ΣΤΟΙΧΕΙΑ ΓΕΝΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ

Transcript

1 Ι ΣΤΟΙΧΕΙΑ ΓΕΝΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ 1. Ηλεκτρονική Δομή των Στοιχείων - Περιοδικό Σύστημα Έχει διαπιστωθεί πειραματικά ότι οι φυσικοχημικές ιδιότητες των στοιχείων μεταβάλλονται περιοδικά με τον ατομικό αριθμό των στοιχείων. Η περιοδικότητα των ιδιοτήτων των στοιχείων οφείλεται στην ηλεκτρονική δομή των ατόμων και πιο συγκεκριμένα στη δομή της εξωτερικής ηλεκτρονικής στοιβάδας των ατόμων. Tα ηλεκτρόνια των ατόμων δεν επιτρέπεται να ευρίσκονται σε οποιαδήποτε θέση αλλά κατανέμονται σε ορισμένες επιτρεπόμενες διαδοχικές στοιβάδες που συμπληρώνονται κατά σειρά αύξουσας ενέργειας. Η κατώτερη στοιβάδα είναι η πλησιέστερη στον πυρήνα και έχει τη χαμηλότερη ενέργεια. Κάθε στοιβάδα χαρακτηρίζεται από ένα μοναδικό συνδυασμό τεσσάρων κβαντικών αριθμών. Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων κάθε ηλεκτρονικής στοιβάδας είναι n, όπου n είναι ο κύριος κβαντικός αριθμός, ο οποίος είναι αύξων ακέραιος αριθμός. Για παράδειγμα, η πρώτη στοιβάδα (n=1) περιέχει το πολύ 1 = ηλεκτρόνια, η δεύτερη (n=) =8 ηλεκτρόνια, η τρίτη (n=3) 3 =18, η τέταρτη (n=4) 4 =3 ηλεκτρόνια κ.ο.κ. Μέσα κάθε στοιβάδα τα ηλεκτρόνια κατανέμονται σε υποστοιβάδες. Οι υποστοιβάδες είναι κατά σειρά αύξουσας ενέργειας οι εξής: s, p 6, d 10 και f 14, όπου ο εκθέτης παριστά τον μέγιστο αριθμό ηλεκτρονίων που μπορεί να δεχθεί η υποστοιβάδα. Ως εκ του περιορισμού του αριθμού των ηλεκτρονίων που μπορεί να δεχθεί, η 1 η στοιβάδα μπορεί να περιλαμβάνει μόνο την υποστοιβάδα s, η η στοιβάδα περιλαμβάνει τις υποστοιβάδες s και p, η 3 η στοιβάδα μπορεί να περιλαμβάνει τις υποστοιβάδες s, p και d, η 4 η στοιβάδα μπορεί να περιλαμβάνει τις υποστοιβάδες s, p, d και f, κ.ο.κ. Συνοπτικά, η ενέργεια των ηλεκτρονίων γενικά εξαρτάται κυρίως από το αριθμό n της στοιβάδας, π.χ. τα ηλεκτρόνια της πρώτης στοιβάδας έχουν μικρότερη ενέργεια από τα ηλεκτρόνια της δεύτερης. Μικρές ενεργειακές διαφορές υπάρχουν και μεταξύ των υποστοιβάδων μίας στοιβάδας, π.χ. η υποστοιβάδα s έχει πάντοτε μικρότερη ενέργεια από την υποστοιβάδα p της αυτής στοιβάδας. Επομένως, το στοιχείο άνθρακας, με ατομικό αριθμό 6 ( 6 C), έχει την ηλεκτρονική δομή 1s s p, δηλαδή έχει 4 εξωτερικά ηλεκτρόνια στη δεύτερη στοιβάδα, που κατανέμονται ανά στις υποστοιβάδες s και p. Το πυρίτιο με ατομικό αριθμό 14 ( 14 Si) έχει την ηλεκτρονική δομή 1s s p 6 3s p και παρατηρείται ότι η εξωτερική στοιβάδα του πυριτίου είναι όμοια με εκείνη του άνθρακα. Εξηγείται επομένως με τον τρόπο αυτό η παρατηρούμενη αναλογία των ιδιοτήτων των στοιχείων άνθρακας και πυρίτιο. Ωστόσο, σε άτομα που έχουν πολλά ηλεκτρόνια, n 3, η ενέργεια του ατόμου επηρεάζεται σημαντικά από τις ηλεκτρονικές απώσεις μεταξύ των ηλεκτρονίων με

2 ΔΗΜ. ΑΥΛΩΝΙΤΗΣ: ΔΙΔΑΚΤΙΚΕΣ ΣΗΜΕΙΩΣΕΙΣ ΤΕΧΝΟΛΟΓΙΑΣ ΥΛΙΚΩΝ Σχήμα 1. Ο Περιοδικός Πίνακας των Στοιχείων. αποτέλεσμα την ενεργειακή αναβάθμιση των ηλεκτρονίων f και d. Συγκεκριμένα, π.χ. πρώτα συμπληρώνεται η υποστοιβάδα 4s ή 5s και εν συνεχεία η υποστοιβάδα 3d ή 4d αντίστοιχα. Έτσι, το στοιχείο 1 Sc έχει ηλεκτρονική δομή [Ar]3d 1 4s, το επόμενο στοιχείο Ti έχει δομή [Ar]3d 4s κ.ο.κ. μέχρι τον 30Zn όπου συμπληρώνεται η στοιβάδα 3d. Με το επόμενο στοιχείο, το 31 Ga, αρχίζει η συμπλήρωση της υποστοιβάδας 4p. Τα ηλεκτρόνια ενός ουδέτερου ατόμου κατανέμονται κατά σειρά αυξανόμενης ενέργειας ως εξής: He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn 5f 6d 118X7s 1s 6 s p 6 3s p s 3d 4p s 4d 5p s 4f 5d 6p s 5f 6d 7p 4f 5d 6s 6p Στο Σχήμα 1 παρατίθεται ένα μνημονικό διάγραμμα για τη δόμηση της παραπάνω σειράς, που βασίζεται στη δομή της 4d 5s 5p εξωτερικής στοιβάδας των ευγενών αερίων η οποία είναι πάντα (s p 6 ) πλην He. 3d 4s 4p Με βάση την ηλεκτρονική δομή, τα στοιχεία ταξινομούνται στον Περιοδικό Πίνακα, ο οποίος αποτελείται 3s 3p από επτά οριζόντιες σειρές που ονομάζονται περίοδοι. Σε κάθε περίοδο αρχίζει να πληρώνεται μία στοιβάδα. Η πρώτη s p περίοδος περιλαμβάνει δύο μόνο στοιχεία: το υδρογόνο, Η, με δομή [1s 1 ], και το ήλιο, He, με δομή [1s ]. Στη δεύτερη περίοδο, που περιλαμβάνει κατά σειρά τα οκτώ στοιχεία Li, 1s Be, B, C, N, O, F και Ne, συμπληρώνεται η δεύτερη στοιβάδα. Το τελευταίο της

3 I. ΣΤΟΙΧΕΙΑ ΓΕΝΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ 3 περιόδου αυτής, Ne, έχει δομή [1s s p 6 ]. Η τρίτη περίοδος περιλαμβάνει τα εξής οκτώ στοιχεία: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl και Ar. Η δομή του τελευταίου είναι: [1s s p 6 3s p 6 ] και συμπληρώνει τους υποφλοιούς s και p της τρίτης ηλεκτρονικής στοιβάδας. Με την τέταρτη και την πέμπτη περίοδο, που περιλαμβάνουν από 18 στοιχεία, αρχίζει αντίστοιχα η συμπλήρωση της τέταρτης και της πέμπτης στοιβάδας και συμπληρώνονται οι υποστοιβάδες d των προηγουμένων περιόδων. Το τελευταίο στοιχείο της τέταρτης περιόδου είναι το ευγενές αέριο Κρυπτό (Kr) με δομή [Ar]3d 10 4s p 6 και το τελευταίο στοιχείο της πέμπτης περιόδου είναι το ευγενές αέριο Ξένο (Xe), με δομή [Kr]4d 10 5s p 6. Τα δέκα στοιχεία της τέταρτης και τα δέκα στοιχεία της πέμπτης περιόδου που έχουν ηλεκτρόνια σε υποστοιβάδα d ονομάζονται στοιχεία μεταπτώσεως της πρώτης και δεύτερης σειράς αντίστοιχα. Κοινό χαρακτηριστικό των στοιχείων αυτών είναι ότι η εξωτερική στοιβάδα τους περιλαμβάνει μόνο υποστοιβάδα s. Ανάλογα σχηματίζονται η έκτη και η έβδομη περίοδος, στις οποίες συμπληρώνονται οι υποστοιβάδες f της 4 ης και 5 ης στοιβάδας και ακολούθως οι υποστοιβάδες d της 5 ης και 6 ης στοιβάδας αντίστοιχα. Στην έκτη περίοδο το στοιχείο λανθάνιο, 57 La, έχει δομή [Xe]5d 1 6s ενώ από το αμέσο επόμενο, το Δημήτριο, 58 C, που έχει δομή [Xe]4f 6s αρχίζει η πλήρωση της υποστοιβάδας 4f με 14 ηλεκτρόνια, η οποία ολοκληρώνεται με το στοιχείο Λουτήτιο, 71 Lu, με δομή [Xe] 4f 14 5d 1 6s. Τα στοιχεία της σειράς αυτής ονομάζονται ονομάζονται σπάνιες γαίες της πρώτης σειράς (λανθανίδες). Τις Λανθανίδες στην ίδια περίοδο ακολουθούν τα στοιχεία μεταπτώσεως της τρίτης σειράς στα οποία συμπληρώνεται η υποστοιβάδα 5d. Το τελευταίο στοιχείο της έκτης περιόδου είναι το ευγενές αέριο Ραδόνιο, Ra, με δομή [Xe]4f 14 5d 10 6s p 6. Στην έβδομη περίοδο, από το στοιχείο ακτίνιο, Ac, παρουσιάζεται η δεύτερη σειρά των σπανίων γαιών (ακτινίδες) με το τελευταίο στοιχείο της οποίας τερματίζεται ο Περιοδικός Πίνακας. Ο Περιοδικός Πίνακας των στοιχείων δίνεται στο Σχήμα. Οι στήλες του Περιοδικού Πίνακα ονομάζονται ομάδες. Τα στοιχεία κάθε ομάδος έχουν όμοια δομή της εξωτερικής ηλεκτρονικής στοιβάδας και κατά συνέπεια ανάλογες ιδιότητες. Τα στοιχεία της πρώτης ομάδας (Li, Na, K κλπ) ονομάζονται αλκάλια και έχουν δομή εξωτερικής στοιβάδας s 1. Τα στοιχεία της δεύτερης ομάδας (Mg, Ca, Ba κλπ) ονομάζονται αλκαλικές γαίες και έχουν δομή εξωτερικής στοιβάδας s. Τα στοιχεία της έβδομης ομάδας (F, Cl, Br, I κλπ) ονομάζονται αλογόνα και έχουν δομή εξωτερικής στοιβάδας s p 5. Τα στοιχεία της τελευταίας ομάδας (He, Ne, Ar, Kr κλπ), που έχουν συμπληρωμένες όλες τις υποστοιβάδες s και p, ονομάζονται ευγενή αέρια και η εξωτερική τους στοιβάδα περιλαμβάνει οκτώ ηλεκτρόνια με δομή s p 6, εξαιρουμένου του He που έχει δομή 1s.. Μέταλλα - Αμέταλλα Τα στοιχεία του Περιοδικού Πίνακα τείνουν να αποκτήσουν εξωτερική στοιβάδα συμπληρωμένη με οκτώ ηλεκτρόνια s p 6 όπως τα ευγενή αέρια (κανόνας της οκτάδας). Τούτο επιτυγχάνεται με αποβολή ή πρόσληψη ηλεκτρονίων. Τα στοιχεία που τείνουν να αποβάλλουν ηλεκτρόνια ονομάζονται

4 4 ΔΗΜ. ΑΥΛΩΝΙΤΗΣ: ΔΙΔΑΚΤΙΚΕΣ ΣΗΜΕΙΩΣΕΙΣ ΤΕΧΝΟΛΟΓΙΑΣ ΥΛΙΚΩΝ μέταλλα. Για παράδειγμα, τα αλκάλια τείνουν να αποβάλλουν ένα ηλεκτρόνιο και να αποκτήσουν τη δομή του προηγούμενου ευγενούς αερίου. Αντίστοιχα, οι αλκαλικές γαίες τείνουν να αποβάλλουν δύο ηλεκτρόνια. Σε μία ομάδα, ο μεταλλικός χαρακτήρας αυξάνει με την αύξηση του ατομικού αριθμού, διότι η ευκολία με την οποία απομακρύνονται τα εξωτερικά ηλεκτρόνια είναι μεγαλύτερη όσο μεγαλύτερη είναι η απόστασή τους από τον πυρήνα. Επομένως το δραστικότερο μέταλλο είναι το βαρύτερο αλκάλιο. Ανάλογα ορίζονται ως αμέταλλα τα στοιχεία που τείνουν να προσλάβουν ηλεκτρόνια. Ο αμεταλλικός χαρακτήρας συντρέχει με την έννοια της ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων, η οποία ορίζεται ως η έλξη που ασκεί το άτομο ενός μορίου σε ένα ζεύγος ηλεκτρονίων που είναι κοινό με ένα άλλο άτομο. Μεταξύ των δύο ατόμων του δεσμού, το ηλεκτραρνητικότερο άτομο ασκεί την ισχυρότερη έλξη. Χαρακτηριστικό παράδειγμα αμετάλλων είναι τα αλογόνα τα οποία τείνουν να αποκτήσουν ένα ηλεκτρόνιο προκειμένου να συμπληρώσουν την υποστοιβάδα p και να μεταπέσουν στη δομή του επόμενου ευγενούς αερίου. Ο αμεταλλικός χαρακτήρας και η ηλεκτραρνητικότητα, αυξάνουν σε μία ομάδα με τη μείωση του ατομικού αριθμού, ενώ αυξάνουν σε μία περίοδο με την αύξηση του ατομικού αριθμού. Σε μία ομάδα, οι εξωτερικές στοιβάδες προασπίζονται από τις εσωτερικές και γι αυτό ισχυρότερη επίδραση ασκεί το πυρηνικό φορτίο λόγω εγγύτητας στα εξωτερικά ηλεκτρόνια. Σε μία περίοδο τα εξωτερικά ηλεκτρόνια ανήκουν στην αυτή στοιβάδα και η πυρηνική έλξη καθίσταται ισχυρότερη με την αύξηση του πυρηνικού φορτίου. Επομένως το δραστικότερο αμέταλλο και το πλέον ηλεκτραρνητικό στοιχείο είναι το φθόριο και ακολουθούν κατά σειρά μειούμενης ηλεκτραρνητικότητας το οξυγόνο, το χλώριο, το άζωτο κλπ. Ενδιάμεσες ιδιότητες έχουν τα μεταλλοειδή στοιχεία που ανήκουν στη διαγώνιο που σχηματίζεται από τα στοιχεία B, Si, As και Te ή ευρίσκονται κοντά σ αυτά. Σημειώνεται ότι περίπου τα τρία τέταρτα των στοιχείων του Περιοδικού Πίνακα είναι μέταλλα. 3. Δεσμοί των Στοιχείων Η τάση των ατόμων να αποκτήσουν συμπληρωμένες εξωτερικές ηλεκτρονικές στοιβάδες με δομή s p 6, οδηγεί σε σχηματισμό χημικών δεσμών μεταξύ των ατόμων διαφόρων στοιχείων. Η δομή αυτή μπορεί να αποκτηθεί είτε με αμοιβαία συνεισφορά ηλεκτρονίων είτε με μεταφορά ηλεκτρονίων από ένα άτομο σε ένα άλλο. Αντίστοιχα διακρίνονται δύο κύρια είδη χημικών δεσμών: ο ετεροπολικός δεσμός και ο ομοιοπολικός δεσμός. Μία τρίτη περίπτωση είναι ο μεταλλικός δεσμός, που αφορά πολυηλεκτρονικά άτομα, και προκύπτει όταν οι ελκτικές δυνάμεις του πυρήνα επί των εξωτερικών ηλεκτρονίων είναι τόσο ασθενείς ώστε να μη συγκρατούν τα ηλεκτρόνια. Δεσμοί δημιουργούνται επίσης μεταξύ διακριτών μορίων, οι οποίοι είναι ιοντικής φύσεως αλλά πολύ ασθενέστεροι (<1 %) από τους προαναφερθέντες. Ωστόσο, οι διαμοριακοί δεσμοί είναι πολύ σημαντικοί διότι καθορίζουν τη φυσική κατάσταση των στοιχείων. Π.χ. η μετατροπή μίας στερεάς ουσίας σε υγρή μορφή

5 I. ΣΤΟΙΧΕΙΑ ΓΕΝΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ 5 (τήξη) είναι μία φυσική διεργασία η οποία δεν επηρεάζει σε κανένα βαθμό τη δομή των ατόμων ή των μορίων από τα οποία συνίσταται η ουσία. Ετεροπολικός δεσμός. Εάν τα άτομα που σχηματίζουν χημικό δεσμό διαφέρουν σημαντικά ως προς την ελκτική δύναμη που ασκεί ο πυρήνας στα εξωτερικά ηλεκτρόνια, τότε μπορεί να πραγματοποιηθεί μετακίνηση ενός ή περισσοτέρων ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο. Με τον τρόπο αυτό, το άτομο δότης ηλεκτρονίων φορτίζεται θετικά και το άτομο δέκτης ηλεκτρονίων φορτίζεται αρνητικά. Τα φορτισμένα άτομα ονομάζονται ιόντα και εάν φέρουν φορτίο θετικό ονομάζονται κατιόντα ενώ εάν φέρουν αρνητικό ονομάζονται ανιόντα. Μεταξύ των ιόντων αναπτύσσονται ελκτικές ηλεκτροστατικές δυνάμεις (δυνάμεις Coulomb, F=q 1 q /εr, όπου ε είναι η διηλεκτρική σταθερά του μέσου μεταξύ των φορτίων q 1 και q, η οποία για το κενό έχει τιμή ε=1) που συγκρατούν τα άτομα σε ορισμένη απόσταση r μεταξύ τους. Ετεροπολικοί δεσμοί αναπτύσσονται κατά την αντίδραση μετάλλων με αμέταλλα, π.χ. μετάλλων με αλογόνα: + Ca + Br Ca + Br Στην προκειμένη περίπτωση το θετικά φορτισμένο μέταλλο ασκεί ηλεκτροστατικές ελκτικές δυνάμεις επί όλων των ανιόντων που το περιβάλλουν και αντιστρόφως κάθε ανιόν ασκεί δυνάμεις σε όλα τα κατιόντα από τα οποία περιβάλλεται. Έτσι, ο ετεροπολικός δεσμός δεν οδηγεί σε σχηματισμό μορίων αποτελούμενων από συγκεκριμένα άτομα αλλά στη δημιουργία σωμάτων αποτελούμενων από πολύ μεγάλο αριθμό ιόντων. Ενώσεις αυτού του τύπου είναι τα άλατα, τα οξείδια των μετάλλων, τα υδροξείδια κ.α. Ομοιοπολικός δεσμός. Εάν τα άτομα που σχηματίζουν δεσμό έλκουν ισχυρά τα εξωτερικά τους ηλεκτρόνια, τότε ο δεσμός μεταξύ αυτών είναι δυνατόν να σχηματισθεί από την έλξη σε ένα ή περισσότερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. Εάν τα άτομα ανήκουν στο αυτό στοιχείο τότε οι ελκτικές δυνάμεις που ασκούν στο κοινό ζεύγος είναι ίσες και υπάρχει συμμετρική κατανομή ηλεκτρικού φορτίου ανάμεσα σ' αυτά. Για παράδειγμα, το αέριο υδρογόνο (H ) σχηματίζεται με αμοιβαία συνεισφορά ενός ηλεκτρονίου από δύο άτομα υδρογόνου: Η + Η Η : Η Με τον τρόπο αυτό, δηλαδή με το κοινό ζεύγος, συμπληρώνεται η εξωτερική στοιβάδα του κάθε άτομου. Το κοινό ζεύγος μπορεί να παρασταθεί και μία μικρή γραμμή, π.χ. Η Η. Ομοίως σχηματίζεται το αέριο φθόριο (F ), του οποίου το άτομο ( 9 F) έχει 7 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στοιβάδα (s p 5 ): :F + F: : F : F: Στην περίπτωση του αέριου οξυγόνου (O ), του οποίου το άτομο ( 8 Ο) έχει 6 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στοιβάδα (s p 4 ), το μόριο σχηματίζεται δια συνεισφοράς δύο ηλεκτρονίων από κάθε άτομο ώστε να συμπληρωθεί η εξωτερική στοιβάδα και των δύο ατόμων με οκτώ ηλεκτρόνια: :Ο: + :Ο: :Ο :: Ο: Στην περίπτωση αυτή υπάρχουν δύο κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων και ο δεσμός ονομάζεται διπλός. Το αέριο άζωτο (Ν ) σχηματίζεται με τριπλό δεσμό, δια συνεισφοράς τριών ηλεκτρονίων από κάθε άτομο.

6 6 ΔΗΜ. ΑΥΛΩΝΙΤΗΣ: ΔΙΔΑΚΤΙΚΕΣ ΣΗΜΕΙΩΣΕΙΣ ΤΕΧΝΟΛΟΓΙΑΣ ΥΛΙΚΩΝ :N + N: :N ::: N: Με ομοιοπολικό δεσμό σχηματίζονται τα μόρια των αμετάλλων. Επειδή ο δεσμός αυτός είναι εντοπισμένος μεταξύ των συγκεκριμένων ατόμων που συνιστούν ένα μόριο, δεν δημιουργούνται δυνάμεις μεταξύ των μορίων τα οποία επομένως είναι ελεύθερα να κινηθούν ανεξάρτητα. Γι' αυτό το λόγο, ουσίες που σχηματίζονται με ομοιοπολικό δεσμό είναι συνήθως σε αέρια κατάσταση. Στην περίπτωση που διαφορετικά άτομα συνδέονται με ομοιοπολικό δεσμό, το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων τοποθετείται πλησιέστερα προς το ηλεκτραρνητικότερο άτομο, το οποίο είναι εκείνο που ασκεί την ισχυρότερη έλξη. Για παράδειγμα το νερό (ΗΟ) μπορεί να θεωρηθεί ότι σχηματίζεται ως εξής: δ- δ+ :O H :Ο : H δ+ H H Αντίστοιχα, για το σχηματισμό του μονοξειδίου του άνθρακα (CO) έχουμε: δ+ δ- C + :O: :C:::O: Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων είναι πλησιέστερα στο οξυγόνο λόγω του μεγάλου αριθμού πρωτονίων του πυρήνα του οξυγόνου, οπότε το μεν οξυγόνο εμφανίζεται να αποκτά κάποιο αρνητικό φορτίο (δ ) το δε υδρογόνο κάποιο θετικό φορτίο (δ+). Ο δεσμός αυτός, στον οποίο παρατηρείται μετατόπιση φορτίου ονομάζεται πολωμένος ομοιοπολικός δεσμός. Σημειώνεται ότι το υδρογόνο σχηματίζει πάντοτε ομοιοπολικούς δεσμούς, διότι δεν είναι δυνατή η ύπαρξη ενός ελεύθερου πρωτονίου. Σε ορισμένες περιπτώσεις το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων εκχωρείται από το ένα άτομο. Ο δεσμός αυτός ονομάζεται ημιπολικός. Χαρακτηριστικό παράδειγμα σχηματισμού ουσίας με ημιπολικό δεσμό αποτελεί το ανιόν BF 4. To βόριο ( 5 B) έχει τρία εξωτερικά ηλεκτρόνια τα οποία συνδεόμενα καθένα με το μονήρες εξωτερικό ηλεκτρόνιο ενός ατόμου φθορίου (F) σχηματίζουν τρεις δεσμούς. Έτσι, όμως, το άτομο του βορίου δεν συμπληρώνει οκτάδα ηλεκτρονίων στην εξωτερική του στοιβάδα και επομένως έχει ισχυρή τάση πρόσληψης δύο ακόμη ηλεκτρονίων. Εάν διοχετευθεί BF 3 πάνω από ένα φθοριούχο άλας π.χ. NaF αντιδρά με το ανιόν φθορίου, ως εξής: :F: :F: :F:B + :F: :F:B:F: :F: :F: Δεσμοί υδρογόνου μεταξύ μορίων. Δεσμοί υδρογόνου σχηματίζονται όταν το άτομο υδρογόνου είναι συνδεδεμένο με ένα από τα πολύ ηλεκτραρνητικά στοιχεία, π.χ. το φθόριο, οξυγόνο, χλώριο κλπ. και είναι συνέπεια της πόλωσης του ομοιοπολικού δεσμού λόγω της μερικής μετατόπισης φορτίου, η οποία προκαλείται από την ισχυρή έλξη που ασκούν τα άτομα αυτά στο κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Tα άτομα υδρογόνου εμφανίζονται κοινά μεταξύ δύο μορίων και αναπτύσσονται ασθενείς ηλεκτροστατικές δυνάμεις μεταξύ των διαφόρων μορίων, π.χ. τα μόρια του νερού συνδέονται ως εξής: δ- δ+ Ο H δ- δ+ Ο H δ- δ+ δ- δ+ Ο H Ο H δ+ H δ+ H δ+ H δ+ H

7 I. ΣΤΟΙΧΕΙΑ ΓΕΝΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ 7 Ο δεσμός υδρογόνου συνήθως παρίσταται με μία στικτή γραμμή, ως άνω. Ο δεσμός υδρογόνου είναι ένας αρκετά ισχυρός δεσμός ώστε ο σχηματισμός του προκαλεί σημαντική μεταβολή ιδιοτήτων, π.χ. αύξηση του σημείου βρασμού, αύξηση της μηχανικής αντοχής κλπ, των ουσιών στις οποίες δημιουργείται σε σχέση με τις ανάλογές τους που δεν σχηματίζουν το δεσμό αυτό, π.χ. το νερό είναι υγρό ενώ το εντελώς ανάλογο υδρόθειο είναι αέριο. Δεσμοί van der Waals μεταξύ μορίων. Εάν μεταξύ των ατόμων που συνιστούν ένα μόριο υπάρχουν άτομα με σημαντική διαφορά ηλεκτραρνητικότητας, στο μόριο υπάρχει ασύμμετρη κατανομή των ηλεκτρονίων. Έτσι, το ηλεκτραρνητικότερο άτομο μπορεί να θεωρηθεί ότι αποκτά κάποιο ηλεκτρικό φορτίο το οποίο θα ελλείπει από το ηλεκτροθετικότερο άτομο. Με τον τρόπο αυτό, το μόριο υφίσταται πόλωση ή με άλλες λέξεις καθίσταται ηλεκτρικό δίπολο. Τα ηλεκτρικά δίπολα προσανατολίζονται και συνδέονται μεταξύ τους ηλεκτροστατικά. Ως παράδειγμα αναφέρεται το μόριο του μονοξειδίου του άνθρακα, CO. Δεσμοί London μεταξύ μορίων. Ακόμη και μεταξύ ατόμων ή μορίων του ιδίου στοιχείου είναι δυνατόν να εμφανισθούν ελκτικές δυνάμεις οι οποίες ονομάζονται δυνάμεις London. Οι δυνάμεις αυτές οφείλονται σε τυχαία περιστασιακή παραμόρφωση των μορίων η οποία συνεπάγεται ανισοκατανομή φορτίου με αποτέλεσμα την ανάπτυξη ηλεκτροστατικών δυνάμεων. Το φαινόμενο αυτό είναι τόσο πιθανότερο όσο αυξάνει το μέγεθος του μορίου του στοιχείου και εμφανίζεται ακόμη και σε θεωρούμενα σφαιρικά ακόμη και αδρανή στοιχεία όπως π.χ. είναι τα ευγενή αέρια Kr και Xe. Μεταλλικός Δεσμός. Τα εξωτερικά ηλεκτρόνια των ατόμων των περισσότερων μεταλλικών στοιχείων συγκρατούνται ασθενώς από τους πυρήνες επειδή είναι απομακρυσμένα και προασπισμένα από τα εσωτερικά ηλεκτρόνια. Συνεπώς, τα εξωτερικά ηλεκτρόνια ενός ατόμου μπορούν να μετακινηθούν σε άλλες θέσεις ενώ τις θέσεις που εγκαταλείπουν μπορούν να καταλαμβάνουν τα ηλεκτρόνια άλλων ατόμων. Έτσι, τα εξωτερικά ηλεκτρόνια δεν ανήκουν σε συγκεκριμένα άτομα και δημιουργείται μία ρευστή κατάσταση από ατάκτως κινούμενα ελεύθερα ηλεκτρόνια (νέφος ηλεκτρονίων). Με αυτό το υπόδειγμα, ο μεταλλικός δεσμός οφείλεται στην έλξη που ασκούν οι θετικά φορτισμένοι πυρήνες των ατόμων πάνω κοινά στα ελεύθερα ηλεκτρόνια. Ακριβέστερα, στα μέταλλα τα άτομα αλληλεπιδρούν και τα ηλεκτρόνιά τους κατανέμονται σε επιτρεπόμενες ταινίες, εντελώς ανάλογα όπως τα ηλεκτρόνια των ατόμων κατανέμονται σε στοιβάδες. Κάθε ταινία περιλαμβάνει πλήθος από στάθμες ενέργειας που διαχωρίζονται ελάχιστα μεταξύ τους. Η εξωτάτη ταινία, η οποία παραμένει κενή και ονομάζεται ταινία αγωγιμότητας. Οι κατώτερες ταινίες πληρούνται διαδοχικά. Κάτω από την ταινία αγωγιμότητας υπάρχει η ταινία σθένους η οποία περιλαμβάνει τα εξωτερικά ηλεκτρόνια των ατόμων του στερεού και μπορεί να μην είναι πλήρης. Μεταξύ των ταινιών αγωγιμότητας και σθένους γενικά υπάρχει διαφορά ενέργειας που ονομάζεται ενεργειακό χάσμα. Εφόσον η ταινία σθένους δεν είναι πλήρης τα εξωτερικά ηλεκτρόνια των ατόμων μπορούν να κινούνται ελεύθερα μέσα σ αυτήν, γεγονός που αποτελεί προϋπόθεση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας. Εάν η ταινία σθένους είναι πλήρης ηλεκτρονίων, δεν μπορεί να επιτευχθεί κίνηση ηλεκτρονίων σ αυτήν. Ωστόσο, εάν

8 8 ΔΗΜ. ΑΥΛΩΝΙΤΗΣ: ΔΙΔΑΚΤΙΚΕΣ ΣΗΜΕΙΩΣΕΙΣ ΤΕΧΝΟΛΟΓΙΑΣ ΥΛΙΚΩΝ η ταινία αγωγιμότητας δεν απέχει από την ταινία σθένους, τα ηλεκτρόνια μπορούν να μεταπηδήσουν στην ταινία αγωγιμότητας και να κινηθούν ελεύθερα σ αυτήν ενώ παράλληλα τα παραμένοντα στη στοιβάδα σθένους ηλεκτρόνια μπορούν και αυτά να μετακινηθούν μέσα στην ταινία σθένους λόγω των κενών θέσεών της. Στις δύο αυτές περιπτώσει το στερεό είναι καλός αγωγός του ηλεκτρισμού. Εάν όμως η ταινία σθένους είναι πλήρης και η ταινία αγωγιμότητας απέχει αρκετά, το στερεό είναι (ηλεκτρικός) μονωτής. Ωστόσο, ακόμη και ένας μονωτής μπορεί να αποκτήσει ηλεκτρική αγωγιμότητα σε αυξημένη θερμοκρασία, εφόσον με αύξηση της θερμοκρασίας η ταινία σθένους επικαλύπτει την ταινία αγωγιμότητας. 4. Χημικές Αντιδράσεις και Χημικές Εξισώσεις Οι χημικές αντιδράσεις είναι διεργασίες κατά τις οποίες οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων των ουσιών που αντιδρούν αναδιατάσσονται προς σχηματισμό των ουσιών που είναι προϊόντα της αντίδρασης. Η διάσπαση δεσμών και ο σχηματισμού νέων δεσμών συνιστούν παράλληλες ενεργειακές μεταβολές λόγω των οποίων κατά τη διάρκεια μίας χημικής αντίδρασης μπορεί να εκλύεται ή να απορροφάται ενέργεια από το περιβάλλον. Συνήθως, η ενέργεια ανταλλάσσεται υπό μορφή θερμότητας οπότε οι αντιδράσεις χαρακτηρίζονται ως εξώθερμες ή ενδόθερμες αντίστοιχα εάν εκλύουν ή απορροφούν θερμότητα. Κατά τις χημικές αντιδράσεις δεν μεταβάλλεται η φύση των ατόμων (γεγονός που συμβαίνει μόνο στις πυρηνικές αντιδράσεις) και επομένως ο αριθμός των ατόμων ενός στοιχείου στα αντιδρώντα ισούται με τον αριθμό των ατόμων του αυτού στοιχείου στα προϊόντα (διατήρηση της ύλης). Επίσης, στις χημικές αντιδράσεις διατηρείται και η ενέργεια. Χημικές εξισώσεις. Οι χημικές εξισώσεις αποτελούν συμβολικές παραστάσεις χημικών αντιδράσεων. Οι χημικοί τύποι και οι ποσότητες των μορίων που αντιδρούν αναγράφονται στο αριστερό μέρος της εξίσωσης ενώ στο δεξί μέρος περιλαμβάνονται τα αντίστοιχα για τα προϊόντα. Η πορεία της αντίδρασης δεικνύεται με ένα βέλος. Π.χ. η αντίδραση του υδρογόνου με το οξυγόνο προς σχηματισμό νερού παρίσταται από την εξής χημική εξίσωση: H O HO. Παρατηρείται ότι ο αριθμός των ατόμων κάθε στοιχείου που συμμετέχει στην αντίδραση είναι ο αυτός στο αριστερό και στο δεξί μέρος, εν προκειμένω συμμετέχουν 4 άτομα υδρογόνου και άτομα οξυγόνου, ως επιβάλλεται από την αρχή της διατήρησης της μάζας. Παρατηρείται επίσης ότι η χημική εξίσωση αποδίδει και τις μοριακές αναλογίες μεταξύ των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση είτε ως προϊόντα είτε ως αντιδρώντα. Οι συντελεστές των διαφόρων ουσιών στις χημικές εξισώσεις αποτελούν τη στοιχειομετρία της αντίδρασης και ονομάζονται στοιχειομετρικοί συντελεστές. Η χημική εξίσωση μπορεί να περιλαμβάνει στο πρώτο μέλος και το ποσό της θερμότητας που απορροφάται ή στο δεύτερο μέλος το ποσό της θερμότητας που εκλύεται σε μία ορισμένη θερμοκρασία αναφοράς, π.χ. η αντίδραση 1 H (g) + O (g) HO(g) +43 kj (18 C) είναι μία εξώθερμη αντίδραση. Εντός παρενθέσεως αναφέρονται οι συνθήκες, συγκεκριμένα αναφέρεται ότι οι ουσίες είναι αέρια (g) ή ατμοί και η θερμοκρασία

9 I. ΣΤΟΙΧΕΙΑ ΓΕΝΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ 9 αναφοράς του ποσού θερμότητας. Σε άλλες περιπτώσεις οι ουσίες μπορεί να είναι στερεές (s) ή υγρές (l). Το mol. Η χημική μονάδα μέτρησης της ποσότητας της ύλης είναι το mol το οποίο γενικώς εκφράζει τη μάζα σε g οποιασδήποτε οντότητας που περιλαμβάνει 6, σωματίδια (αριθμός του Avogadro 1 ). Αν πρόκειται για άτομα, 1 mol (γραμμοάτομο) ατόμων οποιουδήποτε στοιχείου περιλαμβάνει 6, άτομα και έχει μάζα ίση προς το ατομικό βάρος του στοιχείου σε g. Αντίστοιχα, I mol μορίων (γραμμομόριο) οποιουδήποτε στοιχείου περιέχει 6, μόρια και έχει μάζα ίση προς το μοριακό βάρος του στοιχείου σε g. Π.χ. 1 mol οξυγόνου (O ) περιέχει 6, μόρια οξυγόνου και έχει μάζα ίση με το μοριακό βάρος του οξυγόνου σε γραμμάρια, δηλαδή 16 g= 3 g. Αντίστροφα, ο αριθμός, n, των mol μίας ουσίας που περιέχονται σε μάζα, m (g), της ουσίας ισούται με το πηλίκο της μάζας της ουσίας δια του μοριακού βάρους Μ (g/mol) της ουσίας: m n (1) M Έτσι, εάν πολλαπλασιασθούν όλοι οι όροι μίας χημικής εξίσωσης με τον αριθμό Avogadro, οι αριθμοί των μορίων μετατρέπονται σε αριθμούς γραμμομορίων. Επομένως, κάθε χημική εξίσωση παριστά γραμμομοριακές αναλογίες μάζας μεταξύ των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση. Στάθμιση χημικών εξισώσεων. Για την εύρεση των στοιχειομετρικών συντελεστών μίας χημικής αντίδρασης μεταξύ διαφόρων μορίων προς διάφορα γνωστά προϊόντα λαμβάνεται ως βάση η πλέον πολύπλοκη ουσία και καθορίζεται ο αριθμός των ατόμων του κάθε στοιχείου της ένωσης αυτής στο άλλο μέρος της εξίσωσης. Στη συνέχεια, καταμετρώνται τα άτομα των άλλων στοιχείων σ αυτό το μέρος της εξίσωσης και βάσει αυτών σταθμίζονται οι συντελεστές των άλλων μορίων στο μέρος που περιλαμβάνει την πλέον πολύπλοκη ουσία. Π.χ. έστω ότι ζητείται η χημική εξίσωση της αντίδρασης καύσεως της αιθυλαμίνης ( CHN) 6 με οξυγόνο (O ) προς διοξείδιο του άνθρακα (CO ), νερό (H O)και άζωτο (N ). Η αστάθμητη εξίσωση είναι: CHN+ 7 O CO + H O + N. Σύμφωνα με τα προηγούμενα, ως βάση λαμβάνεται η αιθανολαμίνη και οι συντελεστές των μορίων του δεύτερου μέρους είναι αντίστοιχα, 7/ και ½. Ως εκ τούτου ο συντελεστής του οξυγόνου στο πρώτο μέλος είναι [( +7)/]/=15/4. Για να απαλειφθούν οι παρονομαστές του δεύτερου μέρους, όλοι οι όροι της χημικής εξίσωσης πολλαπλασιάζονται επί και η ορθή χημική εξίσωση της πλήρους καύσης της αιθυλαμίνης με οξυγόνο τελικά είναι η 15 εξής: CH7N + O 4CO + 7HO + N. Χημική ισορροπία. Έστω μία γενικευμένη χημική αντίδραση που πραγματοποιείται σε ομογενές μείγμα και παρίσταται με την εξίσωση: aa bb cc dd, 1 Εάν θεωρηθεί oτι η μάζα των ηλεκτρονίων είναι αμελητέα και ότι τα πρωτόνια και τα νετρόνια των πυρήνων έχουν ίση μάζα, τότε ο αριθμός Avog;adro είναι ο αριθμός των πρωτονίων ή νετρονίων που έχουν συνολική μάζα 1 g. Ή, επειδή κάθε άτομο 1 6 C περιλαμβάνει 6 πρωτόνια και 6 νετρόνια, ο αριθμός Avogadro είναι ο αριθμός των ατόμων C που περιέχονται σε 1 g 6 C και γι αυτό, το ατομικό βάρος του C είναι 1. Το άτομο του οξυγόνου 8 O έχει 16 πυρηνικά σωματίδια, άρα 16 g οξυγόνου περιέχουν 16 6, πυρηνικά σωματίδια ή 6, άτομα οξυγόνου.

10 10 ΔΗΜ. ΑΥΛΩΝΙΤΗΣ: ΔΙΔΑΚΤΙΚΕΣ ΣΗΜΕΙΩΣΕΙΣ ΤΕΧΝΟΛΟΓΙΑΣ ΥΛΙΚΩΝ όπου το σύμβολο δηλώνει ότι η αντίδραση μπορεί να χωρεί προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση αναλόγως των συνθηκών (αμφίδρομη αντίδραση). Η ποσοτική σχέση μεταξύ των συγκεντρώσεων των διαφόρων ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση είτε ως αντιδρώντα είτε ως προϊόντα καθορίζεται από μία σχέση που είναι γνωστή ως νόμος της δράσεως των μαζών και είναι η εξής: c d K C D a b A B, όπου οι εντός αγκυλών ποσότητες παριστούν συγκεντρώσεις των αντίστοιχων ουσιών και K είναι μία σταθερά χαρακτηριστική της αντίδρασης η οποία εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία και ονομάζεται σταθερά χημικής ισορροπίας. 5. Εκφράσεις Συγκέντρωσης και Περιεκτικότητας Διαλυμάτων Διάλυμα είναι ένα ομογενές μείγμα διαφόρων χημικών ουσιών. Δηλαδή κάθε σημείο ενός διαλύματος έχει την αυτή σύνθεση. Τα διαλύματα μπορεί να είναι αέρια ή υγρά ή ακόμη και στερεά. Σημειώνονται τα εξής: Όλα τα μείγματα αερίων είναι ομογενή και επομένως τυπικά αποτελούν διαλύματα. Στα υγρά διαλύματα συνήθως μία ουσία, που ευρίσκεται σε μεγαλύτερη αναλογία σε σχέση με τις αναλογίες όλων των άλλων συστατικών του διαλύματος, ονομάζεται διαλύτης. Όλα τα άλλα συστατικά του διαλύματος ονομάζονται διαλυμένες ουσίες. Τονίζεται ότι κατά την ανάμειξη διαφόρων ουσιών για την παρασκευή διαλύματος, ο όγκος δεν διατηρείται, παρά μόνο κατά προσέγγιση. Στα στερεά διαλύματα ανήκουν τα κράματα των μετάλλων. Υπάρχουν διάφορες εκφράσεις της σύνθεσης ενός μείγματος ή διαλύματος, οι οποίες είναι κατάλληλες για αντίστοιχες περιπτώσεις εφαρμογών. Εάν το ενδιαφέρον εστιάζεται σε υδατικά διαλύματα, συνήθως χρησιμοποιούνται εκφράσεις συγκέντρωσης δηλαδή ο αριθμός των mol της διαλυμένης ουσίας ανά μονάδα όγκου του διαλύματος. Βάρος προς βάρος. Η κατά βάρος σύσταση εκφράζεται συνήθως με κλάσματα μάζας που καθένα ισούται με το βάρος του συστατικού i ανά μονάδα βάρους του μείγματος (mix): mi kg i wi () m kg mix Η εκατοστιαία κατά βάρος σύσταση εκφράζει το βάρος ενός συστατικού, i, σε ποσότητα 100 μονάδων βάρους του μείγματος και είναι: mi kg i wi % 100 (3) m 100 kg mix Προφανώς το άθροισμα των κλασμάτων μάζας όλων των συστατικών ισούται με την μονάδα και το άθροισμα των εκατοστιαίων περιεκτικοτήτων κ.β. ισούται με 100. Ως συγκέντρωση νοείται ο αριθμός των mol της ουσίας σε ένα διάλυμα ανά μονάδα όγκου διαλύματος, βλ. την επόμενη παράγραφο.

11 I. ΣΤΟΙΧΕΙΑ ΓΕΝΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ 11 Όγκος προς όγκο. Εντελώς αντίστοιχα ως άνω εκφράζεται και η κατ όγκον σύσταση για τα μείγματα αερίων, αντικαθιστώντας τις μάζες με όγκους. Έτσι, εάν η περιεκτικότητα του αέρα σε οξυγόνο είναι 1% V/V, τούτο σημαίνει ότι σε 100 l αέρα περιέχονται 1 l οξυγόνο. Βάρος προς όγκο. Η κατ όγκον περιεκτικότητα υγρών διαλυμάτων συνήθως εκφράζει τη μάζα του διαλυμένου συστατικού στη μονάδα όγκου του διαλύματος. Η συνήθως χρησιμοποιούμενη στην πράξη μονάδα είναι (g i)/(100 ml mix). Έτσι, ένα διάλυμα 95 % W/V αιθανόλης σε νερό σημαίνει ότι σε 100 ml διαλύματος περιέχονται 95 g αιθανόλης. Μέρη ανά εκατομμύριο (ppm). Η έκφραση «υδατικό διάλυμα περιέχει 30 ppm τρισθενούς χρωμίου Cr 3+» σημαίνει ότι «30 g Cr 3+ περιέχονται σε g =1000 kg = 1t του διαλύματος» ή άλλως «30 mg Cr 3+ περιέχονται σε 1 kg του διαλύματος» ή ακόμη, εφόσον το διάλυμα είναι υδατικό «30 mg Cr 3+ περιέχονται σε 1 l του διαλύματος». Γραμμομοριακό κλάσμα. Η γραμμομοριακή σύσταση ενός μείγματος εκφράζεται με το γραμμομοριακό κλάσμα κάθε συστατικού, το οποίο ισούται με το πηλίκο του αριθμού των γραμμομορίων (mol) του συστατικού i δια του αθροίσματος των γραμμομορίων (mol) όλων των συστατικών του μείγματος. ni mol i xi. (4) n mol mix Για τη μετατροπή mol σε kg και αντιστρόφως χρησιμοποιείται η ισοδυναμία M i kg i / kmol i, όπου M i είναι το μοριακό βάρος του συστατικού i. Δηλαδή, εάν μία ουσία έχει μοριακό βάρος M, τότε 1000 mol έχουν μάζα M kg. Π.χ. για το οξυγόνο είναι 3 kg O / kmol O και για το άζωτο είναι 8 kg Ν / kmol Ν. Εάν είναι γνωστή η σύνθεση κατά βάρος, w i, η γραμμομοριακή σύνθεση προκύπτει από τη σχέση: mi Mi xi. (5) c m M j 1 j j Το μέσο μοριακό βάρος ενός μείγματος, M, ορίζεται ως ο λόγος μίας μάζας m (g) του μείγματος προς τον συνολικό αριθμό, n, των n i (mol) όλων των συστατικών, i, του μείγματος που περιέχονται στη μάζα m. nm i i m i ni M Mi xm i i. (6) n n n i i Ανάλογα ορίζεται η ογκομετρική σύνθεση ενός αερίου μείγματος, y i. Πρέπει όμως απαραιτήτως η πίεση να είναι αρκετά χαμηλή ώστε να ισχύει η σχέση c προσθετικότητας, V V, των όγκων, V i, όλων των συστατικών i, μετρημένων i 1 i στις αυτές συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας. Υπό τις προϋποθέσεις αυτές το κλάσμα όγκου του συστατικού i είναι: 3 Vi m i yi (7) V 3 m mix

12 1 ΔΗΜ. ΑΥΛΩΝΙΤΗΣ: ΔΙΔΑΚΤΙΚΕΣ ΣΗΜΕΙΩΣΕΙΣ ΤΕΧΝΟΛΟΓΙΑΣ ΥΛΙΚΩΝ Για τα μείγματα υγρών δεν χρησιμοποιείται η ογκομετρική σύνθεση επειδή κατά την ανάμειξη υγρών κατά κανόνα δεν ισχύει ο κανόνας της προσθετικότητας των όγκων, δηλαδή ο όγκος του μείγματος είτε είναι μεγαλύτερος είτε είναι μικρότερος από το άθροισμα των αρχικών όγκων των συστατικών. Επιπλέον, η μεταβολή του όγκου ενός μείγματος με τη θερμοκρασία δεν είναι η αυτή με εκείνη του κάθε συστατικού, δηλαδή η ογκομετρική σύνθεση μεταβάλλεται με τη μεταβολή της θερμοκρασίας.