Κατανομή μετάλλων και αμετάλλων στον Π.Π.

Transcript

1 Κατανομή μετάλλων και αμετάλλων στον Π.Π.

2 Ιδιότητες Μετάλλων και Αμετάλλων ΜΕΤΑΛΛΑ ΑΜΕΤΑΛΛΑ

3 Ιόντα αντιπροσωπευτικών στοιχείων Ιόντα αντιπροσωπευτικών μετάλλων Ιόντα μετάλλων με δομή ευγενούς αερίου (1Α, 2Α, Al) Το ιοντικό φορτίο = αριθμό ομάδας Sr: [Kr]4s 2 Sr 2+ : [Kr] + 2e- Δομή ψευδοευγενούς αερίου (Ga 3+, In 3+, Tl 3+ ) Το ιοντικό φορτίο = αριθμό ομάδας Tl: [Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6p 1 ) Tl 3+ : [Xe]4f 14 5d e- Δομή «18 + 2» (In +, Tl +, Sn 2+, Pb 2+, Sb 3+, Bi 3+ ) Το ιοντικό φορτίο = αριθμό ομάδας 2 In: [Ar]3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 1 In + : [Ar]3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 + e- 18 e- στην n -1 στιβάδα και 2e- στην n στιβάδα

4 Ιόντα αντιπροσωπευτικών στοιχείων Ιόντα αμετάλλων Δομή ευγενούς αερίου Το ιοντικό φορτίο = αριθμό ομάδας - 8 Se: [Ar]3d 10 4s 2 4p 4 + 2e- Se 2- : [Ar]3d 10 4s 2 4p 6

5 Κατιόντα Μεταβατικών Μετάλλων Τα περισσότερα μεταβατικά μέταλλα σχηματίζουν πάνω από ένα κατιόντα με διαφορετικό φορτίο (Fe 2+, Fe 3+ ) Κανένα από αυτά δεν έχει δομή ευγενούς αερίου Πρώτα χάνουν τα ns ηλεκτρόνια και μετά μπορούν να χάσουν ένα ή δύο (n-1) d ηλεκτρόνια Τα συνηθέστερα φορτία των ιόντων των μεταβατικών στοιχείων είναι +2 και +3 Συνηθισμένα κατιόντα Μεταβατικών στοιχείων Fe: [Ar]3d 6 4s 2 Fe 2+ : [Ar]3d 6 + 2e- Fe: [Ar]3d 6 4s 2 Fe 3+ : [Ar]3d 5 + 3e-

6 Ατομική Ακτίνα Είναι η απόσταση από το κέντρο του πυρήνα μέχρι τα όρια του ηλεκτρονιακού νέφους. Σε περίπτωση που το άτομο βρίσκεται σε ελεύθερη κατάσταση: n*: ο δραστικός κβαντικός αριθμός α ο : η ακτίνα του Bohr (53 pm) r = n* 2 α ο / Ζ* n n* 1,0 2,0 3,0 3,7 4,0 4,2 Z*: το δραστικό πυρηνικό φορτίο του τελευταίου κατά την ηλεκτρονιακή δόμηση ηλεκτρονίου (αυτού με τη μέγιστη ενέργεια), το οποίο υπολογίζεται με βάση τους κανόνες του Slater.

7 Ατομική Ακτίνα Σε περίπτωση που το άτομο βρίσκεται σε δεσμική κατάσταση διακρίνουμε την: Ομοιοπολική ακτίνα το ήμισυ της απόστασης μεταξύ των πυρήνων δύο ατόμων του ιδίου στοιχείου, ενωμένων με απλό δεσμό Μεταλλική ακτίνα το ήμισυ της απόστασης μεταξύ των πυρήνων δύο γειτονικών ατόμων στο μεταλλικό πλέγμα Ακτίνα Van der Waals το ήμισυ της απόστασης μεταξύ των πυρήνων δύο ατόμων του ιδίου στοιχείου, που εφάπτονται χωρίς να συνδέονται με ομοιοπολικό δεσμό

8 Ατομική Ακτίνα Η ατομική ακτίνα αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω σε μία ομάδα Όπως κατεβαίνουμε από πάνω προς τα κάτω σε μία ομάδα, καθώς περνάμε από μία περίοδο σε μία άλλη προστίθενται στιβάδες με συνέπεια να τα άτομα να γίνονται μεγαλύτερα σε μέγεθος

9 Ατομική Ακτίνα Η ατομική ακτίνα μειώνεται από αριστερά προς τα δεξιά σε μία περίοδο Κατά μήκος μιας περιόδου Τα ηλεκτρόνια προστίθενται στην ίδια στιβάδα Αυξάνει το πυρηνικό φορτίο (δραστικό πυρηνικό φορτίο, Ζ*) Τα ηλεκτρόνια σθένους έλκονται ισχυρότερα από τον πυρήνα με συνέπεια να μειώνεται το μέγεθός τους

10 Δραστικά πυρηνικά φορτία Ζ* Η 1,00 He 1,70 Li 1,30 Be 1,95 B 2,60 C 3,25 N 3,90 O 4,55 F 5,20 Ne 5,85 Na 2,20 Mg 2,85 Al 3,50 Si 4,15 P 4,80 S 5,45 Cl 6,10 Ar 6,75 K 2,20 Ca 2,85 Ga 5,00 Ge 5,65 As 6,30 Se 6,95 Br 7,60 Kr 8,25 Rb 2,20 Sr 2,85 In 5,00 Sn 5,65 Sb 6,30 Te 6,95 I 7,60 Xe 8,25

11 Μεταβολή Ατομικής Ακτίνας στοιχείων στον Π.Π.

12 Περιοδικότητα της Ατομικής Ακτίνας

13 Ενέργεια Ιοντισμού (Ε i ) Είναι η ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για την απομάκρυνση ενός ηλεκτρονίου, από ένα ελεύθερο, ουδέτερο και σε αέρια κατάσταση άτομο. Ονομάζεται ενέργεια πρώτου ιοντισμού (Ε i,1 ). Ο ιοντισμός είναι ενδόθερμο φαινόμενο. K(g) K(g) + +1e -, E i,1 >0 K(g) + K(g) 2+ +1e -, E i,2 > E i,1 >0

14 Ενέργεια Ιοντισμού (Ε i ) Η ενέργεια ιοντισμού αυξάνεται από κάτω προς τα πάνω μέσα σε μία ομάδα από αριστερά προς τα δεξιά μέσα σε μία περίοδο H ενέργεια πρώτου ιοντισμού (Ε i,1 ) είναι ανάλογη του δραστικού πυρηνικού φορτίου και άρα αυξάνεται καθώς πηγαίνουμε από αριστερά προς τα δεξιά σε μία περίοδο. H ενέργεια πρώτου ιοντισμού (Ε i,1 ) είναι αντιστρόφως ανάλογη του δραστικού κύριου κβαντικού αριθμού (n*) και άρα αυξάνεται με τη μείωση του, δηλαδή με τη μείωση του μεγέθους του ατόμου σε μία ομάδα (από κάτω προς τα πάνω).

15 Μεταβολή της πρώτης ενέργειας ιοντισμού στον Π.Π.

16 Διαδοχικές ενέργειας ιοντισμού για τα δέκα πρώτα στοιχεία (kj/mol)

17 Περιοδικότητα της Ενέργειας ιοντισμού

18 Ενθαλπία Δέσμευσης Ηλεκτρονίου (ΔH EA ) Είναι η ενέργεια που συνήθως απελευθερώνεται όταν ένα ελεύθερο, ουδέτερο και σε αέρια κατάσταση άτομο προσλάβει ένα ηλεκτρόνιο. Είναι συνήθως εξώθερμο φαινόμενο. Cl (g) :[Ne]3s 2 3p 5 + e- Cl - (g):[ne]3s 2 3p 6, ΔΗ ΕΑ = -349 KJ/mol

19 Ηλεκτρονιοσυγγένεια (Ε ea ) Είναι η μεταβολή της ενέργειας που συνοδεύει την απόσπαση ενός ηλεκτρονίου από το ανιόν Σ - (g). Ισχύει ότι E ea = - ΔΗ EA Cl - (g):[ne]3s 2 3p 6 Cl (g) :[Ne]3s 2 3p 5 + e-, E ea = +349 KJ/mol H ηλεκτρονιοσυγγένεια (Ε ea ) αυξάνεται με την αύξηση του δραστικού πυρηνικού φορτίου και άρα αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά σε μία περίοδο. H ηλεκτρονιοσυγγένεια (Ε ea ) αυξάνεται με την μείωση του δραστικού κύριου κβαντικού αριθμού (n*) άρα από κάτω προς τα πάνω σε μία ομάδα.

20 Ηλεκτρονιοσυγγένειες για μερικά στοιχεία του Π.Π. Μεγάλη θετική τιμή Ε ea : το ουδέτερο άτομο προσλαμβάνει εύκολα ένα ηλεκτρόνιο και άρα δημιουργείται ένα πολύ σταθερό αρνητικό ιόν Μικρή θετική τιμή Ε ea : λιγότερο σταθερό αρνητικό ιόν Τιμές Ε ea 0 υποδηλώνουν ασταθή ιόντα

21 Ηλεκτραρνητικότητα (χ) Είναι η τάση που έχει το άτομο ενός μορίου να έλκει προς το μέρος του ηλεκτρόνια. Η έννοια αυτή εισήχθη το 1932 από τον Pauling. X A X 0, 102 B D AB D AA D BB

22 Ηλεκτραρνητικότητα (χ) Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται: από κάτω προς τα πάνω μέσα σε μία ομάδα από αριστερά προς τα δεξιά μέσα σε μία περίοδο Τα μέταλλα είναι δότες ηλεκτρονίων και έχουν μικρές τιμές ηλεκτραρνητικότητας. Τα αμέταλλα είναι δέκτες ηλεκτρονίων και έχουν μεγάλες τιμές ηλεκτραρνητικότητας.

23 Περιοδικότητα της Ηλεκτραρνητικότητας (χ)

24 Ιοντική ακτίνα Τα κατιόντα έχουν μικρότερο μέγεθος σε σχέση με τα άτομα από τα οποία προέρχονται. Τα ανιόντα έχουν μεγαλύτερο μέγεθος σε σχέση με τα άτομα από τα οποία προέρχονται.

25 Ισοηλεκτρονιακά ιόντα Ισοηλεκτρονικά είναι τα χημικά στοιχεία που έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων και άρα την ίδια ηλεκτρονιακή δομή. Τα ιόντα Al 3+ Mg 2+ Na + F - O 2- N 3- έχουν όπως και το Ne από 10 ηλεκτρόνια και την ίδια ηλεκτρονιακή δομή, [Ne], 1s 2 2s 2 2p 6, γι αυτό είναι ισοηλεκτρονιακά.

26 Ασκήσεις 1) Να υπολογισθεί η ακτίνα του ελευθέρου ατόμου 5 Β 2) Ποια άτομα είναι μεγαλύτερα και γιατί; 14Si, 16 S / 14 Si, 32 Ge / 19 K, 20 Ca / 47 Ag, 48 Cd / 12 Mg, 19 K 3) Να καταταγούν τα 11 Na, 17 Cl, 35 Br, 13 Al κατά σειρά αυξανόμενου μεγέθους. 4) Να διατάξεται τα επόμενα στοιχεία κατά αυξανόμενη ατομική ακτίνα: 9F, 11 Na, 17 Cl, 19 K και 37 Rb 5) Να συγκρίνεται το μέγεθος στα παρακάτω ζεύγη: 11Na, 11 Na + / 17 Cl, 17 Cl - / 12 Mg 2+, 20 Ca 2+ / 26 Fe 2+, 26 Fe 3+ / 11 Na +, 12 Mg 2+ 6) Ποιο από τα στοιχεία 3 Li και 4Be έχει μεγαλύτερη ενέργεια (α) πρώτου ιοντισμού και (β) δεύτερου ιοντισμού; 7) Ποιο στοιχείο δείχνει υψηλότερη ενέργεια δεύτερου ιοντισμού και γιατί; 11 Na, 12 Mg / 20 Ca, 38 Sr 8) Κατατάξετε κατά σειρά αυξανόμενης δυσκολίας σχηματισμού Χ + τα στοιχεία : 9 F, 15 P, 17 Cl, 16 S

27 Ιοντικός Δεσμός Οι ιδιότητες των ενώσεων οφείλονται σε δυνάμεις που αναπτύσσονται ανάμεσα στα δομικά στοιχεία της ύλης (άτομα, μόρια και ιόντα) Οι δυνάμεις αυτές μπορεί να είναι ενδομοριακές, δηλαδή αναπτύσσονται μεταξύ των ατόμων ή ιόντων κατά τον σχηματισμό των χημικών ενώσεων διαμοριακές: αναπτύσσονται μεταξύ των μορίων (π.χ. στο H 2 O, κλπ) Ανάλογα με τη φύση του δεσμού διακρίνονται τα ακόλουθα είδη δεσμών: o Ιοντικός δεσμός ή ετεροπολικός o Ομοιοπολικός δεσμός o Μεταλλικός δεσμός o Διαμοριακοί δεσμοί: δεσμός υδρογόνου, δυνάμεις Van der Waals και δυνάμεις London Ισχυρός Ασθενής Ομοιοπολικός - Ιοντικός - μεταλλικός - Δευτερεύοντες

28 Ιοντικός Δεσμός Οι δεσμοί των ατόμων σε μία ένωση ανάλογα με τη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων διακρίνονται σε: Δχ = 0 καθαρά ομοιοπολικός δεσμός 0< Δχ <1,7 πολωμένος (ή πολικός) Δχ >1,7 ιοντικός δεσμός

29 Ποσοστό Ιοντικού Χαρακτήρα Οι δεσμοί μεταξύ ατόμων είναι από καθαρώς ιοντικοί έως εντελώς ομοιοπολικοί και αυτό εξαρτάται από τις ηλεκτροαρνητικότητες των ατόμων. Το ποσοστό του ιοντικού χαρακτήρα ενός δεσμού μεταξύ δύο ατόμων Α και Β (όπου Α είναι το πιο ηλεκτροαρνητικό) δίνεται από τη σχέση: % ιοντικός χαρακτήρας = {1-exp[-(0,25)(Χ Α -Χ Β ) 2 ]}x100

30 Ποσοστό Ιοντικού Χαρακτήρα % ιοντικού χαρακτήρα αυξάνει με την αύξηση της διαφοράς στην ηλεκτροαρνητικότητα των στοιχείων Υλικό % Ιοντικός χαρακτήρας CaF 2 89 MgO 73 Al 2 O 3 63 SiO 2 51 Si 3 N 4 30 SiC 12

31 Ιοντικός Δεσμός Ο ιοντικός δεσμός είναι ηλεκτροστατικής φύσης και αναπτύσσεται μεταξύ ανιόντων και κατιόντων στο κρυσταλλικό πλέγμα της ένωσης Στις ιοντικές ενώσεις δεν υπάρχει η έννοια του μορίου Πολλές ιοντικές ενώσεις είναι ευδιάλυτες στο νερό ή σε πολικούς διαλύτες Τα τήγματά τους και τα υδατικά τους διαλύματα έχουν μεγάλη αγωγιμότητα Οι ιοντικοί τους κρύσταλλοι είναι συνήθως πολύ σκληροί και εύθραστοι, και όχι ελατοί και όλκιμοι όπως είναι οι κρύσταλλοι των μετάλλων

32 Ιοντικός Δεσμός Ηλεκτρονιακή θεωρεία σθένους (Kossel, Lewis και Langmouir) Τα άτομα που συμμετέχουν στη δημιουργία δεσμών τείνουν να αποκτήσουν σταθερή δομή ευγενούς αερίου (συμπληρωμένη στιβάδα σθένους με οκτώ ηλεκτρόνια) μέσω αποβολής, πρόσληψης ή αμοιβαίας συνεισφοράς ηλεκτρονίων. Εξαίρεση αποτελεί η στιβάδα Κ, η οποία συμπληρώνεται με 2 ηλεκτρόνια. Ιοντικοί δεσμοί Ομοιοπολικοί δεσμοί

33 Ιοντικός δεσμός Παράδειγμα σχηματισμού της ιοντικής ένωσης NaCl 11Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 11Na + : 1s 2 2s 2 2p 6 + 1e- 17Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 + 1e- 17Cl - : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Ηλεκτροστατικές δυνάμεις αναπτύσσονται μεταξύ των ιόντων Na + και Cl - (ιοντικός δεσμός) και σχηματισμός της κρυσταλλικής ένωσης NaCl.

34 Ιοντικός δεσμός Αναπαράσταση του ιοντικού δεσμού με βάση το συμβολισμό κατά Lewis: Σύμφωνα με τη θεωρία Lewis, τα ηλεκτρόνια σθένους του κάθε ατόμου τοποθετούνται γύρω του με τη μορφή κουκίδων

35 Ιοντικός δεσμός Σύγχρονη αντίληψη περί του ιοντικού δεσμού: Ο σχηματισμός της ιοντικής ένωσης θα πρέπει να συνοδεύεται από ελάττωση της συνολικής ενέργειας του συστήματος δηλ. θα πρέπει να είναι εξώθερμη διαδικασία Ενωτική Ενέργεια Κρυσταλλικού Πλέγματος U (Lattice Energy) καλείται η ενέργεια που ελευθερώνεται κατά την δημιουργία 1 mol ιοντικής ένωσης από τα ιόντα που βρίσκονται στην αέρια κατάσταση, όταν δηλαδή φέρονται τα ιόντα από άπειρη απόσταση στο κρυσταλλικό πλέγμα Μ + (g) + A - (g) MA (s)

36 Ιοντικός Δεσμός Θεωρητικός προσδιορισμός της ενωτικής ενέργειας του κρυσταλλικού πλέγματος U από την εξίσωση Born-Lande: Όπου Ν Α ο αριθμός Avogadro A, η σταθερά Madelung που καθορίζεται από τη γεωμετρία του κρυσταλλικού πλέγματος Ζ + και Ζ -, το φορτίο των θετικών και αρνητικών ιόντων e, το στοιχειώδες ηλεκτρικό φορτίο, 1, C r o, το μήκος του ιοντικού δεσμού ε ο, η διηλεκτρική σταθερά του κενού, 8, C 2 m -1 s -1 n, o εκθέτης του Βorn, που παίρνει τιμές από 5 έως 12 ανάλογα με το μέγεθος των ιόντων.

37 Ιοντικός Δεσμός Ο άμεσος προσδιορισμός της ενωτικής ενέργειας του κρυσταλλικού πλέγματος U από την εξίσωση Born-Lande απαιτεί δύσκολους υπολογισμούς, καθώς επίσης να είναι γνωστή η κρυσταλλική δομή της ιοντικής ένωσης. Αντί του άμεσου προσδιορισμού, μπορεί εύκολα να υπολογιστεί έμμεσα η U από τον κύκλο Born-Haber βασιζόμενοι στα αξιώματα της αρχικής και τελικής κατάστασης (νόμος του Hess) σύμφωνα με τον οποίο: Η ενέργεια που εκλύεται ή απορροφάται κατά τη μετάβαση από μια αρχική κατάσταση σε μία τελική κατάσταση, είναι ανεξάρτητη από τη διαδρομή που θα ακολουθηθεί προκυμένου να επιτευχθεί η μεταβολή αυτή.

38 κύκλος Born-Haber Ιοντικός Δεσμός

39 κύκλος Born-Haber Ιοντικός Δεσμός