Χημικές Αντιδράσεις Ιόντα, το Mole Επί τοις % σύσταση. Εισαγωγική Χημεία

Transcript

1 Χημικές Αντιδράσεις Ιόντα, το Mole Επί τοις % σύσταση Εισαγωγική Χημεία

2 Κανόνες διαλυτότητας 1. Τα περισσότερα νιτρικά άλατα είναι ευδιάλυτα. 2. Τα περισσότερα άλατα που περιέχουν ιόντα των αλκαλίων και ιόντα NH 4+, είναι ευδιάλυτα. 3. Τα περισσότερα άλατα βρωμίου, ιωδίου είναι ευδιάλυτα πλην των αλάτων +, Ag +, Pb 2 και Hg Τα περισσότερα θειικά είναι ευδιάλυτα πλην BaSO 4, PbSO 4, Hg 2 SO 4, CaSO Τα υδροξείδια πλην των αλκαλίων και Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2 είναι δυσδιάλυτα. 6. Σουλφίδια, ανθρακικά, χρωμικά και φωσφορικά είναι δυσδιάλυτα

3 Τα ιόντα είναι φορτισμένα άτομα + - Κατιόν Θετικά φορτισμένο ιόν/ (απώλεια e - ) Ανιόν-Αρνητικά φορτισμένο ιόν/ (πρόσληψη e-)

4 Παραδείγματα ιόντων: Άτομο υδρογόνου H Απώλεια e H + Άτομο μαγνησίου ιόν Μαγνησίου Mg Απώλεια e Mg 2+ Άτομο οξυγόνου Άτομο χλωρίου O Προσληψη e Ιόν οξειδίου O 2 - Ιόν χλωρίου Cl Πρόσληψη e Cl -

5 Ιόντα Εισαγωγική Χημεία

6 2.5

7 Συνήθη Πολυατομικά Ανιόντα Χημικός Τύπος Όνομα Χημικός Τύπος Όνομα Κατιόν Ιόν αμμωνίου Ανιόντα με φορτίο -1 Οξεικό ανιόν Ανιόν κυανίου Υποχλωριώδες ανιόν χλωριώδες ανιόν Χλωρικό ανιόν Υπερχλωρικό ανιόν Δισόξινο φωσφορικό ανιόν όξινο ανθρακικό ανιόν Ή δισανθρακικό όξινο θειϊκό ανιόν Ανιόν υδροξυλίου Υπερμαγγανικό ανιόν Εισαγωγική Χημεία Ανιόντα με φορτίο -1 (συνέχεια) Νιτρώδες ανιόν Νιτρικό ανιόν Ανιόντα με φορτίο -2 Ανθρακικό ανιόν Χρωμικό ανιόν Διχρωμικό ανιόν Ανιόν υπεροξειδίου όξινο φωσφορικό ανιόν Θειώδες ανιόν Θειϊκό ανιόν Θειοθειϊκό ανιόν Ανιόντα με φορτίο -3 Φωσφορικό ανιόν

8 Ιοντικές Ενώσεις Ουσίες αποτελούμενες από ιόντα Άτομα μετάλλων και αμετάλλων (εξαίρεση τα άλατα του αμμωνίου) Ονοματολογία: (αντίθετα με την Αγγλική): Πρώτα το ανιόν και στη συνέχεια το κατιόν Μονοατομικά ιόντα (ονοματίζονται όπως το στοιχείο: Al 3+ ιόν αργιλλίου, Νa + ιόν νατρίου Ανιόντα: κατάληξη ίδιο (Br- ιόν βρωμιδίου) Ν 3- ιόν νιτριδίου S 2- : Ιόν σουλφιδίου P 3- ιόν φωσφιδίου Εισαγωγική Χημεία

9 Χημική Ονοματολογία Ιοντικές ενώσεις Μέταλλο+ αμέταλλο ανιόν (αμέταλλο), + ίδιο + μεταλλικό στοιχείο BaCl 2 K 2 O Mg(OH) 2 KNO 3 Διχλωρίδιο του Βαρίου Οξείδιο του δικαλίου Διϋδροξείδιο του μαγνησίου Νιτρικό Κάλιο

10 Μοριακές ενώσεις HI NF 3 SO 2 N 2 Cl 4 NO 2 Ιωδιούχο υδρογόνο Τριφθορίδιο του αζώτου Διοξείδιο του θείου Τετραχλωρίδιο του διαζώτου Διοξείδιο του αζώτου N 2 O Μονοξείδιο του διαζώτου Ιλαρυντικό αέριο

11 ΟΞΕΑ είναι οι ουσίες οι οποίες διαλυόμενες σε νερό αποδίδουν (H + ). HCl Καθαρή ουσία, χλωριούχο υδρογόνο Διαλυόμενο στο νερό (H + Cl - ), υδροχλωρικό οξύ Οξοοξέα είναι τα οξέα τα οποία περιέχουν υδρογόνο, οξυγόνο, και άλλο στοιχείο. HNO 3 H 2 CO 3 H 2 SO 4 Νιτρικό οξύ Ανθρακικό οξύ Θειικό οξύ HNO 3 2.7

12 Μερικά απλά οξέα Ανιόν Ιόν φθοριδίου Ιόν χλωριδίου Ιόν βρωμιδίου Ιόν ιωδιδίου Ιόν κυανιδίου Ιόν σουλφιδίου Αντίστοιχο οξύ Υδροφθορικό οξύ Υδροχλωορικό οξύ Υδροβρωμικό οξύ Υδροφθορικό οξύ Υδροκυανικό οξύ ή υδροκυάνιο Υδρόθειο 2.7

13 Ονοματολογία Οξοοξέων και οξοανιόντων Οξο-οξύ Υπέρ - ικό οξύ απομάκρυνση Όλων των Η+ Οξοανιόντα Υπερ..- ικό - ικό οξύ - ικό - ώδες οξύ - ώδες Υπο ώδες οξύ Υπο - ώδες

14 Παραδείγματα οξοοξέων και οξοανιόντων Οξύ Ανιόν Υπερχλωρικό οξύ Χλωρικό οξύ Χλωριώδες οξύ Υποχλωριώδες οξύ Υπερχλωρικό ανιόν Χλωρικό ανιόν Χλωριώδες ανιόν Υποχλωριώδες ανιόν 2.7

15 Γραφή Ιοντικών Τύπων Παράδειγμα: Νιτρικό Βάριο 1. Γράφονται οι τύποι κατιόντων και ανιόντων ΣΥΜΠΕΡΙΛΑΜΒΑΝΟΜΕΝΩΝ ΤΩΝ ΦΟΡΤΙΩΝ! 2. Ελέγχουμε για την ισοστάθμιση των φορτίων. 3. Ισοστάθμιση φορτίων, αν χρειάζεται, χρησιμοποιώντας δείκτες. Χρησιμοποιείτε παρενθέσεις αν χρειάζονται περισσότερα του ενός πολυατομικά ανιόντα. Ba 2+ ( NO -) 3 2 Δεν είναι ισοσταθμισμένα!

16 Γραφή Ιοντικών Τύπων Παράδειγμα: Θειϊκό αμμώνιο 1. Γραφή τύπων για τα κατιόντα και για τα ανιόντα, περιλαμβανομένων των ΦΟΡΤΙΩΝ! 2. Έλεγχος για την αντιστάθμιση των φορτίων. 3. Αντιστάθμιση φορτίων, εν ανάγκη με την χρησιμοποίηση δεικτών. Χρήση παρενθέσεων για τον αριθμό των πολυατομικών ιόντων. ( ) 2 NH 4 + SO 4 2- Δεν είναι ισοσταθμισμένο

17 Γραφή Ιοντικών Τύπων Παράδειγμα: Τρι-χλωριούχος σίδηρος 1. Γραφή τύπων για τα κατιόντα και για τα ανιόντα, περιλαμβανομένων των ΦΟΡΤΙΩΝ! 2. Έλεγχος για την αντιστάθμιση των φορτίων. 3. Αντιστάθμιση φορτίων, εν ανάγκη με την χρησιμοποίηση δεικτών. Χρήση παρενθέσεων για τον αριθμό των πολυατομικών ιόντων. Fe 3+ Cl - 3 Δεν είναι ισοσταθμισμένο!

18 Γραφή Ιοντικών Τύπων Παράδειγμα: Θειούχο Αμμώνιο 1. Γραφή τύπων για τα κατιόντα και για τα ανιόντα, περιλαμβανομένων των ΦΟΡΤΙΩΝ! 2. Έλεγχος για την αντιστάθμιση των φορτίων. 3. Αντιστάθμιση φορτίων, εν ανάγκη με την χρησιμοποίηση δεικτών. Χρήση παρενθέσεων για τον αριθμό των πολυατομικών ιόντων. Al 3+ S Δεν είναι ισοσταθμισμένο!

19 Γραφή Ιοντικών Τύπων Παράδειγμα: Ανθρακικό Μαγνήσιο 1. Γραφή τύπων για τα κατιόντα και για τα ανιόντα, περιλαμβανομένων των ΦΟΡΤΙΩΝ! 2. Έλεγχος για το κατά πόσον αντισταθμίζονται τα φορτία. Mg 2+ CO 3 2- Είναι ισοσταθμισμένα!

20 Γραφή Ιοντικών Τύπων Παράδειγμα: Υδροξείδιο του ψευδαργύρου 1. Γραφή τύπων για τα κατιόντα και για τα ανιόντα, περιλαμβανομένων των ΦΟΡΤΙΩΝ! 2. Έλεγχος αντιστάθμισης φορτίων 3. Ισοστάθμιση φορτίων, εν ανάγκη με την χρήση δεικτών. Χρησιμοποιείστε παρενθέσιες, εφόσον απαιτείται για πολυατομικά ιόντα. Zn 2+ ( OH - ) 2 Δεν είναι ισοσταθμισμένο!

21 Γραφή Ιοντικών Τύπων Παράδειγμα: Φωσφορικό αλουμίνιο 1. Γραφή τύπων για τα κατιόντα και για τα ανιόντα, περιλαμβανομένων των ΦΟΡΤΙΩΝ! 2. Έλεγχος ισοστάθμισης φορτίων. Al 3+ PO 4 3- ΕΙΝΑΙ ισοσταθμισμένα!

22 Ονοματολογία Μέταλλα με περισσότερες της μιας οξειδωτικές καταστάσεις Μερικά μέταλλα σχηματίζουν περισσότερα του ενός κατιόντα Χρησιμοποιούνται στο όνομα λατινικοί αριθμοί PbCl 2 Pb 2+ κατιόν ή ιόν Pb(II) PbCl 2 = Χλωρίδιο του μολύβδου (II)

23 Πρόβλεψη σχηματιζομένων ιόντων Πρόβλεψη ανάλογα με τη θέση των ατόμων στον περιοδικό πίνακα Τα μέταλλα (αριστερό μέρος του ΠΠ) ΧΑΝΟΥΝ ηλεκτρόνια και σχηματίζουν θετικά φορτισμένα κατιόντα Αμέταλλα (δεξιά πτέρυγα του ΠΠ) ΠΡΟΣΛΑΜΒΑΝΟΥΝ ηλεκτρόνια και σχηματίζουν αρνητικά φορτισμένα ανιόντα

24 Πρόβλεψη ιόντων που σχηματίζονται Ομάδα 1 1+ κατιόντα (απώλεια 1 ηλεκτρονίου) Ομάδα 2 2+ κατιόντα (απώλεια 2 ηλεκτρονίων) Ομάδα 7 ανιόντα με φορτίο 1- (πρόσληψη 1 ηλεκτρονίου) Ομάδα 6 Ανιόντα με φορτίο 2- (πρόσληψη 2 ηλεκτρονίων)

25 Ομάδα # Φορτίο Ιόντων και ΠΠ Φορτίο Ιόντων # e - απώλεια/πρόσληψη I A μέταλλα 1+ 1 e - απώλεια II A μέταλλα 2+ 2 e - απώλεια III A μέταλλα 3+ 3 e - απώλεια V A αμέταλλα 3-3 e - πρόσληψη VI A αμέταλλα 2-2 e - πρόσληψη VII A αμέταλλα 1-1 e - πρόσληψη

26 Ατομική μάζα Είδαμε ότι για κάθε στοιχείο υπολογίζεται η μέση ατομική μάζα η οποία και αποτελεί χαρακτηριστικό του Π.χ. η ατομική μάζα του C είναι 12 (Ζ=6) Στο στοιχείο αυτό υπάρχουν 6 πρωτόνια και 6 νετρόνια Πρωτόνια και νετρόνια έχουν περίπου την αυτή μάζα. Έτσι, το βάρος του ατόμου του άνθρακα C είναι 12 amu Πόση είναι στην πραγματικότητα η μάζα ενός ατόμου C ; Απ.: περίπου 2 x g (πρωτόνια και νετρόνια ζυγίζουν το καθένa περίπου 1.7 x10-24 g) 2 προβλήματα 1. Δεν είναι εύκολη η μετατροπή ατομικών μαζών σε γραμμάρια 2. Δεν είναι δυνατόν να ζυγισθούν(πολύ μικρές)

27 Tο Mole Εν τοιαύτη περιπτώσει, προς τι η χρήση των ατομικών μαζών;; 1. Οι μάζες δίνουν πληροφορίες για αριθμό p +, n 0, e 2. Είναι χρήσιμο να γνωρίζουμε τις σχετικές μάζες Π.χ. Ε Ποια αναλογία χρειάζεται για την Παρασκευή H 2 O; A - 2:1 κατ άτομο, αλλά 2:16 κατά μάζα Είναι χρήσιμη η σύνδεση ατομικής μάζας με μάζα σε g. Έχει βρεθεί ότι: 1g H, 12g C, ή 23g Na περιέχουν 6.02x10 23 άτομα 6.02 x είναι 1 mole ή Αριθμός Avogadro mol χρησιμοποιούνται στις εξισώσεις, γράφονται mole : Ένα γραμμάριο= 1 g, Ένα γραμμομόριο= 1 mol.

28 Μέτρηση των ατόμων Η Χημεία είναι ποσοτική επιστήμη χρειάζεται συνεπώς «μία μονάδα μέτρησης» Το MOLE 1 mole είναι η ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει τόσα σωματίδια (άτομα ή μόρια) όσα μπορούν να περιέχονται σε 12.0 g C-12.

29 Ανάπτυξη του Mole Άτομα άνθρακα Άτομα Υδρογόνου Λόγος Μάζας Αριθμός Μάζα(amu) Αριθμός Μάζα (amu) Μάζα άνθρακα/ Μάζα υδρογόνου amu = 12 1 amu amu = 12 [2 x 12] [2 x 1] 2 amu amu = 12 [10 x 12] [10 x 1] 10 amu [50 x 12] 50 [50 x 1] 600 amu = amu 1 Αριθμός Avogadro (6.02 x ) x (12) Avogadro s number (6.02 x ) x (1) (6.02 x ) x (12) = 12 (6.02 x ) x (1) 1

30 Σωματίδια σε ένα Mole Amadeo Avogadro ( ) Amadeo Avogadro ( ) never knew his own number; it was named in his honor by a French scientist in its value was first estimated by Josef Loschmidt, an Austrian chemistry teacher, in 1895.? quadrillions trillions billions millions thousands 1 mole = or x Ο αριθμός του Avogadro : αριθμός σωματιδίων σε ένα mole οιασδήποτε ουσίας.