθετείται στην στιβάδα Ρ καθώς δεν μπορεί να τοποθετηθεί στην στιβάδα Ο (εξωτερική με 8 ηλεκτρόνια),αλλά ούτε και στην στιβάδα Ν (προτελευταία με 18 ηλεκτρόνια). 55Cs : Κ 2 L 8 M 18 N 18 8 Ρ 1 Η ηλεκτρονιακή δομή του Βαρίου (Βa) είναι: 56Βa : Κ 2 L 8 M 18 N 18 8 Ρ 2 Το Λανθάνιο (La) με ατομικό αριθμό 57 έχει την παρακάτω ηλεκτρονιακή δομή : 57La: Κ 2 L 8 M 18 N 18 9 Ρ 2 Τα 14 στοιχεία με ατομικούς αριθμούς Ζ=57-71 αποτελούν τις λανθανίδες. Πίνακας -7: Ηλεκτρονιακές δομές ατόμων στοιχείων με ατομικούς αριθμούς Ζ=72-89 Ονομασία στοιχείου Σύμβολο Ατομικός Αριθμός Ηλεκτρονιακή δομή Άφνιο f 72 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 2 Ταντάλιο Ta 73 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 2 Βολφράμιο W 74 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 2 Ρήνιο Re 75 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 2 Όσμιο s 76 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 2 Ιρίδιο Ir 77 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 2 Λευκόχρυσος Pt 78 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 2 Χρυσός Au 79 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 1 Υδράργυρος g 80 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 2 Θάλλιο Tl 81 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 3 Μόλυβδος Pb 82 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 4 Βισμούθιο Bi 83 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 5 Πολώνιο Po 84 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 6 Αστάτιο At 85 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 7 Ραδόνιο Rn 86 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 8 Φράγκιο Fr 87 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 8 Q 1 Ράδιο Ra 88 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 8 Q 2 Ακτίνιο Ac 89 Κ 2 L 8 M 18 N Ρ 9 Q 2 ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ Ο Ρώσος χημικός Mendeleev κατέταξε τα στοιχεία με βάση το ατομικό τους βάρος. Τα στοιχεία που είχαν όμοιες χημικές ιδιότητες τα τοποθετούσε το ένα κατω από το άλλο σχηματίζοντας κάθετες στήλες. Έτσι σχημάτισε ένα πίνακα που αποτελούνταν από κάθετες στήλες που ονομάστηκαν ομάδες και οριζόντιες γραμμές που ονομάστηκαν περίοδοι. Σήμερα κατατάσσουμε τα στοιχεία με βάση τον ατομικό τους αριθμό. Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 6

7 7 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Τοποθετούμε σε ομάδες τα στοιχεία που έχουν ίδιες χημικές ιδιότητες, γνωρίζοντας ότι αυτές καθορίζονται από τον αριθμό των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας. Τοποθετούμε σε μια περίοδο τα στοιχεία που χρησιμοποιήσαμε τον ίδιο αριθμό στιβάδων για την ηλεκτρονιακή τους διαμόρφωση. Η σύγχρονη μορφή του περιοδικού πίνακα είναι αυτή που φαίνεται στο παρακάτω σχήμα. Αποτελείται από 7 περιόδους και 18 ομάδες. Στην 1 η περίοδο του περιοδικού πίνακα τοποθετούνται τα στοιχεία που έχουν ηλεκτρόνια μόνο σε μια στιβάδα. Τα στοιχεία αυτά είναι το 1 Η : Κ 1 και το 2 e : Κ 2 1 2e Το στοιχείο 3 Li: K 2 L 1 έχει 3 ηλεκτρόνια τοποθετημένα σε 2 στιβάδες. Ανήκει στην 2 η περίοδο του περιοδικού πίνακα. Τοποθετούμε το 3 Li στην ίδια ομάδα με το Η αφού έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική τους στιβάδα. Όταν ένα στοιχείο έχει 1 ηλεκτρόνιο στην εξωτερική του στιβάδα θα τοποθετείται στην 1 η ή ΙΑ ομάδα του περιοδικού πίνακα. Το επόμενο στοιχείο είναι το 4 Be: K 2 L 2.Αν και έχει τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική του στιβάδα με το Ηe, δεν τοποθετείται κάτω από το e. Το στοιχείο Βe έχει διαφορετικές χημικές ιδιότητες από Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 7

8 8 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ το Ηe που έχει συμπληρωμένη την εξωτερική του στιβάδα με 2 ηλεκτρόνια( Η Κ συμπληρώνεται με 2 ηλεκτρόνια). Πίνακας 8. Στοιχεία 2 ης περιόδου : Ονομασία Σύμβολο Ηλεκτρονιακή Αρ.e εξωτ Ομάδα στοιχείου δομή στιβ. Λίθιο 3Li K 2 L 1 1 1η ή ΙΑ Βηρύλλιο 4Be K 2 L η ή ΙΙΑ Βόριο 5B K 2 L η ήιιια Άνθρακας 6C K 2 L η ή ΙVA Άζωτο 7N K 2 L η ή VA Οξυγόνο 8 K 2 L η ή VIA Φθόριο 9F K 2 L η ήviia Νέον 10Ne K 2 L η ήviiia Η e Li Be B C N F Ne Το στοιχείο με ατομικό αριθμό 11 είναι το νάτριο Na. Η ηλεκτρονιακή διαμόρφωση του είναι K 2 L 8 M 1. Υπάρχουν 3 στιβάδες στις οποίες βρίσκονται ηλεκτρόνια, άρα το νάτριο είναι το πρώτο στοιχείο της 3 ης περιόδου. Στην 3 η περίοδο βρίσκονται συνολικά 8 στοιχεία Πίνακας 9. Στοιχεία 3 ης περιόδου : Ονομασία Σύμβολο Ηλεκτρονιακή Αρ.e εξωτ Ομάδα στοιχείου δομή στιβ. Νάτριο 11Νa K 2 L 8 M 1 1 1η ή ΙΑ Μαγνήσιο 12Mg K 2 L 8 M η ή ΙΙΑ Αργίλιο 13Al K 2 L 8 M η ήιιια Πυρίτιο 14Si K 2 L 8 M η ή ΙVA Φωσφόρος 15P K 2 L 8 M η ή VA Θείο 16S K 2 L 8 M η ή VIA Χλώριο 17 K 2 L 8 M η ήviia Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 8

9 9 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Αργό 18Ar K 2 L 8 M η ήviiia Η e Li Be B C N F Ne Na Mg Al Si P S Ar 4 η περίοδο του περιοδικού πίνακα είναι μια μεγάλη περίοδο που περιλαμβάνει 18 στοιχεία. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι περιλαμβάνει και 10 στοιχεία μετάπτωσης. Το 1 ο στοιχείο μετάπτωσης έχει ατομικό αριθμό 21,ενώ το 10 ο έχει ατομικό αριθμό 30. Πίνακας 10. Στοιχεία 4 ης περιόδου-εξαιρούνται τα στοιχεία μετάπτωσης : Ονομασία Σύμβολο Ηλεκτρονιακή Αρ.e εξωτ Ομάδα στοιχείου δομή στιβ. Κάλιο 19Κ Κ 2 L 8 M 8 N η ή ΙΑ Ασβέστιο 20Ca Κ 2 L 8 M 8 N η ή ΙΙΑ Γάλλιο 31Ga Κ 2 L 8 M 18 N η ήιιια Γερμάνιο 32Ge Κ 2 L 8 M 18 N η ή ΙVA Αρσενικό 33As Κ 2 L 8 M 18 N η ή VA Σελήνιο 34Se Κ 2 L 8 M 18 N η ή VIA Βρώμιο 35Br Κ 2 L 8 M 18 N η ήviia Κρυπτό 36Κr Κ 2 L 8 M 18 N η ήviiia Τα στοιχεία μετάπτωσης καταλαμβάνουν τις δευτερεύουσες ομάδες του περιοδικού πίνακα. Οι ομάδες αυτές συμβολίζονται με λατινικούς χαρακτήρες και δείκτη Β. Πίνακας 11.Ομάδες του περιοδικού πίνακα : 1 η ομάδα ΙΑ 1η κύρια 2 η ομάδα ΙΙΑ 2 η κύρια 3 η ομάδα ΙΙΙB 3 η δευτερεύουσα 4 η ομάδα IVB 4 η δευτερεύουσα 5 η ομάδα VB 5 η δευτερεύουσα Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 9

10 10 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ 6 η ομάδα VIB 6 η δευτερεύουσα 7 η ομάδα VIIB 7 η δευτερεύουσα 8 η ομάδα VIIIB 8 η δευτερεύουσα 9 η ομάδα VIIIB 8 η δευτερεύουσα 10 η ομάδα VIIIB 8 η δευτερεύουσα 11 η ομάδα IB 1 η δευτερεύουσα 12 η ομάδα IIB 2 η δευτερεύουσα 13 η ομάδα IIIA 3 η κύρια 14 η ομάδα IVA 4 η κύρια 15 η ομάδα VA 5 η κύρια 16 η ομάδα VIA 6 η κύρια 17 η ομάδα VIIA 7 η κύρια 18 η ομάδα VIIIA 8 η κύρια Γενικά για να τοποθετήσουμε ένα στοιχείο στην ομάδα που ανήκει στον περιοδικό πίνακα πρέπει αρχικά να κάνουμε την ηλεκτρονιακή δομή του ατόμου του. Εάν το άτομο έχει 1 ηλεκτρόνιο στην εξωτερική του στιβάδα ανήκει στην 1 η ομάδα του περιοδικού πίνακα. Εάν το άτομο έχει ένα ηλεκτρόνιο στην εξωτερική του στιβάδα και η προτελευταία του έχει 13 ή 18 ηλεκτρόνια, το στοιχείο τοποθετείται στην 6 η και 11 η ομάδα του περιοδικού πίνακα αντίστοιχα Εάν το άτομο έχει 2 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα και η προτελευταία του έχει 2 ή 8 ηλεκτρόνια, τότε το στοιχείο ανήκει στην 2 η ομάδα του περιοδικού πίνακα Εάν το άτομο έχει 2 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα και η προτελευταία του δεν έχει 2 ή 8 ηλεκτρόνια, τότε το στοιχείο ανήκει στα στοιχεία μετάπτωσης Ανάλογα με τον αριθμό ηλεκτρονίων της προτελευταίας στιβάδας τοποθετούμε το στοιχείο μετάπτωσης στην ομάδα που ανήκει 9 ηλεκτρόνια 3 η ομάδα 10 ηλεκτρόνια 4 η ομάδα 11 ηλεκτρόνια 5 η ομάδα 13 ηλεκτρόνια 7 η ομάδα 14 ηλεκτρόνια 8 η ομάδα 15 ηλεκτρόνια 9 η ομάδα 16 ηλεκτρόνια 10 η ομάδα 18 ηλεκτρόνια 12 η ομάδα Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 10

11 11 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Εάν το άτομο έχει 3 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα το στοιχείο ανήκει στην 13 η ομάδα του περιοδικού πίνακα. Εάν το άτομο έχει 4 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα το στοιχείο ανήκει στην 14 η ομάδα του περιοδικού πίνακα. Εάν το άτομο έχει 5 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα το στοιχείο ανήκει στην 15 η ομάδα του περιοδικού πίνακα. Εάν το άτομο έχει 6 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα το στοιχείο ανήκει στην 16 η ομάδα του περιοδικού πίνακα. Εάν το άτομο έχει 7 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα το στοιχείο ανήκει στην 17 η ομάδα του περιοδικού πίνακα. Εάν το άτομο έχει 8 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα το στοιχείο ανήκει στην 18 η ή 0 ομάδα του περιοδικού πίνακα. Η περίοδος που ανήκει το στοιχείο ισούται με τον αριθμό των στιβάδων που χρησιμοποιήσαμε στην ηλεκτρονιακή δομή του ατόμου του Πίνακας 12. Στοιχεία μετάπτωσης 4 ης περιόδου Ονομασία Σύμβο λο Ηλ.δομή Αριθμός e Τελευτ.στιβά Αριθμός e προτελευτ.στιβ άδας Ομά δα δας Σκάνδιο 21Sc Κ 2 L 8 M η N 2 Τιτάνιο 22Ti Κ 2 L 8 M η N 2 Βανάδιο 23V Κ 2 L 8 M η N 2 Χρώμιο 24Cr Κ 2 L 8 M η N 1 Μαγγάνιο 25Mn Κ 2 L 8 M η N 2 Σίδηρος 26Fe Κ 2 L 8 M η N 2 Κοβάλτιο 27Co Κ 2 L 8 M η N 2 Νικέλιο 28Ni Κ 2 L 8 M η N 2 Χαλκός 29Cu Κ 2 L 8 M η N 1 Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 11

12 12 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Ψευδάργυ ρος 30Zn Κ 2 L 8 M 18 N η Ομάδα 1 η ή ΙΑ: Αλκάλια Ομάδα 2 η ή ΙΙΑ: Αλκαλικές γαίες Με κιτρίνο χρώμα συμβολίζονται τα στοιχεία μετάπτωσης. Τα στοιχεία αυτά καταλαμβάνουν τις δευτερεύουσες ομάδες του περιοδικού πίνακα Ομάδα 17 η ή VIIA:Αλογόνα Ομάδα 18 η ή VIIIA ή 0:Ευγενή αέρια Με μία έντονη τεθλασμένη γραμμή που ξεκινά από το Βόριο Β και τελειώνει στο Αστάτιο Αt διαχωρίζουμε τα στοιχεία σε μέταλλα και αμέταλλα. Κατά μήκος της τεθλασμένης γραμμής βρίσκονται τα μεταλλοειδή που συμβολίζονται με μωβ χρώμα Τα 14 στοιχεία με ατομικό αριθμό από ονομάζονται λανθανίδες Τα 14 στοιχεία με ατομικό αριθμό από ονομάζονται ακτινίδες Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 12

13 13 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ ΕΤΕΡΟΠΟΛΙΚΟΣ-ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ Όλα τα άτομα «έχουν» μία τιμή συνολικής ενέργειας. Τα άτομα των ευγενών αερίων όμως έχουν πάρα πολύ μικρές ενέργειες σε σχέση με τα άτομα των υπολοίπων στοιχείων. Αυτή η σταθερότητά τους οφείλεται στο γεγονός ότι τα άτομα αυτά έχουν συμπληρωμένη την εξωτερική τους στιβάδα με 8 ηλεκτρόνια.(εξαίρεση αποτελεί το άτομο του ηλίου Ηe όπου έχει την εξωτερική του στιβάδα συμπληρωμένη με 2 ηλεκτρόνια). Τα άτομα των υπόλοιπων στοιχείων προκειμένου να «χαμηλώσουν» την ενέργεια τους προσπαθούν με διάφορους τρόπους να αποκτήσουν την ηλεκτρονιακή δομή των ευγενών αερίων, δηλαδή η εξωτερική τους στιβάδα να είναι συμπληρωμένη ( με 2 ή 8 ηλεκτρόνια ). 1 η ομάδα ( ΙΑ) Αλκάλια: Λίθιο 3 Li : K 2 L 1 Νάτριο 11 Να : Κ 2 L 8 M 1 Κάλιο 19 Κ : Κ 2 L 8 M 8 Ν 1 Ρουβίδιο 37 Rb : K 2 L 8 M 18 N 8 1 Καίσιο 55 Cs: K 2 L 8 M 18 N 18 8 P 1 Φράγκιο 87 Fr: K 2 L 8 M 18 N P 8 Q 1 Τα στοιχεία αυτά προκειμένου να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου αποβάλλουν το μοναδικό ηλεκτρόνιο της εξωτερικής τους στιβάδας. Πχ το άτομο του Νατρίου έχει στον πυρήνα του 11p και 11e ηλεκτρόνια τα οποία είναι κατανεμημένα στις στιβάδες ως 2 στην Κ, 8 στην L και 1 στην Μ. Έτσι το άτομο του νατρίου αποβάλλοντας το μοναδικό του ηλεκτρόνιο αποκτά ως εξωτερική στιβάδα την L με 8 ηλεκτρόνια. Τώρα όμως το νάτριο μετατρέπεται σε θετικά φορτισμένο ιόν (κατιόν νατρίου) αφού έχει στον πυρήνα του 11 πρωτόνια,ένα παραπάνω από τα 10 ηλεκτρόνια του. Βέβαια το ηλεκτρόνιο που αποβάλλεται από το νάτριο προσλαμβάνεται από ένα στοιχείο όπου χρειάζεται ένα ηλεκτρόνιο για να συμπληρώσει την εξωτερική του στιβάδα. Το στοιχείο αυτό είναι το χλώριο 17. Αντίστοιχα το άτομο του χλωρίου έχει ένα ηλεκτρόνιο παραπάνω από τα πρωτόνια του πυρήνα του με αποτέλεσμα να μετατρέπεται σε αρνητικό φορτισμένο ιόν ( ανιόν χλωρίου). Τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα έλκονται μεταξύ τους με δυνάμεις ηλεκτροστατικής φύσεως ( Coulomb). Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 13

14 14 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ M L K 11p _ M L 11p K 17p Έτσι σχηματίζεται η ετεροπολική ένωση μεταξύ νατρίου και χλωρίου. Ο μοριακός τύπος της ένωσης είναι Na. Η ονομασία της χλωριούχο νάτριο. Στον μοριακό τύπο των ετεροπολικών ενώσεων πρώτα γράφουμε το θετικό τμήμα και μετά το αρνητικό. Η ονομασία που συνηθίζεται είναι αυτή που πρώτα διαβάζουμε το αρνητικό τμήμα και μετά το θετικό. Ομοίως όλα τα αλκάλια με τον ίδιο τρόπο σχηματίζουν ετεροπολικές ενώσεις με τα αλογόνα ( 17 η ομάδα ή VIIA) Πίνακας Ι : Ενώσεις των αλκαλίων με τα αλογόνα. F Br I Li LiF:Φθoριούχο Li:Χλωριούχο LiBr:Βρωμιούχο LiI:Ιωδιούχο Na K λίθιο NaF: Φθοριούχο νάτριο KF: Φθοριούχο κάλιο λίθιο Na:Χλωριούχο νάτριο K:Χλωριούχο κάλιο λίθιο NaBr:Βρωμιούχο νάτριο KBr:Βρωμιούχο κάλιο λίθιο NaI:Ιωδιούχο νάτριο KI:Ιωδιούχο κάλιο Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 14

15 15 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Rb Cs RbF:Φθοριούχο ρουβίδιο CsF:Φθοριούχο καίσιο Rd:Χλωριούχο ρουβίδιο Cs:Χλωριούχο καίσιο RbBr:Βρωμιούχο ρουβίδιο CsBr:Βρωμιούχο καίσιο RbI: Ιωδιούχο ρουβίδιο CsI: Ιωδιούχο καίσιο Υπάρχει και ένας άλλος τρόπος ονομασίας των ενώσεων (IUPAC): Na: Νάτριο χλωρίδιο NaF: Νάτριο φθορίδιο ΝαBr: Νάτριο βρωμίδιο NaI: Νάτριο ιωδίδιο κ.ο.κ Ενώσεις αλκαλίων με το οξυγόνο-οξείδια. Τα αλκάλια σχηματίζουν ενώσεις με το οξυγόνο που ονομάζονται οξείδια, όπως και οι ενώσεις του οξυγόνου με τα υπόλοιπα στοιχεία. Γνωρίζουμε ότι το οξυγόνο έχει στην εξωτερική του στιβάδα 6e -. Επομένως χρειάζεται 2 ηλεκτρόνια για να αποκτήσει την δομή ευγενούς αερίου. Ένα άτομο αλκαλίου πχ νατρίου αποβάλλει όπως είδαμε παραπάνω 1 ηλεκτρόνιο. Άρα απαιτούνται 2 άτομα νατρίου. Na M Na L 11p M K L K 11p 8p _ 2 L 11p _ 2 Na L K 8p K 11p Na Ομοίως σχηματίζονται και οι υπόλοιπες ενώσεις του οξυγόνου με τα αλκάλια. Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 15

16 16 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Γενικά οι ενώσεις του οξυγόνου με άλλα στοιχεία ονομάζονται οξείδια. Πίνακας-2: Οξείδια των αλκαλίων Στοιχείο Μοριακός τύπος Ονομασία Li Li 2 Οξείδιο του λιθίου Na Na 2 Οξείδιο του νατρίου K K 2 Οξείδιο του καλίου Rb Rb 2 Οξείδιο του ρουβιδίου Cs Cs 2 Οξείδιο του καισίου Τα αλκάλια σχηματίζουν ετεροπολικές ενώσεις με στοιχεία που απαιτούν την πρόσληψη 2 ή και 3 ηλεκτρονίων όπως το θείο ( S) και το άζωτο (Ν). Όπως είδαμε παραπάνω με το οξυγόνο, το άτομο του θείου (Κ 2 L 8 M 6 ) χρειάζεται 2 ηλεκτρόνια για να συμπληρώσει την εξωτερική του στιβάδα με 8 ηλεκτρόνια. Tα 2 ηλεκτρόνια που χρειάζεται όμως δεν μπορεί να του τα δώσει ένα άτομο αλκαλίου ( πχ νατρίου) το οποίο αποβάλλει ένα ηλεκτρόνιο. Άρα τα 2 ηλεκτρόνια που απαιτούνται θα αποβληθούν από 2 άτομα ενός αλκαλίου. Ομοίως και στην περίπτωση του αζώτου Ν ( Κ 2 L 5 ), τα 3 ηλεκτρόνια που χρειάζεται το άζωτο για να συμπληρώσει την εξωτερική του στιβάδα «παρέχονται» από 3 άτομα ενός αλκαλίου. Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 16

17 17 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Na M Na L 11p S M K L K 11p 16p S _ 2 Na L 11p 16p L K K 11p Na Πίνακας-3 : Ετεροπολικές ενώσεις των αλκαλίων με τα στοιχεία S,N,P S N P Li Li 2 S-θειούχο Li 3 N-αζωτούχο λίθιο Li 3 P-φωσφορούχο λίθιο λίθιο Na Na 2 S-θειούχο Na 3 N-αζωτούχο Na 3 P-φωσφορούχο K νάτριο K 2 S-θειούχο κάλιο νάτριο K 3 N-αζωτούχο κάλιο νάτριο K 3 P-φωσφορούχο κάλιο Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 17

18 18 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ 2 η ομάδα: Αλκαλικές γαίες Στην 2 η ομάδα του περιοδικού πίνακα ανήκουν τα στοιχεία: 4Be: Βηρύλλιο 12Mg:Μαγνήσιο 20Ca:Ασβέστιο 38Sr:Στρόντιο 56Ba:Βάριο 88Ra: Ράδιο Τα στοιχεία που συνήθως συναντάμε είναι το μαγνήσιο,το ασβέστιο και το βάριο. Τα στοιχεία αυτής της ομάδας έχουν 2 ηλεκτρόνια στην εξωτερική τους στιβάδα,όπου τα αποβάλλουν προκειμένου να αποκτήσουν την ηλεκτρονιακή δομή των ευγενών αερίων. Τα ηλεκτρόνια που αποβάλλονται προσλαμβάνονται από στοιχεία όπως το άζωτο το οξυγόνο και τα αλογόνα, τα οποία χρειάζονται 3,2 και 1 ηλεκτρόνιο αντίστοιχα για την συμπλήρωση της εξωτερικής τους στιβάδας με 8 ηλεκτρόνια. Mg F 9p 12p F 9p Mg 2 - F 9p 12p - F 9p Το παραπάνω σχήμα δείχνει τον τρόπο σχηματισμού της ένωσης MgF Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 18

19 19 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Mg 8p 12p Mg 2 12p 8p 2- Mg 2 7p 12p 3- N Mg 2 Mg N p Mg 2 8p 12p 3- N Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 19

20 20 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Tο παραπάνω σχήμα δείχνει τον τρόπο σχηματισμού των ενώσεων: Mg, Mg 3 N 2 Ομοίως σχηματίζονται και οι υπόλοιπες ετεροπολικές ενώσεις των αλκαλικών γαιών με τα στοιχεία των ομάδων VA,VIA,VIIA. Πίνακας 4. Ενώσεις των αλκαλικών γαιών Mg Ca Ba N Mg 3 N 2 -αζωτούχο μαγνήσιο Cα 3 N 2 -αζωτούχο ασβέστιο Βα 3 N 2 -αζωτούχο βάριο P Mg 3 P 2 -φωσφορούχο μαγνήσιο Ca 3 P 2 -φωσφορούχο ασβέστιο Βa 3 P 2 -φωσφορούχο βάριο Mg-οξείδιο του μαγνησίου Ca-οξείδιο του ασβεστίου Βa-οξείδιο του βαρίου S MgS-θειούχο CaS-θειούχο ΒaS-θειούχο βάριο μαγνήσιο ασβέστιο F MgF 2 -φθοριούχο μαγνήσιο CaF 2 -φθοριούχο ασβέστιο ΒaF 2 -φθοριούχο βάριο Mg 2 -χλωριούχο μαγνήσιο Ca 2 -χλωριούχο ασβέστιο Βa 2 -χλωριούχο βάριο Br MgBr 2 -βρωμιούχο CaBr 2 -βρωμιούχο ΒaBr 2 -βρωμιούχο I μαγνήσιο MgI 2 -ιωδιούχο μαγνήσιο ασβέστιο CaI 2 -ιωδιούχο ασβέστιο βάριο ΒaI 2 -ιωδιούχο βάριο Υδρογόνο (Η): Το υδρογόνο είναι ένα στοιχείο που αν και έχει ένα ηλεκτρόνιο στην εξωτερική του στιβάδα, δεν το κατατάσσουμε στα αλκάλια αφού «συμπεριφέρεται» στις ενώσεις του με άλλα στοιχεία, με τελείως διαφορετικό τρόπο από τα αλκάλια. Το υδρογόνο είναι το πιο απλό άτομο που υπάρχει καθώς αποτελείται από ένα πρωτόνιο και ένα ηλεκτρόνιο που κινείται στην στιβάδα Κ. e p Προκειμένου το άτομο του υδρογόνου να αποκτήσει δομή ευγενούς αερίου προσλαμβάνει ένα ηλεκτρόνιο,το οποίο μπορεί να προέρχεται από ένα άτομο αλκαλίου ή στοιχείου που ανήκει στις αλκαλικές γαίες. Έτσι το υδρογόνο με τα αλκάλια και τις αλκαλικές γαίες σχηματίζει ενώσεις ιοντικού χαρακτήρα. Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 20

21 21 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ e 11p p Na e 11p p - Na Πίνακας 5. Ετεροπολικές ενώσεις του υδρογόνου με τα αλκάλια και τις αλκαλικές γαίες Na Na-Υδρίδιο του νατρίου K K-Υδρίδιο του καλίου Mg Mg 2 -Υδρίδιο του μαγνησίου Ca Ca 2 -Υδρίδιο του ασβεστίου Ba Ba 2 -Υδρίδιο του βαρίου Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 21

22 22 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Ομοιοπολικός δεσμός. Γνωρίζουμε ότι το υδρογόνο υπάρχει στην φύση με την μορφή του μορίου του υδρογόνου Η 2. Η ένωση 2 ατόμων υδρογόνου πραγματοποιείται με ένα άλλο είδους δεσμό τον ομοιοπολικό. Κατά τον σχηματισμό ομοιοπολικού δεσμού κάθε άτομο υδρογόνου «συνεισφέρει» το ηλεκτρόνιο του με αποτέλεσμα τον σχηματισμό ενός ζεύγους ηλεκτρονίων. Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων ανήκει εξ` ίσου και στα 2 άτομα υδρογόνου. Στον ομοιοπολικό δεσμό τα άτομα συγκρατούνται μεταξύ τους με δυνάμεις ηλεκτρομαγνητικής φύσεως. Ένα ηλεκτρόνιο που κινείται,όπως και κάθε κινούμενο ηλεκτρικό φορτίο, συμπεριφέρεται σαν μαγνήτης. Τα 2 ηλεκτρόνια του κοινού ζεύγους συνδέονται μεταξύ τους όπως 2 μαγνήτες. 2 S e N e N S Όπου Ν:βόρειος μαγνητικός πόλος,s: νότιος μαγνητικός πόλος Γενικά ο αριθμός των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας είναι αυτός που καθορίζει την συμπεριφορά του στοιχείου στις χημικές ενώσεις. Για να ερμηνεύσουμε την συμπεριφορά των στοιχείων,απεικονίζουμε μόνο τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας του ατόμου του κάθε στοιχείου με κουκίδες ( ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis) Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 22

23 23 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ IVA (14 η ) ομάδα του περιοδικού πίνακα ( Ομάδα του άνθρακα) Ο άνθρακας (C) και το πυρίτιο (Si) ανήκουν στην 14 η ομάδα του περιοδικού πίνακα. Στην εξωτερική τους στιβάδα έχουν 4 μοναχικά (μονήρη) ηλεκτρόνια. C Si Χρειάζονται άλλα 4 ηλεκτρόνια για να αποκτήσουν την αντίστοιχη δομή ευγενούς αερίου. Τα στοιχεία αυτά σχηματίζουν 4 ομοιοπολικούς δεσμούς, όσος και ο αριθμός των μονήρων ηλεκτρονίων, προκειμένου η εξωτερική τους στιβάδα να έχει 8 ηλεκτρόνια. C Si Μοριακοί τύποι : C 4 : μεθάνιο Si 4 : τετραυδρογονούχο πυρίτιο VA (15 η ) ομάδα του περιοδικού πίνακα ( Ομάδα του αζώτου) Το άζωτο (Ν) και ο φωσφόρος (Ρ) ανήκουν σε αυτή την ομάδα. Έχουν 5 ηλεκτρόνια στην εξωτερική τους στιβάδα, ένα ζεύγος και 3 μονήρη ηλεκτρόνια. N P Επομένως σχηματίζουν 3 ομοιοπολικούς δεσμούς, αφού διαθέτουν 3 μονήρη ηλεκτρόνια. N P ΝΗ 3 : Αμμωνία ΡΗ 3 : Φωσφίνη Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 23

24 24 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ VΙA (16 η ) ομάδα του περιοδικού πίνακα ( Ομάδα του οξυγόνου) Έχοντας 6 ηλεκτρόνια στην εξωτερική τους ομάδα ( 2 ζεύγη και 2 μονήρη ) ηλεκτρόνια, τα στοιχεία της ομάδας σχηματίζουν 2 ομοιοπολικούς δεσμούς. S S Η 2 Ο: Νερό Η 2 S:Υδρόθειο VΙΙA (17 η ) ομάδα του περιοδικού πίνακα ( Ομάδα των αλογόνων) Τα αλογόνα έχουν 7 ηλεκτρόνια στην εξωτερική τους στιβάδα. 3 ζεύγη και ένα μονήρες ηλεκτρόνιο. Επομένως σχηματίζουν έναν ομοιοπολικό δεσμό. F Br I F Br I F :Υδροφθόριο, :Υδροχλώριο,Br :Υδροβρώμιο,I:Υδροιώδιο Ομοιοπολικές ενώσεις των στοιχείων της 14 ης -15 ης -16 ης -17 ης ομάδας Τα στοιχεία των ομάδων αυτών σχηματίζουν μεταξύ τους ομοιοπολικές ενώσεις. 14 η ομάδα: Άνθρακας (C ),Πυρίτιο ( Si ) Ενώσεις με τα αλογόνα C C C C Μοριακοί τύποι: C 3 :Χλωρομεθάνιο,C 2 2 : Διχλωρομεθάνιο, C 3 : χλωροφόρμιο (τριχλωρομεθάνιο), C 4 : Τετραχλωράνθρακας Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 24

25 25 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Παρόμοιες ενώσεις δίνει ο άνθρακας και με τα υπόλοιπα αλογόνα (F,Br,I). ι χλωροφθοράνθρακες είναι οι ενώσεις στις οποίες οφείλεται η τρύπα του όζοντος. Είναι ομοιοπολικές ενώσεις του άνθρακα με το χλώριο και το φθόριο. C F C F F CF 3 : Φθοροτριχλωρομεθάνιο.CF 2 2 : διφθοροδιχλωρομεθάνιο Si Si 4 : Τετραχλωριούχο πυρίτιο. SiF 4 : Τετραφθοριούχο πυρίτιο (παρόμοιες ενώσεις και με τα άλλα αλογόνα) Ενώσεις με το οξυγόνο. Το οξυγόνο σχηματίζει 2 ομοιοπολικούς δεσμούς. Επομένως μεταξύ ενός ατόμου οξυγόνου και του άνθρακα σχηματίζονται 2 κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. Όταν μεταξύ 2 ατόμων υπάρχουν 2 κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, όπως στο παραπάνω παράδειγμα, τότε τα άτομα αυτά συνδέονται με διπλό ομοιοπολικό δεσμό. C 2 : Διοξείδιο του άνθρακα C C Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 25

26 26 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Si 2 : Διοξείδιο του πυριτίου Si Si CS 2 : Διθειάνθρακας S C S C 2 6 : Αιθάνιο C C C 2 4 : Αιθένιο C C Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 26

27 27 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ 15 η ή VA ομάδα. (Ομάδα του αζώτου) Ενώσεις με τα αλογόνα. N P F Br I N F N F Br N Br F Br I N I I P F P F Br P Br F Br I P I I N 3 Τριχλωριούχο άζωτο NF 3 Τριφθοριούχο άζωτο NI 3 Τριιωδιούχο άζωτο NBr 3 Τριβρωμιούχο άζωτο P 3 Τριχλωριούχος φωσφόρος PF 3 Τριφθοριούχος φωσφόρος PI 3 Τριιωδιούχος φωσφόρος PBr 3 Τριβρωμιούχος φωσφόρος Mόριο αζώτου( Ν 2 ) Έχουμε την δημιουργία 3 κοινών ζευγών ηλεκτρονίων μεταξύ των 2 ατόμων αζώτου. Όταν μεταξύ 2 ατόμων έχουμε 3 κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων τότε μεταξύ των ατόμων αυτών αναπτύσσεται τριπλός δεσμός N N Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 27

28 28 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Υδραζίνη Ν 2 Η 4 : N N Ενώσεις με τον άνθρακα. Κυάνιο (ρίζα ) : C N Στο κυάνιο ο άνθρακας έχει 7 ηλεκτρόνια, χρειάζεται ακόμη ένα ηλεκτρόνιο για να συμπληρώσει την εξωτερική του στιβάδα. Έτσι το κυάνιο σχηματίζει ετεροπολικές ενώσεις με τα μέταλλα (αλκάλια και αλκαλικές γαίες ). Na N C - Na C N ΝαCN : Κυανιούχο νάτριο. Ομοίως ΚCN : Κυανιούχο κάλιο Mg(CN) 2 : Κυανιούχο μαγνήσιο. Ca(CN) 2 : Κυανιούχο ασβέστιο. Βa(CN) 2 : Κυανιούχο βάριο. μοιοπολική ένωση του κυανίου είναι το υδροκυάνιο (CN ). C N ΕΝΩΣΕΙΣ ΤΟΥ ΟΞΥΓΟΝΟΥ ( ΟΞΕΙΔΙΑ ) Οι ενώσεις του οξυγόνου με τα άλλα στοιχεία ονομάζονται οξείδια. Το οξυγόνο διαθέτει 6 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα. Επομένως χρειάζεται 2 ηλεκτρόνια για να αποκτήσει την ηλεκτρονιακή δομή ευγενούς αερίου. Το οξυγόνο προσλαμβάνει 2 ηλεκτρόνια από στοιχεία που αποβάλουν ηλεκτρόνια σχηματίζοντας ετεροπολικά οξείδια (ΔΕΣ ΠΙΝΑΚΑ 2 ΚΑΙ ΠΙΝΑΚΑ 4 ).Ακόμη το οξυγόνο σχηματίζει ομοιοπολικές ενώσεις με τα αμέταλλα ( Στοιχεία των ομάδων IVA,VA,VIA,VIIA ) ΙVA: Οξείδια του πυριτίου και του άνθρακα.(δεσ ΣΕΛΙΔΑ 17 ) VA : Οξείδια του αζώτου και του φωσφόρου. N 2 3 : Τριοξείδιο του αζώτου. Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 28

29 29 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ N N N Ν 2 Ο 5 : Πεντοξείδιο του αζώτου Στο πεντοξείδιου του αζώτου υπάρχει και ένα άλλο είδος δεσμού, ο δοτικός ομοιοπολικός δεσμός ή ημιπολικός. Σε αυτό το είδος ομοιοπολικού δεσμού το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μεταξύ 2 ατόμων δεν προήλθε από αμοιβαία συνεισφορά ενός ηλεκτρονίου από κάθε άτομο, αλλά προέρχεται αποκλειστικά και μόνο από ένα από τα 2 άτομα. Στο παρακάτω παράδειγμα (πεντοξείδιο του αζώτου) υπάρχουν 2 ημιπολικοί δεσμοί (ΣΥΜΒΟΛΙΖΟΝΤΑΙ ΜΕ ΒΕΛΗ ) N N N N Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων στον ημιπολικό δεσμό μεταξύ αζώτου και οξυγόνου προέρχεται από το άζωτο. Μπορούμε εναλλακτικά το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μεταξύ 2 ατόμων στον ομοιοπολικό δεσμό να το συμβολίζουμε με μια παύλα, ενώ τον ημιπολικό δεσμό με ένα βέλος. N N N N Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 29

30 30 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Ρ 2 Ο 3 : Τριοξείδιο του φωσφόρου. P P Ρ 2 Ο 5 : Πεντοξείδιο του φωσφόρου. P P ξείδια του θείου ( S ) Διοξείδιο του θείου S 2 S S S Τριοξείδιο του θείου S 3 S S S Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 30

31 31 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Οξείδια του αλογόνων (,Br,I) Τα στοιχεία,i,br σχηματίζουν παρόμοια οξείδια. Στους παρακάτω ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis συμβολίζουμε τα στοιχεία αυτά με Χ. X :,Br,I X 2 X X X X X 2 3 X X X X X X X X X 2 5 X 2 7 Πίνακας-6: Μοριακοί τύποι και ονοματολογία οξειδίων αλογόνων(,br,i) Μοριακός τύπος Ονομασία 2 Μονοξείδιο του χλωρίου 2 3 Τριοξείδιο του χλωρίου 2 5 Πεντοξείδιο του χλωρίου 2 7 Επτοξείδιο του χλωρίου Br 2 Μονοξείδιο του βρωμίου Br 2 3 Τριοξείδιο του βρωμίου Br 2 5 Πεντοξείδιο του βρωμίου Br 2 7 Επτοξείδιο του βρωμίου Ι 2 Μονοξείδιο του ιωδίου Ι 2 3 Τριοξείδιο του ιωδίου Ι 2 5 Πεντοξείδιο του ιωδίου Ι 2 7 Επτοξείδιο του ιωδίου Οξείδιο του φθορίου ( ΟF 2 ): Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 31

32 32 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ F F F F Ονομάζεται μονοξείδιο του φθορίου. Ρίζα υδροξυλίου ( ΟΗ ) Στην ρίζα υδροξυλίου το οξυγόνο έχει 7 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα, επομένως η ρίζα υδροξύλιο προσλαμβάνει ένα ηλεκτρόνιο μετατρεπόμενη στο αντίστοιχο ιόν υδροξυλίου. Το υδροξύλιο σχηματίζει ετεροπολικές ενώσεις με τα στοιχεία της ΙΑ και ΙΙΑ ομάδας. Na Na Ενώσεις του υδροξυλίου με τα μέταλλα ( αλκάλια και αλκαλικές γαίες): Na : Υδροξείδιο του νατρίου, ΚΟΗ : Υδροξείδιο του καλίου,mg() 2 : Υδροξείδιο του μαγνησίου, Ca() 2 : Υδροξείδιο του ασβεστίου, Βα(ΟΗ) 2 :Υδροξείδιο του βαρίου. Ομοίως σχηματίζουν ενώσεις με το υδροξύλιο και τα άλλα στοιχεία των που ανήκουν στις ομάδες ΙΑ,ΙΙΑ. Ενώσεις του υδροξυλίου με τα στοιχεία των ομάδων (IVA,VA,VIA,VIIA) Ανθρακικό οξύ (Η 2 C 3 ): C Νιτρώδες οξύ (ΗΝΟ 2 ) Νιτρικό οξύ (ΗΝΟ 3 ) N N Θειικό οξύ (Η 2 S 4 )-Θειώδες οξύ (Η 2 S 3 ) Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 32

33 33 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ S Υποχλωριώδες (Η), χλωριώδες (Η 2 ), χλωρικό ( 3 ),υπερχλωρικό(η 4 ) S Ομοίως για τα στοιχεία (Br,I) Κυανικό οξύ N C Προκύπτει από την ένωση ενός υδροξυλίου με ένα κυάνιο. Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 33

34 34 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Yπέροξυ ομάδα. Στην υπέροξυ ομάδα 2 άτομα οξυγόνου συνδέονται μεταξύ τους με απλό ομοιοπολικό δεσμό. Κάθε άτομο οξυγόνου έχει 7 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα.κάθε άτομο υδρογόνου θέλει ακόμη ένα ηλεκτρόνιο ώστε να αποκτήσει την ηλεκτρονιακή δομή του ευγενούς αερίου. Η 2 Ο 2 : Υπεροξείδιο του υδρογόνου Υπεροξείδια σχηματίζουν και τα αλκάλια καθώς και οι αλκαλικές γαίες. Να 2 Ο 2 :Υπεροξείδιο του νατρίου, Ca 2 : Υπεροξείδιο του ασβεστίου. ΒaΟ 2 : Υπεροξείδιο του βαρίου. 17 η ομάδα ( Ομάδα των αλογόνων) Τα αλογόνα σχηματίζουν μεταξύ τους ομοιοπολικές ενώσεις. F Br F Br I I Br F: φθοριούχο χλώριο. BrF: φθοριούχο βρώμιο. Br: χλωριούχο βρώμιο. I: χλωριούχο ιώδιο. ΙΒr: βρωμιούχο ιώδιο. Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 34

35 35 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ Η ηλεκτραρνητικότητα εκφράζει την ικανότητα ενός ατόμου να έλκει ηλεκτρόνια σε ένα ομοιοπολικό δεσμό. Γενικά υπάρχουν 2 «είδη» ομοιοπολικών δεσμών. Μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί αναπτύσσονται μεταξύ ατόμων ίδιας ηλεκτραρνητικότητας. X X Πολικοί δεσμοί αναπτύσσονται μεταξύ ατόμων διαφορετικής ηλεκτραρνητικότητας. X Y Οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας των κυριοτέρων αμετάλλων δίνονται παρακάτω: F : 4 > : 3,5>N,:3,0 >Br:2,8>I,S,C:2,5> P,=2,1 Όσο μεγαλύτερη τιμή ηλεκτραρνητικότητας έχει ένα στοιχείο τόσο πιο ηλεκτραρνητικό είναι. ΠΟΛΥΑΤΟΜΙΚΑ ΙΟΝΤΑ Τα πολυατομικά ιόντα προκύπτουν από τα αντίστοιχα οξέα της σελίδας 23 αφαιρώντας πρωτόνια. Το πρωτόνιο αφαιρείται με την απομάκρυνση ενός υδρογόνου, χωρίς όμως να απομακρύνουμε και το ηλεκτρόνιο του. Το αποτέλεσμα της απομάκρυνσης είναι η δημιουργία ενός πολυατομικού ανιόντος με αρνητικό φορτίο ίσο με τον αριθμό των πρωτονίων που απομακρύνθηκαν. Ανθρακικό οξύ :Η 2 C 3 Όξινο ανθρακικό ανιόν ΗC 3 - Ανθρακικό ανιόν C C C C Νιτρικό οξύ (ΗΝΟ 3 ) Νιτρικό ανιόν (ΝΟ 3 - ). Νιτρώδες οξύ (ΗΝΟ 2 )-Νιτρώδες ανιόν (ΝΟ 2 - ). Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 35

36 36 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ N N N N - - Φωσφορικό οξύ(η 3 P 4 )- δισόξινο φωσφορικό ανιόν( 2 P 4 - )-όξινο φωσφορικό ανίον(p 4 2- )-φωσφορικό ανιόν (P 4 3- ). P P P P P Θειικό οξύ (Η 2 S 4 ) Όξινο θειικό (ΗS 4 - )-θειικό (S 4 2- ) Θειώδες οξύ (Η 2 S 3 ) Όξινο θειώδες (ΗS 3 - )-θειώδες (S 3 2- ) 3 - Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 36

37 37 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ S S S S S - S S Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 37

38 38 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Υποχλωριώδες οξύ(η)-υποχλωριώδες ανιόν ( - ) Χλωριώδες οξύ (Η 2 )- Χλωριώδες ανιόν ( - 2 ) Χλωρικό οξύ (Η 3 )-Χλωρικό ανιόν ( - 3 ) Υπερχλωρικό οξύ (Η 4 )-Υπερχλωρικό ανιόν ( - 4 ) Το αμμώνιο (ΝΗ 4 ) είναι ένα θετικό ιόν που προκύπτει από την αμμωνία (ΝΗ 3 ). Ένα θετικό ιόν υδρογόνου αποτελείται από ένα πρωτόνιο, και χρειάζεται 2 ηλεκτρόνια για να συμπληρώσει την εξωτερική του στιβάδα. Το άζωτο στην αμμωνία έχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, όπου το «παρέχει» στο ιόν υδρογόνου. Το αποτέλεσμα είναι η δημιουργία του κατιόντος αμμωνίου. N - N N Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 38

39 39 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ ΚΑΝΟΝΕΣ ΟΝΟΜΑΤΟΛΟΓΙΑΣ Στοιχείο: Ο μαζικός αριθμός (Α), ο ατομικός αριθμός(ζ), ο αριθμός ατόμων και το φορτίο ενός στοιχείου δείχνονται με την βοήθεια τεσσάρων δεικτών γύρω από το σύμβολο. Οι θέσεις κατέχονται έτσι: Ο πάνω εκθέτης αριστερά : μαζικός αριθμός (Α) Ο κάτω εκθέτης αριστερά : ατομικός αριθμός (Ζ) Ο πάνω εκθέτης δεξιά: φορτίο Ο κάτω εκθέτης δεξιά : αριθμός ατόμων A Z X 1 2 Στοιχείο (Χ), φορτίο (1), αριθμός ατόμων (2), ατομικός αριθμός (Ζ), μαζικός αριθμός (Α) Τύποι και ονόματα ενώσεων: Στους χημικούς τύπους το ηλεκτροθετικό στοιχείο (κατιόν) τοποθετείται πάντοτε στην αρχή πχ Κ, CaS 4. Στην περίπτωση όπου έχουμε ομοιοπολικές ενώσεις μεταξύ 2 αμετάλλων Γράφουμε πρώτα το στοιχείο που εμφανίζεται νωρίτερα στην παρακάτω σειρά: Si, C, P, N,, S, I, Br,,,F Γνωρίζουμε ότι η αμμωνία είναι η ένωση του αζώτου (Ν) με το υδρογόνο (Η). Το άζωτο είναι νωρίτερα από το υδρογόνο στην σειρά, άρα στο μόριο της αμμωνίας πρώτα γράφουμε το άζωτο και μετά το υδρογόνο ΝΗ 3. Ονομάζουμε τις ετεροπολικές ενώσεις χωρίς να αλλάζουμε το όνομα του ηλεκτροθετικού στοιχείου. Πχ Νa ( χλωριούχο νάτριο ). Νa (υποχλωριώδες νάτριο). Αριθμητικά προθέματα: Κάνουμε χρήση των αριθμητικών προθεμάτων μονό, δι,τρι, τετρα,. Για να δείξουμε τον αριθμό των ατόμων ενός στοιχείου στο μόριο μίας ένωσης. Όταν για παράδειγμα έχουμε 2 οξείδια του άνθρακα με μοριακούς τύπους: C,C 2 τα ονομάζουμε ως μονοξείδιο του άνθρακα ( CΟ ) και διοξείδιο του άνθρακα ( C 2 ) δηλώνοντας ότι στην μία ένωση έχουμε ένα άτομο οξυγόνου ενώ στην άλλη 2 άτομα οξυγόνου. Ρωμαϊκούς αριθμούς : Μέσα σε παρένθεση δηλώνουμε τον αριθμό οξείδωσης του μετάλλου. Κυρίως αυτόν τον συμβολισμό τον χρησιμοποιούμε στα στοιχεία που έχουν παραπάνω από έναν αριθμό οξείδωσης. Ο σίδηρος έχει αριθμούς οξείδωσης 2 και 3. Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 39

40 40 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Στο οξείδιο Fe έχει αριθμό οξείδωσης 2, ενώ στο οξείδιο Fe 2 3 έχει αριθμό οξείδωσης 3. Fe : Οξείδιο του σιδήρου (ΙΙ) Fe 2 3 : Οξείδιο του σιδήρου (ΙΙΙ) ΑΡΙΘΜΟΙ ΟΞΕΙΔΩΣΗΣ Ο αριθμός οξείδωσης στις ετεροπολικές ενώσεις είναι το πραγματικό φορτίο του ιόντος. Ο αριθμός οξείδωσης στις ομοιοπολικές ενώσεις είναι το φορτίο που θα αποκτούσε το άτομο του στοιχείου εάν το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων κάθε δεσμού αποδίδονταν στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο. 1 η ομάδα :Αλκάλια ( Li,Νa, K, ) Συμμετέχουν σε ετεροπολικές ενώσεις, αποβάλλοντας το μοναδικό ηλεκτρόνιο της εξωτερικής τους στιβάδας. Μετατρέπονται σε θετικά ιόντα K,Na επομένως έχουν αριθμό οξείδωσης 1. 2 η ομάδα : Αλκαλικές γαίες (πχ Μg, Ca, Ba ) Συμμετέχουν σε ετεροπολικές ενώσεις, αποβάλλοντας τα 2 ηλεκτρόνια της εξωτερικής τους στιβάδας. Μετατρέπονται σε θετικά ιόντα Mg 2,Ca 2,Ba 2 επομένως έχουν αριθμό οξείδωσης 2. Yδρογόνο (Η): To υδρογόνο στις ενώσεις του με τα μέταλλα (υδρίδια σελ 13) προσλαμβάνει ένα ηλεκτρόνιο προκειμένου να συμπληρώσει την εξωτερική του στιβάδα αποκτώντας φορτίο -1. Ο αριθμός οξείδωσης του σε αυτή την περίπτωση είναι -1. Το υδρογόνο συμμετέχει σε ομοιοπολικές ενώσεις με τα αμέταλλα. Επειδή το υδρογόνο έχει πολύ χαμηλή τιμή ηλεκτραρνητικότητας, συνήθως έχει αριθμό οξείδωσης 1, αφού το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων αποδίδεται στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο με αποτέλεσμα το υδρογόνο να «χάνει» το μοναδικό του ηλεκτρόνιο αποκτώντας φαινομενικό φορτίο N N Στο μόριο της αμμωνίας το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων αποδίδεται στο άζωτο ως πιο ηλεκτραρνητικό. Το άτομο του αζώτου αποκτά 8 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα ενώ αρχικά είχε 5. Επομένως αποκτά φαινομενικό φορτίο -3 (αριθμός οξείδωσης). Το άθροισμα των αριθμών οξείδωσης των ατόμων που μετέχουν στο μόριο μίας ένωσης είναι ίσο με το 0. Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 40

41 41 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ -33 1=0. Το υδρογόνο στο μόριο του εμφανίζει αριθμό οξείδωσης 0, αφού το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων δεν μπορεί να «αποδοθεί» σε ένα από τα 2 άτομα αφού έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα. Γενικά στα μόρια που αποτελούνται από άτομα των ίδιων στοιχείων ο αριθμός οξείδωσης των στοιχείων είναι ίσος με το 0. Φθόριο (F) : To φθόριο είτε συμμετέχει σε ετεροπολική ένωση είτε σε ομοιοπολική έχει πάντα αριθμό οξείδωσης -1 γιατί είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο που υπάρχει. ΝaF (ετεροπολική ένωση): Στο φθοριούχο νάτριο το φθόριο προσλαμβάνει το ηλεκτρόνιο που αποβάλλει το νάτριο αποκτώντας φορτίο -1. ΗF ( ομοιοπολική ένωση ) : Στο υδροφθόριο το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων αποδίδεται στο φθόριο (F ) με αποτέλεσμα να έχει στην εξωτερική του στιβάδα 8 ηλεκτρόνια, αντί για 7 που είχε αρχικά, αποκτώντας φαινομενικό φορτίο -1 ( αριθμός οξείδωσης). - F F Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 41

42 42 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Οξυγόνο ( Ο ) : Είναι το στοιχείο όπου έχει την μεγαλύτερη τιμή ηλεκτραρνητικότητας μετά το φθόριο. Στις ενώσεις του εμφανίζει αριθμό οξείδωσης -2 εκτός από τις περιπτώσεις: Α) Μονοξείδιο του φθορίου ( ΟF 2 ) 2 F F - F - F το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων αποδίδεται εξ ολοκλήρου στο φθόριο. Το οξυγόνο έχει 2 λιγότερα ηλεκτρόνια και αριθμο οξείδωσης 2. Β) Υπεροξείδια Το οξυγόνο έχει αριθμό οξείδωσης -1. Η 2 Ο 2 : - - Γ) Μόριο οξυγόνου Ο 2 : Το οξυγόνο έχει αριθμό οξείδωσης 0 Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 42

43 43 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Μοντέρνες αντιλήψεις για το άτομο. To προτυπο του RUTERFRD: Το άτομο είναι μια σφαίρα στο κέντρο της οποίας υπάρχει ο πυρήνας.ο πυρήνας έχει πολύ μικρές διαστάσεις σε σχέση με το άτομο, περιέχει όλο το θετικό φορτίο και σχεδόν όλη τη μάζα του ατόμου. Γύρω από τον πυρήνα σε τελείως τυχαίες κυκλικές τροχιές κινούνται τα ηλεκτρόνια.(όπως οι πλανήτες γύρω από τον ήλιο πλανητικό πρότυπο) Το προτυπο του Bohr: Bohr αυθαίρετα συνδύασε την κβαντική υπόθεση του Planck με την κλασσική φυσική «διορθώνοντας» το πρότυπο του Rutherford. Παραδοχές του Bohr: 1 η συνθήκη (μηχανική συνθήκη): Ta ηλεκτρόνια περιστρέφονται γύρω από τον πυρήνα σε ορισμένες κυκλικές τροχιές (όχι τυχαίες),έτσι ώστε η στροφορμή του (L=mur) να είναι ακέραιο πολλαπλάσιο του h/2π h L n 2 Χωρίς να ακτινοβολούν ενέργεια. Οι τροχιές αυτές είναι στάσιμες δηλαδή το ηλεκτρόνιο όταν κινείται σε μια τέτοια τροχιά ούτε απορροφά ούτε εκπέμπει ενέργεια αλλά έχει μια ορισμένη ολική ενέργεια. 2 η συνθηκη (οπτικη συνθηκη): To άτομο του υδρογόνου εκπέμπει η απορροφά ενέργεια με την μορφή φωτονίων μόνο όταν μεταπίπτει μεταξύ 2 τροχιών και όχι με συνεχή τρόπο.η ενέργεια του φωτονίου που εκπέμπει η απορροφά ισούται με την διαφορά ισούται με την διαφορά ενέργειας των δυο ενεργειακών στάθμεων. ΔΕ=Ε τελ- Ε αρχ =hν Σύμφωνα με το πρότυπο του Rutherford τα ηλεκτρόνια περιστρέφονται γύρω από τον πυρήνα.αυτό σημαίνει ότι τα ηλεκτρόνια εκτελούν επιταχυνόμενη κίνηση,όμως σύμφωνα με την κλασσική φυσική αυτό απαιτεί εκπομπή ηλεκτρομαγνητικής ενέργειας. Το σύστημα επομένως είναι ασταθές και τα ηλεκτρόνια θα έπρεπε να έπεφταν στον πυρήνα. Η παρεμβολή του Planck: Η ακτινοβολία δεν εκπέμπεται συνεχώς,αλλά σε ακέραια πολλαπλάσια της ποσότητας hν. Η ποσότητα hν αναφέρεται ως ενεργειακό κβάντο. Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 43

44 44 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Θεωρία δυϊσμού σωματιδίου και κύματος Διατυπώνεται από τον De Broglie το 1924 και αποτελεί τη βάση για την ανάπτυξη των σύγχρονων αντιλήψεων για το άτομο : Το φωτόνιο όπως και κάθε κινούμενο σωματίδιο συνδέεται με ένα κύμα του οποίου το μήκος κύματος είναι : h mu Όπου m η μάζα του σωματιδίου, u η ταχύτητά του και h η σταθερά του Planck. Η αρχη της αβεβαιότητας (ή απροσδιοριστίας) του eisenberg: Ειναι αδύνατον να προσδιορίσουμε συγχρόνως και με μεγάλη ακρίβεια την ορμή ρ=mu και την θέση ενός σωματιδίου. h 4 Όπου δχ,δρ οι αβεβαιότητες της θέσης και της ορμής αντίστοιχα. «Όπου η έννοια της τροχιάς του Bohr καταργείται» Η αποδοχή της αρχής της αβεβαιότητας οδηγεί αυτόματα στην κατάργηση των προτύπων που παραδέχονται την κίνηση των e - σε συγκεκριμένη τροχιά γιατί σ αυτή την περίπτωση μπορούμε να γνωρίζουμε ακριβώς την θέση και την ταχύτητα των e - για κάποια χρονική στιγμή t Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 44

45 45 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ Η κυματική θεωρία της ύλης Το ορατό φως,οι ακτινές Χ,τα ραδιοκύματα αποτελούν διαφορετικά είδη ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας. Η ηλεκτρομαγνητική ακτινοβολία εμφανίζει διττή συμπεριφορά, άλλοτε παρουσιάζει ιδιότητες σωματιδίου (φωτόνιο) και άλλοτε συμπεριφέρεται ως ενεργειακό κύμα που ταξιδεύει με την ταχύτητα του φωτός. Πχ το φως στην καθημερινή μας εμπειρία το αντιλαμβανόμαστε σαν κύμα αφού υφίσταται διάθλαση,ανάκλαση κτλ. Στο φωτοηλεκτρικό φαινόμενο η δέσμη φωτός θεωρήθηκε ως μια ροή μικροσκοπικών σωματιδίων. Επομένως αν και η φύση του φωτός είναι μία,στην πρώτη περίπτωση εκδηλώνεται το φως σαν κύμα, ενώ στην δεύτερη εκδηλώνεται η σωματιδιακή φύση του φωτός. Και τα κινούμενα ηλεκτρόνια συνοδεύονται από ένα κύμα. Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 45

46 46 Βοήθημα Χημείας Χ.Κ.ΦΙΡΦΙΡΗΣ KYMATIK EΞΙΣΩΣΗ ΤΟΥ SCRDINGER Η αποδοχή της αρχής της αβεβαιότητας οδηγεί αυτόματα στην κατάργηση των προτύπων που παραδέχονται την κίνηση των e - για κάποια χρονική στιγμή t. Schοdinger προτείνει την κυματική εξίσωση για την περιγραφή της συμπεριφοράς των e - γύρω απο τον πυρήνα των ατόμων και θεμελιώνει ουσιαστικά μια νέα θεωρεία στην φυσική την κβαντομηχανική. Ο Schοdinger πρότεινε μια εξίσωση που αν και δεν έδινε καθορισμένη τροχιά για το ηλεκτρόνιο μπορούσε να περιγράψει με μεγάλη ακρίβεια τα κύματα που ήταν συνυφασμένα με το ηλεκτρόνιο. Με βάση την εξίσωση του Schοdinger προσδιορίζονται οι χώροι γύρω από τον πυρήνα στους οποίους υπάρχει η πιθανότητα να υπάρχει e - Συγκεκριμένα οι λύσεις αυτής της εξίσωσης οδηγεί στις κυματοσυναρτήσεις Ψ που περιγράφουν με μεγάλη ακρίβεια την κατάσταση του e - με ορισμένη ενέργεια και ορμή και οι οποίες ονομάζονται τροχιακά. Για λόγους απλότητας χαρακτηρίζουμε ως τροχιακά τους χώρους γύρω από τον πυρήνα του ατόμου στους οποίους υπάρχει πιθανότητα ως και 95% να βρεθεί το e -. Η εξίσωση του Schοdinger περιγράφει μαθηματικά την συμπεριφορά των e - στο άτομο του Η.Μπορεί όμως με κατάλληλες προσεγγίσεις να εφαρμοστεί και σε πολυηλεκτρονιακά άτομα. Το γεγονός ότι κάθε κινούμενο σωματίδιο συνδέεται με ένα κύμα,οδήγησε στην αρχή της αβεβαιότητας. Ο Scrodinger από την αρχή της αβεβαιότητας κατέληξε στην κυματική εξίσωση,μια εξίσωση παρόμοια με αυτήν που χρησιμοποιείται για την περιγραφή της κίνησης των κυμάτων σε υγρό. Οι λύσεις της κυματικής εξίσωσης του Schοdinger είναι κυματοσυναρτήσεις της μορφής Ψ n,l,m. n=1,2,3,. l=0,1,2, n-1 για κάθε n m l=l,l-1,.,-l Το Ψ 2 είναι η πιθανότητα να βρεθεί το σωματίδιο σε έναν πάρα πολύ μικρό χώρο. Το τροχιακό μπορούμε να το σκεφτούμε σαν μια διαρκή φωτογραφία της κίνησης του ηλεκτρονίου γύρω από τον πυρήνα. Μια τέτοια φωτογραφία πρακτικά θα μας έδινε τον χώρο όπου το ηλεκτρόνιο βρίσκεται στο 90-95% του συνολικού χρόνου κίνησης του γύρω από τον πυρήνα. Κυματική εξίσωση : Είναι μία εξίσωση που περιγράφει την συμπεριφορά των ηλεκτρονίων στα άτομα. Η κίνηση των ηλεκτρονίων δεν μπορεί να περιγραφεί από τους νόμους του Νεύτωνα, γιατί δεν μπορούμε να προσδιορίσουμε ταυτόχρονα την ορμή και την θέση τους (Αρχή αβεβαιότητας του eisenberg). Η εξίσωση αυτή έχει λυθεί ακριβώς για το άτομο του υδρογόνου. Οι λύσεις της είναι συναρτήσεις που ονομάζονται κυματοσυναρτήσεις. Ακόμα από τη λύση της εξίσωσης μπορεί να προσδιοριστεί και η ενέργεια του ηλεκτρονίου. Η ενέργεια του ηλεκτρονίου που προκύπτει από την λύση της εξίσωσης είναι η ίδια με αυτή που προέκυψε από το πρότυπο του Bohr. Κυματοσυνάρτηση : Μία λύση της κυματικής εξίσωσης. Το τετράγωνο της κυματοσυνάρτησης για ένα συγκεκριμένο σημείο, μας δίνει την πιθανότητα να βρεθεί το ηλεκτρόνιο στο σημείο αυτό. Τροχιακο : Η κυματοσυνάρτηση που ορίζει το χώρο γύρω από τον πυρήνα όπου είναι πιθανότερο να βρίσκεται το ηλεκτρόνιο (95-99% πιθανότητα). Οι κυματοσυναρτήσεις εξαρτώνται από 3 αριθμούς ( n,l,m l) Φ Ρ Ο Ν Τ Ι Σ Τ Η Ρ Ι Α Π Ρ Ο Ο Π Τ Ι Κ Η - Π Α Π Α Ν Α Σ Τ Α Σ Ι Ο Υ Σελίδα 46