Μετά το τέλος της μελέτης του 2ου κεφαλαίου, ο μαθητής θα πρέπει να είναι σε θέση: Να γνωρίζει τα βασικά σημεία του ατομικού προτύπου του Bohr.

Transcript

1 Μετά το τέλος της μελέτης του 2ου κεφαλαίου, ο μαθητής θα πρέπει να είναι σε θέση: Να γνωρίζει τα βασικά σημεία του ατομικού προτύπου του Bohr. Να κατανέμει σε στιβάδες τα ηλεκτρόνια ατόμων και ιόντων. Να γνωρίζει τι είναι ο περιοδικός πίνακας των στοιχείων και τι ονομάζουμε ομάδα και περίοδο του περιοδικού πίνακα. Να γνωρίζει ποιες ομάδες του περιοδικού πίνακα ονομάζονται κύριες και ποιες δευτερεύουσες. Να βρίσκει τη θέση ενός χημικού στοιχείου στον περιοδικό πίνακα. Να γνωρίζει τη χρησιμότητα του περιοδικού πίνακα. Να γνωρίζει τι είναι ο χημικός δεσμός και γιατί δημιουργείται. Να γνωρίζει από ποιους παράγοντες καθορίζεται η χημική συμπεριφορά ενός ατόμου. Να γνωρίζει τι είναι τα ηλεκτρόνια σθένους και τον κανόνα των οκτώ (8). Να διακρίνει αν ένα χημικό στοιχείο είναι ηλεκτροθετικό ή ηλεκτραρνητικό. Να γράφει τους ηλεκτρονιακούς τύπους των στοιχείων. Να γνωρίζει πως ορίζεται η ατομική ακτίνα και πως επηρεάζει τη χημική συμπεριφορά των ατόμων. Να γνωρίζει πως μεταβάλλεται η ατομική ακτίνα σε μία ομάδα και σε μία περίοδο του περιοδικού πίνακα. Να περιγράφει τον σχηματισμό ιοντικού δεσμού.

2 Περιοδικός πίνακας - Δεσμοί 34. Τι πρέπει να γνωρίζουμε Να γνωρίζει ποιες ενώσεις ονομάζονται ιοντικές και ποια είναι τα βασικά χαρακτηριστικά τους. Να περιγράφει το σχηματισμό ομοιοπολικού δεσμού και να διακρίνει αν αυτός είναι πολικός ή μη πολικός. Να γνωρίζει ποιες ενώσεις ονομάζονται ομοιοπολικές ή μοριακές και ποια είναι τα βασικά χαρακτηριστικά τους. Να γνωρίζει τους τύπους και την ονοματολογία των κυριότερων μονοατομικών και πολυατομικών ιόντων. Να γνωρίζει πως ορίζεται ο αριθμός οξείδωσης. Να υπολογίζει τον αριθμό οξείδωσης ενός στοιχείου σε μία ένωση ή ένα ιόν με τη βοήθεια των πρακτικών κανόνων. Να γράφει τους μοριακούς τύπους ανόργανων χημικών ενώσεων. Να ονομάζει ανόργανες χημικές ενώσεις.

3 Χημεία Α Λυκείου Βήμα 1 ο Επαναλαμβάνουμε τη θεωρία 35. Επαναλαμβάνουμε τη θεωρία Ατομικό πρότυπο του Βohr: Τα ηλεκτρόνια στα άτομα περιορίζονται να κινούνται σε καθορισμένες κυκλικές τροχιές. Ηλεκτρόνια που κινούνται στην ίδια τροχιά λέμε ότι βρίσκονται στην ίδια στιβάδα ή φλοιό ή ενεργειακή στάθμη. Κάθε στιβάδα χαρακτηρίζεται από τον κύριο κβαντικό αριθμό n ο οποίος παίρνει τιμές n = 1, 2, 3,... Ο κύριος κβαντικός αριθμός ταυτίζεται με τον αύξοντα αριθμό της τροχιάς ξεκινώντας από τη μικρότερη. Οι στιβάδες συμβολίζονται με γράμματα του λατινικού αλφαβήτου K, L, M, N, O, P, Q, ξεκινώντας από τη μικρότερη τροχιά. Δηλαδή: n = 1 Κ στιβάδα n = 5 Ο στιβάδα n = 2 L στιβάδα n = 6 Ρ στιβάδα n = 3 M στιβάδα n = 7 Q στιβάδα n = 4 Ν στιβάδα Η τιμή της ενέργειας μιας στιβάδας καθορίζεται από την τιμή του κυρίου κβαντικού αριθμού όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή του n τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια της στιβάδας. Άρα: Ε K < E L < E M < E N < E O < E P < E Q. Kανόνες ηλεκτρονικής δόμησης: Τα ηλεκτρόνια καταλαμβάνουν στιβάδες με τη μικρότερη ενέργεια. Όταν αυτές δεν είναι διαθέσιμες τότε καταλαμβάνουν στιβάδες μεγαλύτερης ενέργειας. Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που μπορούν να πάρουν οι τέσσερις πρώτες στιβάδες δίνεται από τη σχέση 2n 2. Η τελευταία ή εξωτερική στιβάδα ενός ατόμου δεν μπορεί να έχει περισσότερα από 8 ηλεκτρόνια. Εκτός αν είναι η Κ που συμπληρώνεται με 2 ηλεκτρόνια.

4 Περιοδικός πίνακας - Δεσμοί 36. Επαναλαμβάνουμε τη θεωρία Βήμα 1 ο Η προτελευταία στιβάδα ενός ατόμου έχει από 8 εώς 18 ηλεκτρόνια εκτός αν είναι η Κ που έχει μέχρι 2. Στιβάδα που έχει το μέγιστο αριθμό ηλεκτρονίων χαρακτηρίζεται συμπληρωμένη. Για τα στοιχεία των Α ομάδων του περιοδικού πίνακα, τα ηλεκτρόνια της προτελευταίας στιβάδας είναι 8 ή 18. Περιοδικός πίνακας: Στον σύγχρονο περιοδικό πίνακα τα στοιχεία κατατάσσονται κατά αύξοντα ατομικό αριθμό και ο πίνακας που σχηματίζεται αποτελείται από επτά οριζόντιες σειρές (περίοδοι) και δέκα οκτώ κάθετες στήλες (ομάδες). Περίοδοι του περιοδικού πίνακα, είναι οι οριζόντιες σειρές του περιοδικού πίνακα όπου τα στοιχεία είναι ταξινομημένα κατά αύξοντα ατομικό αριθμό. Τα στοιχεία κάθε περιόδου έχουν όλα τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονιακών στιβάδων που συμπίπτει με τον αριθμό της περιόδου στην οποία ανήκουν. Οι περίοδοι χαρακτηρίζονται με τους αριθμους 1, 2,..., 7. Ομάδες του περιοδικού πίνακα, είναι οι 18 κατακόρυφες στήλες του περιοδικού πίνακα και αποτελούνται από στοιχεία με ανάλογες ιδιότητες. Η αρίθμηση των ομάδων μεχρί το 1985 γίνοταν με ενα λατινικό αριθμό και το γράμμα Α ή Β όμως από τότε σύμφωνα με πρόταση της ΙUPAC η αρίθμηση γινεται με αριθμούς από το 1 εως το 18. Κύριες ομάδες: Είναι οι οκτώ ομάδες του περιοδικού πίνακα με το χαρακτηρισμό Α. Κλασική αρίθμηση: IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA. Σύγχρονη αρίθμηση: 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18. Στοιχεία που ανήκουν στην ίδια κύρια ομάδα έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική τους στιβάδα ο οποίος ταυτίζεται με τον αριθμό της ομάδας σύμφωνα με την κλασική αρίθμηση. Οι γνωστότερες κύριες ομάδες είναι: α. τα αλκάλια είναι τα στοιχεία της ΙΑ ομάδας του περιοδικού πίνακα, πλην του Η. β. οι αλκαλικές γαίες είναι τα στοιχεία της ΙΙΑ ομάδας του περιοδικού πίνακα. γ. τα αλογόνα είναι τα στοιχεία της VIIΑ ομάδας. δ. τα ευγενή αέρια είναι τα στοιχεία της VIIIA ομάδας και είναι χημικά αδρανή. Δευτερεύουσες ομάδες: Είναι οι δέκα ομάδες του περιοδικού πίνακα με το χαρακτηρισμό Β. Κλασική αρίθμηση: IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, IIB Σύγχρονη αρίθμηση: 3, 4, 5, 6, 7, 8,9,10, 11, 12 Τα στοιχεία των ομάδων αυτών ονομάζονται στοιχεία μετάπτωσης ή μεταβατικά στοιχεία.

5 Χημεία Α Λυκείου Βήμα 1 ο Επαναλαμβάνουμε τη θεωρία 37. Χημικός δεσμός, είναι η δύναμη που συγκρατεί τις δομικές μονάδες (άτομα, ιόντα, κ.τ.λ.) ενωμένες μεταξύ τους όταν σχηματίζουν χημικές ενώσεις. Κατά τη δημιουργία του χημικού δεσμού το σύστημα αποκτά μια σταθερότερη ενεργειακά δομή δηλαδή δομή με μικρότερη ενέργεια. Παράγοντες που καθορίζουν τη χημική συμπεριφορά των ατόμων: Είναι τα ηλεκτρόνια σθένους και η ατομική ακτίνα. Ηλεκτρόνια σθένους: Είναι τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας ενός ατόμου. α. Στους δεσμούς συμμετέχουν μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους. β. Κανόνας των οκτώ: Τα άτομα έχουν την τάση να συμπληρώσουν τη στιβάδα σθένους τους με οκτώ ηλεκτρόνια (εκτός αν είναι η στιβάδα Κ που συμπληρώνεται με δύο) ώστε να αποκτήσουν τη δομή ευγενούς αερίου. Τα άτομα αποκτούν δομή ευγενούς αερίου αποβάλλοντας ή προσλαμβάνοντας ή συνεισφέροντας ηλεκτρόνια. Στοιχεία που έχουν μέχρι τρία ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα δηλαδή στοιχεία των ΙΑ, ΙΙΑ και ΙΙΙΑ ομάδων του περιοδικού πίνακα έχουν την τάση να αποβάλουν ηλεκτρόνια ώστε να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου. Με τον τρόπο αυτό μετατρέπονται σε θετικά ιόντα για αυτό και χαρακτηρίζονται ηλεκτροθετικά στοιχεία. Στοιχεία που έχουν από πέντε μέχρι επτά ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα δηλαδή στοιχεία των VA, VIA, VIIA ομάδων του περιοδικού πίνακα έχουν την τάση να προσλαμβάνουν ηλεκτρόνια ώστε να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου. Με τον τρόπο αυτό μετατρέπονται σε αρνητικά ιόντα γι αυτό και χαρακτηρίζονται ηλεκτροαρνητικά στοιχεία. Όταν τα ηλεκτρόνια σθένους είναι μέχρι τέσσερα είναι μονήρη (μοναχικά), ενώ όταν είναι από πέντε εως οκτώ τα ηλεκτρόνια από το πέμπτο και μετά σχηματίζουν ζεύγη ηλεκτρονίων. Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis είναι τα σύμβολα των στοιχείων με τα ηλεκτρόνια σθένους να συμβολίζονται με τελείες. Ατομική ακτίνα: Είναι το μισό της απόστασης μεταξύ των πυρήνων δύο γειτονικών ατόμων του στοιχείου που βρίσκονται σε στερεή κρυσταλλική κατάσταση. Η ατομική ακτίνα ελαττώνεται κατά μήκος μιας περιόδου του περιοδικού πίνακα. Η ατομική ακτίνα αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω σε μια ομάδα του περιοδικού πίνακα. Συνεπώς η ατομική ακτίνα αυξάνεται από δεξιά προς τα αριστερά και από πάνω προς τα κάτω στον περιοδικό πίνακα όπως φαίνεται και στο σχήμα. Ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός: Είναι ο δεσμός που σχηματίζεται με μεταφορά ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων που οδηγεί στο σχηματισμό ιόντων με αντίθετο φορτίο τα οποία έλκονται και συγκρατούνται σε ορισμένη μεταξύ τους απόσταση με ηλεκτροστατικές δυνάμεις Coulomb.

6 Περιοδικός πίνακας - Δεσμοί 38. Επαναλαμβάνουμε τη θεωρία Βήμα 1 ο Κύρια χαρακτηριστικά του ιοντικού δεσμού: 1. Σχηματίζεται μεταξύ ενός μετάλλουκαι ενός αμετάλλου. 2. Το μέταλλο συνήθως ανήκει στις ομάδες ΙΑ, ΙΙΑ, ΙΙΙΑ και αποβάλει από 1 εως 3 ηλεκτρόνια, ενώ το αμέταλλο ανήκει συνήθως στις ομάδες VA, VIA, VΙΙΑ και προσλαμβάνει από 1 εως 3 ηλεκτρόνια. Το Η αν και ανήκει ατην ΙΑ ομάδα συμπεριφέρεται ως αμέταλλο, δηλαδή προσλαμβάνει ένα ηλεκτρόνιο. 3. Τα ιόντα που σχηματίζονται διατάσσονται στο χώρο σε κανονικά γεωμετρικά σχήματα τους ιοντικούς κρυστάλλους. Ο χημικός τύπος που περιγράφει τα στοιχεία από τα οποία αποτελείται το μόριο της ένωσης τον ακριβή αριθμό τους και τη διάταξη των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας των ατόμων του μορίου λέγεται ηλεκτρονιακός τύπος. Χαρακτηριστικά ιοντικών ενώσεων: Ιοντικές ενώσεις είναι τα οξείδια των μετάλλων, τα υδροξείδια των μετάλλων και τα άλατα π.χ. CaO, KOH, NaCl. 1. Δεν αποτελούνται από μόρια αλλά τα ιόντα σχηματίζουν κρυσταλικό πλέγμα. 2. Λόγω των ισχυρών ηλεκτροστατικών δυνάμεων Coulomb οι ιοντικές ενώσεις είναι στερεές με υψηλά σημεία τήξεως. 3. Οι κρύσταλλοι τους είναι σκληροί και εύθραυστοι και όχι ελατοί και όλκιμοι όπως των μετάλλων. 4. Σε στερεή κατάσταση είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού. Όμως τα τήγματα τους και τα υδατικά τους διαλύματα άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα. 5. Είναι γενικά ενώσεις ευδιάλυτες στο νερό. Ομοιοπολικός δεσμός: Είναι ο χημικός δεσμός που δημιουργείται με αμοιβαία συνεισφορά ενός ή περισσοτέρων ηλεκτρονίων με αποτέλεσμα τα άτομα που συνδέονται να κατέχουν από κοινού ένα, δύο ή τρια κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. Χαρακτηριστικά ομοιοπολικού δεσμού: 1. Είναι δεσμός που σχηματίζεται ανάμεσα σε δύο όμοια ή διαφορετικά αμέταλλα. 2. Οι δυνάμεις που συγκρατούν τα άτομα είναι ηλεκτρομαγνητικής φύσης. 3. Τα άτομα συνεισφέρουν αμοιβαία τα μονήρη ηλεκτρόνια της εξωτερικής στοιβάδας. 4. Ο ομοιοπολικός δεσμός οδηγεί στο σχηματισμό μορίων. Ένας ομοιοπολικός δεσμός χαρακτηρίζεται ως απλός ( ), διπλός (=) ή τριπλός ( ) όταν μεταξύ των ατόμων υπάρχουν ένα, δύο ή τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων αντίστοιχα. Ο συντακτικός τύπος μας δείχνει από ποια και πόσα άτομα αποτελείται το μόριο της ένωσης και τον τρόπο που συνδέονται μεταξύ τους.

7 Χημεία Α Λυκείου Βήμα 1 ο Επαναλαμβάνουμε τη θεωρία 39. Ηλεκτραρνητικότητα, είναι η τάση του ατόμου στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια όταν συμμετέχει στο σχηματισμό χημικών δεσμών. Μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός: Όταν τα άτομα που σχηματίζουν τον ομοιοπολικό δεσμό ανήκουν στο ίδιο στοιχείο έχουν ίδια ηλεκτραρνητικότητα με αποτέλεσμα να έλκουν εξίσου το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, οπότε έχουμε ομοιόμορφή κατανομή του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων, και ο δεσμός είναι μη πολικός, π.χ. το μόριο Ο 2 : Ο = Ο. Πολικός ομοιοπολικός δεσμός: Όταν τα άτομα που σχηματίζουν τον ομοιοπολικό δεσμό είναι διαφορετικής ηλεκτραρνητικότητας, το κοινό ζευγάρι των ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς το μέρος του ηλεκτραρνητικότερου ατόμου με αποτέλεσμα να σχηματίζεται πολικός δεσμός. π.χ. το μόριο του υδροχλωρίου: Xαρακτηριστικά ομοιοπολικών ενώσεων: Ομοιοπολικές ενώσεις είναι τα οξέα, τα οξείδια των αμετάλλων και οι οργανικές ενώσεις π.χ. ΗCN, HCl, SO 2, CH Οι ομοιοπολικές ενώσεις αποτελούνται από μόρια μεταξύ των οποίων ασκούνται ασθενείς ελκτικές δυνάμεις. 2. Σε καθαρή κατάσταση είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού, τα υδατικά διαλύματα ορισμένων ομοιοπολικών ενώσεων εμφανίζουν ηλεκτρική αγωγιμότητα. 3. Είναι συνήθως αδιάλυτες στο νερό εκτός αν αντιδρούν με αυτό. Αριθμός οξείδωσης, ορίζεται ως: Το πραγματικό φορτίο του ιόντος στις ιοντικές ενώσεις. Το φαινομενικό φορτίο που αποκτά το άτομο αν τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων αποδοθούν στο ηλεκτραρνητικότερο άτομο στις ομοιοπολικές ενώσεις. Ο υπολογισμός του αριθμού οξείδωσης μπορεί να γίνει με τη βοήθεια των πρακτικών κανόνων που αναφέρονται στη σελίδα 130 των ΒΙΒΛΙΟμαθημάτων Xημείας Α Λυκείου - εκδόσεις ΟΡΟΣΗΜΟ. Γραφή μοριακού τύπου ανόργανης ένωσης: Κάθε ανόργανη ένωση (ανεξάρτητα από το είδος του δεσμού που έχει) μπορούμε να πούμε ότι αποτελείται από δύο τμήματα, ένα με θετικό αριθμό οξείδωσης (Θ με Α.Ο. = +x) και ένα με αρνητικό αριθμό οξείδωσης (Α με Α.Ο. = ψ).

8 Περιοδικός πίνακας - Δεσμοί 40. Επαναλαμβάνουμε τη θεωρία Βήμα 1 ο Συνήθεις τιμές Α.Ο. στοιχείων στις ενώσεις τους: Μέταλλα Πολυατομικά ιόντα: Αμέταλλα Li, Na, K, Ag: +1 F: 1 Ca, Ba, Zn, Mg: +2 H: +1, ( 1) Al, Bi: +3 O: 2, ( 1, +2) Hg, Cu: +1,+2 Cl, Br, I: 1 (+1, +3, +5, +7) Fe, Co, Ni: +2, +3 S: 2 (+4, +6) Pb, Sn, Pt: +2, +4 N, P,Sb, As: 3 (+3, +5) Cr: +2, +3, +6 C, Si: 4 (+4) Mn: +2, +3, +4, +6, +7 Au: +1, +3 Για να γράψουμε τον μοριακό τύπο της ένωσης μεταξύ του Θ και του Α: Γράφουμε πρώτα το θετικό τμήμα και μετά το αρνητικό Θ +x Α ψ Τον Α.Ο. του πρώτου βάζουμε δείκτη στο δεύτερο και αντίστροφα. Ακολουθεί απλοποίηση στους δείκτες αν γίνεται. Να σημειώσουμε ότι αν κάποιος δείκτης είναι το 1 τότε αυτός παραλείπεται. Αν κάποιο από τα τμήματα Θ ή Α είναι πολυατομικό και παίρνει δείκτη μεγαλύτερο του 1, το κλείνουμε σε παρένθεση.

9 Χημεία Α Λυκείου Βημα 2 ο Επαναλαμβάνουμε τις ασκήσεις κλειδιά 41. Επαναλαμβάνουμε τις ασκήσεις - κλειδιά Α. Από το 2ο κεφάλαιο του σχολικού βιβλίου Να λύσω τις ασκήσεις: 17, 20, 22, 25, 27, 30, 31, 32, 34, 41, 43, 44, 46, 48, 50, 51, 52, 54, 55, 58, 61, 62, 64 Β. Από το 2ο κεφάλαιο (Βιβλιομαθήματα Χημείας Α Λυκείου, εκδόσεις ΟΡΟΣΗΜΟ ) Να διαβάσω τις λυμένες ασκήσεις: 2.1: 1, 2, 4 2.2: 1, 2, 4, 5 2.3: 1, 2 2.4: 1, 2, 3, 5 2.5: Παράδειγμα σελίδας 130 Να λύσω τις ασκήσεις: 2.1: 1, 2, 6, 7, 8 2.2: 1, 2, 6, 9, 10, : 1, 2, 3 2.4: 1, 2, 8, 10, : 4, 5, 6

10 Περιοδικός πίνακας - Δεσμοί 42. Επαναλαμβάνουμε τις ασκήσεις κλειδιά Βήμα 2 ο Λύνουμε περισσότερες ασκήσεις 1. Να γράψετε την ηλεκτρονιακή δομή των: α. 14 Si β. 20 Ca γ. 9 F δ. 19 Κ + Λύση: α. Z = 14, άρα 14p και 14e. 14 Si: K(2), L(8), M(4) β. Z = 20, άρα 20p και 20e. 20 Ca: K(2), L(8), M(8), N(2) γ. Z = 9, άρα 9p και = 10e. 9 F : K(2), L(8) δ. Z = 19, άρα 19p και 19 1 = 18e. 19 K + : K(2), L(8), M(8) 2. Δίνονται τα χημικά στοιχεία 12 Μg, 8 O και 16 S. α. Να βρείτε τη θέση τους στον περιοδικό πίνακα. β. Ποια από αυτά έχουν παρόμοιες χημικές ιδιότητες; γ. Να συγκρίνετε τις ατομικές τους ακτίνες. δ. Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ενώσεων του 12 Mg και του 8 Ο με το 1 Η. Λύση: α. Γράφουμε τις ηλεκτρονιακές δομές των στοιχείων και βρίσκουμε την θέση τους στον περιοδικό πίνακα. 12Mg K(2), L(8), M(2) IIA ομάδα, 3η περίοδος 8O K(2), L(6) VIA ομάδα, 2η περίοδος 16S K(2), L(8), M(6) VIA ομάδα, 3η περίοδος β. Παρόμοιες χημικές ιδιότητες έχουν τα στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια ομάδα του περιοδικού πίνακα, δηλαδή τα Ο και S. γ. Το Mg και το S ανήκουν στην ίδια περίοδο του περιοδικού πίνακα, όμως σε μια περίοδο η ακτίνα αυξάνεται από δεξιά προς τ αριστερά δηλαδή όσο μειώνεται ο ατομικός αριθμός, άρα το Mg έχει μεγαλύτερη ατομική ακτίνα από το S. Το S και το O ανήκουν στην ίδια ομάδα του περιοδικού πίνακα, όμως σε μια ομάδα η ακτίνα αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω δηλαδή όσο μεγαλώνει ο

11 Χημεία Α Λυκείου Βήμα 3 ο Λύνουμε περισσότερες ασκήσεις 43. ατομικός αριθμός, άρα το S έχει μεγαλύτερη ατομική ακτίνα από το O. Συνεπώς η σειρά των στοιχείων με βάση την ατομική ακτίνα είναι: 12 Μg < 16 S < 8 O. δ. Οι ηλεκτρονιακές δομές των ατόμων των στοιχείων είναι: Mg: Κ(2), L(8), M(2) Mg i H: K(1) Hi 12 1 i Έχουμε ένα μέταλλο (Mg) και υδρογόνο (Η), συνεπώς έχουμε ιοντικό δεσμό. Για να αποκτήσουν δομή ευγενούς αέριου το Mg αποβάλλει 2 ηλεκτρόνια ενώ το Η προσλαμβάνει 1: Άρα κατά τη δημιουργία του δεσμού ένα άτομο Mg αποβάλλει 2 ηλεκτρόνια τα οποία προσλαμβάνουν 2 άτομα H. Οι ηλεκτρονιακές δομές των ατόμων των στοιχείων είναι: Ο: Κ(2), L(6) ii 8 O H: K(1) Hi 1 ii To O έχει 2 μονήρη ηλεκτρόνια, άρα μπορεί να σχηματίσει μέχρι 2 απλούς ομοιοπολικούς δεσμούς, ενώ κάθε άτομο Η έχει 1 μονήρες ηλεκτρόνιο και μπορεί να σχηματίσει μόνο 1 απλό ομοιοπολικό δεσμό. Άρα: 3. Να υπολογίσετε τον αριθμό οξείδωσης του S στα παρακάτω μόρια και ιόντα: α. Η 2 S β. Na 2 SO 4 γ. SO 3 2 Λύση: Έστω x ο αριθμός οξείδωσης του θείου. α. Η 2 S: Σύμφωνα με τους κανόνες ισχύει: 2. Α.Ο. Η +1 Α.Ο. S = 0 2(+1) + x = 0 x = 2 δηλαδή, στο Η 2 S έχουμε A.O. S = 2 β. Νa 2 SO 4 : Iσχύει 2 Α.Ο. Na +1 Α.Ο. S + 4A.O. O = 0 2(+1) + x + 4( 2) = 0 x = +6 δηλαδή, στο Na 2 SO 4 έχουμε A.O. S = +6. γ. SO 3 2 : Ισχύει 1 Α.Ο. S + 3 Α.Ο. Ο = 2 x + 3( 2) = 2 x = +4 δηλαδή στο SO 3 2 έχουμε A.O. S = +4

12 Περιοδικός πίνακας - Δεσμοί 44. Λύνουμε μόνοι μας Βήμα 4 ο Λύνουμε μόνοι μας 1. Να γράψετε την ηλεκτρονιακή δομή των: α. 11 Νa β. 35 Br γ. 20 Ca 2+ δ. 17 Cl 2. Το άτομο ενός στοιχείου Χ έχει μαζικό αριθμό 37 και περιέχει στον πυρήνα του 3 νετρόνια περισσότερα από πρωτόνια. Να βρεθούν: α. Ο ατομικός αριθμός του στοιχείου. β. Η ηλεκτρονιακή δομή του στοιχείου. γ. Η ομάδα και η περίοδος που ανήκει το στοιχείο.

13 Χημεία Α Λυκείου Βήμα 4 ο Λύνουμε μόνοι μας Στο κατιόν Li + o αριθμός των νετρονίων είναι διπλάσιος από τον αριθμό των ηλεκτρονίων, ενώ ο μαζικός του αριθμός είναι 7. Να βρεθούν: α. Ο ατομικός αριθμός του στοιχείου. β. Η ηλεκτρονιακή δομή του στοιχείου. γ. Η ομάδα και η περίοδος που ανήκει το στοιχείο. 4. Να βρείτε σε ποια ομάδα και ποια περίοδο του περιοδικού πίνακα είναι τοποθετημένα τα παρακάτω χημικά στοιχεία: α. 2 Ηe β. 13 Al γ. 18 Ar δ. 5 B

14 Περιοδικός πίνακας - Δεσμοί 46. Λύνουμε μόνοι μας Βήμα 4 ο 5. Nα βρείτε τον ατομικό αριθμό των παρακάτω στοιχείων: α. Του πρώτου αλογόνου. β. Του τρίτου ευγενούς αερίου. γ. Της δεύτερης αλκαλικής γαίας. δ. Του στοιχείου της 4ης περιόδου με τη μεγαλύτερη ατομική ακτίνα. 6. Δίνονται τα στοιχεία: 6 C, 7 N, 12 Mg, 14 Si, 17 Cl, 20 Ca. Να βρείτε ποια από αυτά έχουν παραπλήσιες χημικές ιδιότητες.

15 Χημεία Α Λυκείου Βήμα 4 ο Λύνουμε μόνοι μας Να συγκρίνετε ως προς το μέγεθος τα παρακάτω ζεύγη: α. 11 Νa - 14 Si β. 9 F - 35 Br γ. 19 K Cl 8. Να υπολογίσετε τον αριθμό οξείδωσης του Ν στις παρακάτω ενώσεις και στα παρακάτω ιόντα: α. Ν 2 Ο 5 β. ΝΗ 3 γ. NaNO 3 δ. Ca(NO 2 ) 2

16 Περιοδικός πίνακας - Δεσμοί 48. Λύνουμε μόνοι μας Βήμα 4 ο 9. Να συμπληρώσετε τον πίνακα γράφοντας σε κάθε κενό τον αντίστοιχο μοριακό τύπο και να ονομάσετε τις ενώσεις που προκύπτουν:

17 Χημεία Α Λυκείου Βήμα 4 ο Λύνουμε μόνοι μας Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ιοντικών ενώσεων: α. NaH β. MgBr 2 γ. Ca 3 N 2 Δίνονται οι ατομικοί αριθμοί: Νa = 11, H = 1, Mg = 12, Br = 35, Ca = 20, N = 7

18 Περιοδικός πίνακας - Δεσμοί 50. Λύνουμε μόνοι μας Βήμα 4 ο 11. Nα γράψετε τους ηλεκτρονιακούς και τους συντακτικούς τύπους των ομοιοπολικών ενώσεων: α. ΗBr β. PCl 3 γ. HCN Δίνονται οι ατομικοί αριθμοί: H = 1, Br = 35, P = 15, Cl = 17, C = 6, N = 7.

19 Χημεία Α Λυκείου Βήμα 5 ο Ελέγχουμε τη γνώση μας 51. Ελέγχουμε τη γνώση μας Θέμα 1 ο Α. Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων σε στιβάδα με κύριο κβαντικό αριθμό n, δίνεται από τη σχέση: α. n 2 β. 4n γ. 2n 2 δ. 2n + 1 (Μονάδες 5) Β. Τα χημικά στοιχεία της VA ομάδας του περιοδικού πίνακα έχουν στην εξωτερική στιβάδα: α. 5 μονήρη ηλεκτρόνια β. 4 μονήρη ηλεκτρόνια γ. 2 μονήρη ηλεκτρόνια δ. 3 μονήρη ηλεκτρόνια (Μονάδες 5) Γ. Το Κ έχει στις ενώσεις του αριθμό οξείδωσης: α. +2 β. 2 γ. 0 δ. +1 (Μονάδες 5) Δ. Ποιες από τις παρακάτω προτάσεις είναι σωστές και ποιες λανθασμένες; Να αιτιολογήσετε την απάντησή σας. α. Η στιβάδα με την μικρότερη ενέργεια είναι η Κ. β. Σε μία ομάδα του περιοδικού πίνακα η ατομική ακτίνα αυξάνεται από κάτω προς τα πάνω. γ. Ο δεσμός στο μόριο του Cl 2 είναι πολωμένος. δ. Τα αλογόνα είναι μέταλλα. ε. Δομικές μονάδες των ομοιοπολικών ενώσεων είναι τα μόρια. (Μονάδες 10)

20 Περιοδικός πίνακας - Δεσμοί 52. Ελέγχουμε τη γνώση μας Βήμα 5 ο Θέμα 2 ο Α. Να συμπληρώσετε τα κενά στον παρακάτω πίνακα: (Μονάδες 12) Β. Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των παρακάτω ενώσεων: α. ΜgCl 2 β. K 2 O γ. NH 3 Δίνονται οι ατομικοί αριθμοί: Μg = 12, Cl = 17, K = 19, O = 8, N = 7, H = 1. (Μονάδες 9)

21 Χημεία Α Λυκείου Βήμα 5 ο Ελέγχουμε τη γνώση μας 53. Γ. Να γράψετε την ηλεκτρονιακή δομή των: α. 20 Ca β. 16 S (Μονάδες 4) Θέμα 3 ο A. Nα συγκρίνετε την ατομική ακτίνα των: α. 7 Ν και 15 Ρ β. 19 Κ και 20 Ca (Μονάδες 10) Β. Δίνονται τα χημικά στοιχεία Χ και Ψ. Το Χ βρίσκεται στην 2η περίοδο και, στην ΙVA ομάδα, ενώ το Ψ βρίσκεται στην 3η περίοδο και έχει 6 ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα α. Να υπολογίσετε τους ατομικούς αριθμούς των Χ και Ψ. β. Βα γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των Χ και Ψ. γ. Το στοιχείο Ψ είναι μέταλλο ή αμέταλλο;. (Μονάδες 15)

22 Περιοδικός πίνακας - Δεσμοί 54. Ελέγχουμε τη γνώση μας Βήμα 5 ο Θέμα 4 ο Δίνονται τα χημικά στοιχεία Α, Β, Γ, Δ, Ε, Ζ, με ατομικούς αριθμούς 3, 5, 9, 11, 17, 37 αντίστοιχα. α. Ποια από τα στοιχεία έχουν παρόμοιες ιδιότητες; β. Να γράψετε τους χημικούς τύπους των ενώσεων του υδρογόνου ( 1 Η) με το Δ και το Γ. γ. Να συγκρίνετε τις ατομικές ακτίνες των Γ, Δ, Ε. (Μονάδες 25)