4 o. Ηλεκτρονιακή θεωρία σθένους Ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis ΑΠΑΡΑΙΤΗΤΕΣ ΓΝΩΣΕΙΣ ΘΕΩΡΙΑΣ 87.

Transcript

1 87 4 o Ηλεκτρονιακή θεωρία σθένους Ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis Α ΑΠΑΡΑΙΤΗΤΕΣ ΓΝΩΣΕΙΣ ΘΕΩΡΙΑΣ Ηλεκτρονιακή θεωρία σθένους Πρίν τη διατύπωση της κβαντικής θεωρίας και την εισαγωγή της έννοιας του ατοµικού τροχιακού, οι Kossel και Lewis διατύπωσαν την ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους η οποία αποτελεί την πληρέστερη προ - κβαντική θεωρία περιγραφής των χηµικών δεσµών Οι βασικές αρχές της θεωρίας αυτής είναι Οι ιδιότητες των στοιχείων, οι οποίες εκδηλώνονται στις χηµικές αντιδράσεις καθορίζονται από τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στοιβάδας (ηλεκτρόνια σθένους) Στο σχηµατισµό χηµικών δεσµών συµµετέχουν µόνο τα ηλεκτρόνια σθένους Τα άτοµα που συµµετέχουν στον σχηµατισµό χηµικών δεσµών τείνουν να αποκτήσουν στην εξωτερική τους στοιβάδα δοµή ανάλογη µε την δοµή των ευγενών αερίων, τα οποία εµφανίζουν σταθερότητα Τείνουν δηλαδή να αποκτήσουν εξωτερική στιβάδα συµπληρωµένη µε 8 ηλεκτρόνια ή µε 2 ηλεκτρόνια αν η εξωτερική στοιβάδα είναι η K (κανόνας της οκτάδας) Τα άτοµα για να αποκτήσουν δοµή ευγενούς αερίου, ανάλογα µε τον αριθµό ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας που έχουν σε ελεύθερη κατάσταση, αποβάλλουν, προσλαµβάνουν ηλεκτρόνια (ετεροπολικός δεσµός) ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια και σχηµατίζουν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων (οµοιοπολικός δεσµός) Ο αριθµός των ηλεκτρονίων που αποβάλλουν, προσλαµβάνουν και συνεισφέρουν τα άτοµα των στοιχείων καθορίζει τη φύση και τη τιµή του ηλεκτρονικού σθένους Σύµβολα ατόµων κατά Lewis Τα σύµβολα ατόµων κατά Lewis περιλαµβάνουν το χη- µικό σύµβολο του κάθε στοιχείου και τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας, τα οποία συµβολίζονται µε τελείες Μία τελεία παριστάνει 1 µονήρες ηλεκτρόνιο, ενώ ένα ζευγάρι τελειών παριστάνει 1 ζεύγος ηλεκτρονίων

2 88 Πρώτο Κεφάλαιο - 4 ο Μάθηµα Ετεροπολικές ή ιοντικές ενώσεις Ονοµάζονται οι ενώσεις που σχηµατίζονται µε τη δηµιουργία ετεροπολικού δεσµού ανάµεσα στα συνδεόµενα άτοµα Ο ετεροπολικός δεσµός σχηµατίζεται µε µεταφορά ηλεκτρονίων από άτοµα ενός ηλεκτροθετικού στοιχείου (µέταλλο) σε άτοµα ηλεκτραρνητικού στοιχείου (αµέταλλο), µε αποτέλεσµα να σχηµατίζονται αντίθετα φορτισµένα ιόντα Τα ιόντα αυτά συγκρατούνται µεταξύ τους µε δυνάµεις ηλεκτροστατικής φύσεως, σχηµατίζοντας κρυσταλλικό πλέγµα Στις ετεροπολικές ενώσεις ανήκουν Τα άλατα, πχ ΝaCl, NH 4 Br, K 2 SO 4, NaNO 3 Tα οξείδια των µετάλλων, πχ K 2 O, CaO Τα υδροξείδια των µετάλλων, πχ KOH, NaOH, Ca(OH) 2 Τα υδρίδια των µετάλλων, πχ NaH, CaH 2 Ο χηµικός τύπος των ετεροπολικών ενώσεων δείχνει την αναλογία των ιόντων στο κρυσταλλικό πλέγµα της ένωσης Παράδειγµα α Ηλεκτρονιακός τύπος NaCl Οι ηλεκτρονιακές δοµές των 11 Na, 17 Cl είναι 11 Νa K(2), L(8), M(1), 17 Cl K(2), L(8), M(7) Παρατηρούµε ότι έχουµε δεσµό µεταξύ ενός ηλεκτροθετικού στοιχείου (Νa) και ενός ηλεκτραρνητικού στοιχείου (Cl) Συνεπώς ο δεσµός θα είναι ιοντικός Το άτοµο του Na αποβάλλει 1 ηλεκτρόνιο για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου, ενώ το άτοµο του Cl προσλαµβάνει 1 ηλεκτρόνιο για τον ίδιο λόγο β Ηλεκτρονιακός τύπος Αl 2 O 3 Οι ηλεκτρονιακές δοµές των 13 Al, 8 O είναι 13 Al K(2), L(8), M(3) 8O K(2), L(6) Παρατηρούµε ότι έχουµε δεσµό µεταξύ ενός ηλεκτροθετικού στοιχείου (Al) και ενός ηλεκτραρνητικού στοιχείου (O) Συνεπώς ο δεσµός θα είναι ιοντικός Κάθε άτοµο του Al αποβάλλει 3 ηλεκτρόνια για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου, ενώ κάθε άτοµο Ο προσλαµβάνει 2 ηλεκτρόνια για τον ίδιο λόγο Οµοιοπολικός δεσµός Σχηµατίζεται µε αµοιβαία συνεισφορά ενός ή περισσοτέρων µονήρων ηλεκτρονίων µε αποτέλεσµα τα άτοµα συνδέονται µεταξύ τους µε ένα ή περισσότερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων Τα ηλεκτρόνια που αποτελούν ένα ζευγάρι έχουν αντιπαράλληλο spin Ανάλογα µε τον αριθµό των κοινών ζευγαριών ηλεκτρονίων µεταξύ δύο ατόµων, ο οµοιοπολικός δεσµός χαρακτηρίζεται ως απλός, διπλός ή τριπλός

3 89 Στις οµοιοπολικές ενώσεις ανήκουν Τα οξέα πχ HCl, H 2 S, H 2 SO 4, HNO 3 Τα οξείδια των αµετάλλων πχ SO 2, CO 2 Γενικά ενώσεις µεταξύ αµετάλλων πχ H 2 O, NH 3, Οι περισσότερες οργανικές ενώσεις πχ CH 4, CH 3 COOH, Παρατήρηση Κάθε δεσµικό ζεύγος ηλεκτρονιων συµβολίζεται µε µία παύλα ( ) Άρα, οι συµβολισµοί των οµοιοπολικών δεσµών είναι απλός δεσµός διπλός δεσµός = τριπλός δεσµός Παράδειγµα α Ηλεκτρονιακός τύπος ΗCl Οι ηλεκτρονιακές δοµές των 1 H, 17 Cl είναι 1 H K(1) 17Cl K(2), L(8), M(7) Παρατηρούµε ότι έχουµε δεσµό µεταξύ δύο ηλεκτραρνητικών στοιχείων, συνεπώς έχουµε οµοιοπολικό δεσµό Τα άτοµα του Η και του Cl δηµιουργούν ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων (απλός οµοιοπολικός δεσµός) β Ηλεκτρονιακός τύπος Ο 2 Η ηλεκτρονιακή δοµή του 8 Ο είναι 8 Ο K(2), L(6) Παρατηρούµε ότι έχουµε δεσµό µεταξύ δύο ηλεκτραρνητικών ατόµων συνεπώς έχουµε οµοιοπολικό δεσµό Τα άτοµα του Ο δηµιουργούν δύο κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων (διπλός οµοιοπολικός δεσµός) Ηµιπολικός δεσµός ή δοτικός οµοιοπολικός δεσµός Ονοµάζεται ο οµοιοπολικός δεσµός στον οποίο το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων που συνδέει τα άτοµα το προσφέρει εξ ολοκλήρου το ένα από τα δύο άτοµα Ο ηµιπολικός δεσµός συµβολίζεται µε που έχει κατεύθυνση προς το άτοµο το οποίο δέχεται το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων Παράδειγµα Ο σχηµατισµός του ΝΗ 4 Cl από ΝΗ 3 και ΗCl µε τη χρήση των ηλεκτρονιακών τύπων Lewis περιγράφεται ως εξής Παρατηρούµε ότι στο κατιόν του αµµωνίου (ΝΗ 4+ ) το 1 άτοµο Η δε συνεισφέρει ηλεκτρόνιο,

4 90 Πρώτο Κεφάλαιο - 4 ο Μάθηµα αλλά η δηµιουργία του οµοιοπολικού δεσµού γίνεται µε προσφορά του κοινού ζεύγους από τα άτοµα του Ν ηλαδή, έχουµε ηµιπολικό ή δοτικό οµοιοπολικό δεσµό ( ) Παρατήρηση Ο ηµιπολικός δεσµός δε διαφέρει σε κανένα ουσιαστικό σηµείο από τον οµοιοπολικό, δηλαδή από τη στιγµή που δηµιουργείται το κατιόν του αµµωνίου (ΝΗ 4 + ) και τα τέσσερα άτοµα του Η είναι συνδεδεµένα µε το Ν µε τον ίδιο τρόπο Ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis Ο ηλεκτρονιακός τύπος ενός µορίου εκφράζει ό,τι και ο µοριακός του τύπος, επιπλέον όµως δείχνει και τον τρόπο κατανοµής των ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα των ατόµων που αποτελούν το µόριο Για να γράψουµε τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis των οµοιοπολικών ενώσεων τα βήµατα που ακολουθούµε είναι τα παρακάτω 1 Υπολογίζουµε το άθροισµα των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας που περιέχονται στο µόριο Αν είναι ανιόν προσθέτουµε τόσα ηλεκτρόνια όσο είναι και το φορτίο του Αν είναι κατιόν αφαιρούµε τόσα ηλεκτρόνια όσο είναι το φορτίο του 2 Βρίσκουµε το κεντρικό άτοµο της ένωσης Κεντρικό άτοµο είναι αυτό µε δείκτη 1 στο µοριακό τύπο της ένωσης Αν υπάρχουν 2 άτοµα µε δείκτη 1 τότε ως κεντρικό άτοµο θα θεωρήσουµε το λιγότερο ηλεκτραρνητικό Η σειρά ηλεκτραρνητικότητας είναι F > O > N, Cl > Br > S, C, I > H Το υδρογόνο δεν γίνεται ποτέ κεντρικό άτοµο 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα περιφερειακά άτοµα, τα ζεύγη ηλεκτρονίων που βρίσκονται µεταξύ δύο ατόµων δηµιουργούν τον µεταξύ τους δεσµό και ονοµάζονται δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων Στις ενώσεις που περιέχουν και οξυγόνο και υδρογόνο κάθε άτοµο υδρογόνου συνδέεται µε δεσµικό ζεύγος ηλεκτρονίων µε άτοµο οξυγόνου, το οποίο στη συνέχεια συνδέεται µε το κεντρικό άτοµο Ο κανόνας αυτός έχει και εξαιρέσεις, όπως οι αιθέρες, οι κετόνες, οι αλδε δες και τα καρβοξυλικά οξέα 4 Αφαιρούµε τα ηλεκτρόνια που χρησιµοποιήθηκαν για τον σχηµατισµό δεσµικών ζευγών από το άθροισµα Τα ηλεκτρόνια που περισσεύουν τα τοποθετούµε σε δυάδες, µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων, πρώτα στα περιφερειακά άτοµα, ώστε αυτά να αποκτήσουν ηλεκτρονιακή δοµή ευγενούς αερίου και στη συνέχεια στο κεντρικό άτοµο 5 Αν µετά τα παραπάνω το κεντρικό άτοµο δεν έχει οκτάδα ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα, ένα ή περισσότερα µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων των διπλανών του περιφερειακών ατόµων τα µετατρέπουµε σε δεσµικά µεταξύ αυτών των ατόµων και του κεντρικού, ώστε το τελευταίο να αποκτήσει την επιθυµητή ηλεκτρονιακή δοµή Έτσι σχηµατίζονται διπλοί ή και τριπλοί δεσµοί µεταξύ του κεντρικού ατόµου και κάποιων διπλανών του

5 91 Παρατήρηση α Τα αλογόνα στην άκρη του µορίου µιας ένωσης έχουν τρία µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων, σχηµατίζουν δηλαδή 1 απλό δεσµό β Τα άτοµα του Ο ή του S στην άκρη του µορίου µίας ένωσης έχουν 1 Ένα απλό δεσµό και τρία µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων 2 ύο απλούς δεσµούς και δύο µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων γ Το άτοµο του Ν στην άκρη του µορίου µίας ένωσης έχει 1 Ένα απλό δεσµό και τρία µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων 2 ύο απλούς δεσµούς και δύο µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων 3 Τρείς απλούς δεσµούς και τρία µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων Παράδειγµα Οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis των Η 3 PO 4, HNO 3 και SO 2 4 είναι α Η 3 PO 4 1 Συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους = 32 2 Κεντρικό άτοµο είναι ο P 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του O, και τα άτοµα του H µε αυτά του O 4 Περισσεύουν = 18 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στα άτοµα του O ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενους αερίου οπότε έχουµε Ο παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του Η 3 PO 4 β HNO 3 1 Συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους = 24 2 Κεντρικό άτοµο είναι το N

6 92 Πρώτο Κεφάλαιο - 4 ο Μάθηµα 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του O και το άτοµο του H µε άτοµο του O 4 Περισσεύουν 24-8 = 16 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στα άτοµα του O ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενους αερίου οπότε έχουµε Ο τύπος δεν είναι αποδεκτός γιατί το N δεν έχει αποκτήσει οκτάδα ηλεκτρονίων 5 οκιµάζουµε το σχηµατισµό διπλού δεσµού µεταξύ των ατόµων N και O Ο παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος του ΗΝΟ 3 γ SO Για να υπολογίσουµε το συνολικό αριθµό ηλεκτρονίων σθένους, προσθέτουµε δύο ηλεκτρόνια, γιατί το ανιόν έχει φορτίο 2- Άρα ο συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους είναι = 32 2 Κεντρικό άτοµο είναι το S 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του Ο 4 Περισσεύουν 32-8 = 24 ηλεκτρόνια, τα οποία τοποθετούµε στα άτοµα του Ο, ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενούς αερίου Οπότε έχουµε Το παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος κατα Lewis του SO 4 2- Αποκλίσεις από τον κανόνα της οκτάδας Σε ορισµένα οµοιοπολικά µόρια το κεντρικό άτοµο δεν αποκτά δοµή ευγενούς αερίου Και σε αυτή την περίπτωση όµως, το σύστηµα οδηγείται σε χαµηλότερη ενεργειακή στάθµη, δηλαδή σε σταθερότερη κατάσταση Παράδειγµα Να γραφούν οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis των α ΒF 3 β PCl 5 α 1 Ο συνολικός αριθµός των ηλεκτρονίων σθένους είναι = 24

7 93 2 Κεντρικό άτοµο είναι το B 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο B µε τα περιφερειακά άτοµα του F 4 Περισσεύουν 24-6 = 18 ηλεκτρόνια, τα οποία τοποθετούµε στα περιφερειακά άτοµα ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενούς αερίου Παρατηρούµε ότι στην ένωση BF 3 το B δεν αποκτά ηλεκτρονιακή οκτάδα στην στιβάδα σθένους αλλά έχει έξι ηλεκτρόνια Παρατήρηση εν δοκιµάζουµε τη δηµιουργεία διπλού δεσµού ώστε το Β να αποκτήσει 8 ηλεκτρόνια σθένους, γιατί τα αλογόνα στην άκρη του µορίου µίας ένωσης σχηµατίζουν ένα απλό δεσµό και έχουν 3 µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων β 1 Ο συνολικός αριθµός των ηλεκτρονίων σθένους είναι = 40 2 Κεντρικό άτοµο είναι ο P 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο του P µε τα περιφερειακά άτοµα του Cl 4 Περισσεύουν = 30 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στα περιφεριακά άτοµα ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενούς αερίου Παρατηρούµε ότι στην ένωση PCl 5 το άτοµο του P έχει 10 ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους

8 94 Πρώτο Κεφάλαιο - 4 ο Μάθηµα Β ΜΕΘΟ ΟΛΟΓΙΑ ΑΣΚΗΣΕΩΝ Κατηγορία Μέθοδος 1 Ασκήσεις όπου πρέπει να γράψουµε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis ιοντικής ένωσης Για να γράψουµε τον ηλεκτρονιακό τύπο µίας ιοντικής ένωσης, αρχικά βρίσκουµε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ιόντων από τα οποία αποτελείται και στη συνέχεια τους συνδυάζουµε µε βάση το χηµικό τύπο της ένωσης Ιοντικές ενώσεις είναι τα άλατα, τα υδροξείδια των µετάλλων, τα οξείδια των µετάλλων και τα υδρίδια των µετάλλων α Το θετικό τµήµα των αλάτων είναι κατιόν µετάλλου (Μ x+ ) ή αµµώνιο (ΝΗ + 4 ), ενώ το αρνητικό τµήµα είναι ανιόν αµετάλλου (Α ψ ) ή πολυατοµικό ανιόν β Το θετικό τµήµα των υδροξειδίων των µετάλλων είναι κατιόν µετάλλου (Μ x+ ), ενώ το αρνητικό τµήµα είναι ανιόν υδροξειδίου (ΟΗ ) γ Το θετικό τµήµα των οξειδίων των µετάλλων είναι κατιόν µετάλλου (Μ x+ ), ενώ το αρνητικό τµήµα είναι ανιόν οξυγόνου (Ο 2 ) δ Το θετικό τµήµα των υδριδίων των µετάλλων είναι κατιόν µετάλλου (Μ x+ ), ενώ το αρνητικό τµήµα είναι ανιόν υδρογόνου (Η ) Παράδειγµα 1 Να γραφούν οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis των παρακάτω ενώσεων α CaCl 2 β KClO 3 γ Mg(OH) 2 δ Na 2 O ε NaH ίνονται οι ατοµικοί αριθµοί Ca = 20, Cl = 17, K = 19, O = 8, Mg = 12, Na = 11, H = 1 Λύση α CaCl 2 H ηλεκτρονιακή δοµή και ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του Ca είναι Ca [Αr] 4s 2 ή Κ(2), L(8), M(8), N(2) και Το Ca, για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου αποβάλλει τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας και µετατρέπεται σε Ca 2+, µε ηλεκρονιακό τύπο κατά Lewis H ηλεκτρονιακή δοµή και ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του Cl είναι Cl [Αr] 3s 2, 3p 5 ή Κ(2), L(8), M(8), N(7) και Το Cl, για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου, προσλαµβάνει 1ηλεκτρόνιο και µετατρέπεται σε Cl, µε ηλεκρονιακό τύπο κατά Lewis Συνδυάζοντας τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ιόντων, γράφουµε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του CaCl 2

9 95 β KClO 3 H ηλεκτρονιακή δοµή και ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του K είναι K [Αr] 4s 1 ή Κ(2), L(8), M(8), N(1) και K Το K, για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου αποβάλλει τo ηλεκτρόνιo της εξωτερικής στιβάδας και µετατρέπεται σε K +, µε ηλεκρονιακό τύπο κατά Lewis To αρνητικό τµήµα του άλατος είναι το ClO 3 ηµιουργούµε τον ηλεκτρονιακό τύπο του ιόντος Οι ηλεκτρονιακές δοµές και οι ηλεκτρονιακοί τύποι των Cl και Ο είναι Cl [Αr] 3s 2, 3p 5 ή Κ(2), L(8), M(8), N(7) και O [He] 2s 2, 2p 4 ή Κ(2), L(6) και 1 Για να υπολογίσουµε το συνολικό αριθµό ηλεκτρονίων σθένους, προσθέτουµε ένα ηλεκτρόνιο, γιατί το ανιόν έχει φορτίο 1- Άρα ο συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους είναι = 26 2 Κεντρικό άτοµο είναι το Cl 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του Ο 4 Περισσεύουν 26-6 = 20 ηλεκτρόνια, τα οποία τοποθετούµε στα άτοµα του Ο, ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενούς αερίου Tα δύο ηλεκτρόνια που περισσεύουν τα τοποθετούµε στο άτοµο του Cl και αποκτά και αυτό δοµή ευγενούς αερίου Οπότε έχουµε Το παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος κατα Lewis του ClO 3 Συνδυάζοντας τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ιόντων, γράφουµε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του KClO 3 γ Μg(OH) 2 H ηλεκτρονιακή δοµή και ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του Mg είναι Mg [Ne] 3s 2 ή Κ(2), L(8), M(2) και Mg Το Mg, για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου αποβάλλει τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας και µετατρέπεται σε Μg 2+, µε ηλεκρονιακό τύπο κατά Lewis To αρνητικό τµήµα της βάσης είναι το ΟΗ ηµιουργούµε τον ηλεκτρονιακό τύπο του ιόντος Οι ηλεκτρονιακές δοµές και οι ηλεκτρονιακοί τύποι των Ο και Η είναι

10 96 Πρώτο Κεφάλαιο - 4 ο Μάθηµα O [He] 2s 2, 2p 4 ή Κ(2), L(6) και Η 1s 1 ή Κ(1) και Η Για να υπολογίσουµε το συνολικό αριθµό ηλεκτρονίων σθένους, προσθέτουµε ένα ηλεκτρόνιο, γιατί το ανιόν έχει φορτίο 1- Άρα ο συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους είναι = 8 Συνδέουµε το άτοµο του Η µε το άτοµο του Ο µε απλό δεσµό και τοποθετούµε τα υπόλοιπα ηλεκτρόνια στα άτοµα του Ο, ωστε να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου Το παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος κατα Lewis του ΟΗ Συνδυάζοντας τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ιόντων, γράφουµε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του Μg(OH) 2 γ Νa 2 O H ηλεκτρονιακή δοµή και ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του Na είναι Na [Ne] 3s 1 ή Κ(2), L(8), M(1) και Na Το Na, για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου αποβάλλει τo ηλεκτρόνιo της εξωτερικής στιβάδας και µετατρέπεται σε Na +, µε ηλεκρονιακό τύπο κατά Lewis H ηλεκτρονιακή δοµή και ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του O είναι O [He] 2s 2, 2p 4 ή Κ(2), L(6) και Το O, για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου, προσλαµβάνει 2 ηλεκτρόνια και µετατρέπεται σε Ο 2, µε ηλεκρονιακό τύπο κατά Lewis Συνδυάζοντας τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ιόντων, γράφουµε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του Νa 2 O γ ΝaΗ H ηλεκτρονιακή δοµή και ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του Na είναι Na [Ne] 3s 1 ή Κ(2), L(8), M(1) και Na Το Na, για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου αποβάλλει τo ηλεκτρόνιo της εξωτερικής στιβάδας και µετατρέπεται σε Na +, µε ηλεκρονιακό τύπο κατά Lewis H ηλεκτρονιακή δοµή και ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του Η είναι Η 1s 1 ή Κ(1) και Η Το Η, για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου, προσλαµβάνει 1 ηλεκτρόνιο και µετατρέπεται

11 97 σε Η, µε ηλεκρονιακό τύπο κατά Lewis [ Η ] Συνδυάζοντας τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ιόντων, γράφουµε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του ΝaH [ Η ] Κατηγορία Μέθοδος 2 Ασκήσεις όπου πρέπει να γράψουµε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis οµοιοπολικής ένωσης Οµοιοπολικές ενώσεις είναι τα οξέα, τα οξείδια των αµετάλλων, οι ενώσεις µεταξύ αµετάλλων και οι περισσότερες οργανικές ενώσεις Για να γράψουµε τον ηλεκτρονιακό τύπο µίας οµοιοπολικής ένωσης, αρχικά βρίσκουµε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ατόµων από τα οποία αποτελείται και στη συνέχεια εργαζόµαστε σύµφωνα µε τον τρόπο που περιγράφεται στη σελίδα 90 Στις περιπτώσεις που ο συντακτικός τύπος της οργανικής ένωσης είναι γνωστός, τοποθετούµε τα µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων στον τύπο αυτό και προκύπτει ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis Παράδειγµα 2 Να γραφούν οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis των παρακάτω ενώσεων α H 2 CO 3 β SO 3 γ PH 3 δ C 3 H 6 O ίνονται οι ατοµικοί αριθµοί C = 6, S = 16, O = 8, P = 15, H = 1 Λύση α H 2 CO 3 Οι ηλεκτρονιακές δοµές και οι ηλεκτρονιακοί τύποι των H, C και Ο είναι Η 1s 1 ή Κ(1) και Η C 1s 2, 2s 2, 2p 2 ή Κ(2), L(4) και O [He] 2s 2, 2p 4 ή Κ(2), L(6) και 1 Συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους = 24 2 Κεντρικό άτοµο είναι ο C 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του O και τα άτοµα του H µε άτοµα του O 4 Περισσεύουν = 14 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στα άτοµα του O ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενους αερίου, οπότε έχουµε Ο τύπος δεν είναι αποδεκτός, γιατί ο C δεν έχει αποκτήσει οκτάδα ηλεκτρονίων

12 98 Πρώτο Κεφάλαιο - 4 ο Μάθηµα 5 οκιµάζουµε το σχηµατισµό διπλού δεσµού µεταξύ των ατόµων C και O Ο παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος του Η 2 CΟ 3 β SO 3 Οι ηλεκτρονιακές δοµές και οι ηλεκτρονιακοί τύποι των S και Ο είναι S [Ne] 3s 2, 3p 4 ή Κ(2), L(8), M(6) και O [He] 2s 2, 2p 4 ή Κ(2), L(6) και 1 Συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους = 24 2 Κεντρικό άτοµο είναι το S 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του O 4 Περισσεύουν 24-6 = 18 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στα άτοµα του O ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενους αερίου, οπότε έχουµε Ο τύπος δεν είναι αποδεκτός, γιατί το S δεν έχει αποκτήσει οκτάδα ηλεκτρονίων 5 οκιµάζουµε το σχηµατισµό διπλού δεσµού µεταξύ των ατόµων S και O Ο παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος του SΟ 3 γ PH 3 Οι ηλεκτρονιακές δοµές και οι ηλεκτρονιακοί τύποι των P και H είναι P [Ne] 3s 2, 3p 3 ή Κ(2), L(8), M(5) και Η 1s 1 ή Κ(1) και Η 1 Συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους = 8 2 Κεντρικό άτοµο είναι ο P 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του H 4 Περισσεύουν 8-6 = 2 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στo άτοµo του P ώστε να αποκτήσει δοµή ευγενους αερίου, οπότε έχουµε Ο παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος του PH 3

13 99 δ C 3 H 6 O Οι ηλεκτρονιακές δοµές και οι ηλεκτρονιακοί τύποι των C, H και Ο είναι C 1s 2, 2s 2, 2p 2 ή Κ(2), L(4) και Η 1s 1 ή Κ(1) και Η O [He] 2s 2, 2p 4 ή Κ(2), L(6) και Συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους = 24 Στο µοριακό τύπο C 3 H 6 O, αντιστοιχούν 2 συντακτικοί τύποι Παρατηρούµε ότι και στις δύο περιπτώσεις υπάρχουν 10 δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων, δηλαδή, 20 ηλεκτρόνια Περισσεύουν = 4 ηλεκτρόνια, τα οποία τοποθετούµε στο άτοµο του Ο, για να αποκτήσει οκτάδα ηλεκτρονίων Οπότε έχουµε Οι παραπάνω είναι οι ηλεκτρονιακοί τύποι της C 3 H 6 O

14 100 Πρώτο Κεφάλαιο - 4 ο Μάθηµα Γ ΛΥΜΕΝΕΣ ΑΣΚΗΣΕΙΣ 1 Για να µελετηθούν τα οξέα ορθοπυριτικό (Η 4 SiO 4 ) και φωσφορικό (H 3 PO 4 ), δίνονται οι ατοµικοί αριθµοί των στοιχείων Η = 1, Ο = 8, Si = 14, Ρ = 15 α Να ταξινοµήσετε τα ηλεκτρόνια κάθε στοιχείου σε στιβάδες και υποστιβάδες β Να εντάξετε τα στοιχεία σε περιόδους, κύριες οµάδες και τοµείς του περιοδικού πίνακα γ Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis των παραπάνω οξέων (Εξετάσεις 2001) Λύση α Οι ηλεκτρονιακές δοµές των Η, Ο, Si και P σε υποστιβάδες και στιβάδες είναι 1 Η 1s1 ή Κ(1) 8 Ο 1s2, 2s 2, 2p 4 ή Κ(2), L(6) 14 Si 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 2 ή Κ(2), L(8), M(4) 15 P 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 3 ή Κ(2), L(8), M(5) β H θέση των παραπάνω στοιχείων στον περιοδικό πίνακα είναι Η 1η περίοδος, 1η ή ΙΑ οµάδα, τοµέας s O 2η περίοδος, 16η ή VIA οµάδα, τοµέας p Si 3η περίοδος, 14η ή IVA οµάδα, τοµέας p P 3η περίοδος, 15η ή VΑ οµάδα, τοµέας p γ O ηλεκτρονιακός τύπος του Η 3 PO 4 βρίσκεται σύµφωνα µε τα παρακάτω 1 Συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους = 32 2 Κεντρικό άτοµο είναι ο P 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του O, και τα άτοµα του H µε αυτά του O 4 Περισσεύουν = 18 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στα άτοµα του O ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενους αερίου οπότε έχουµε Ο παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του Η 3 PO 4 O ηλεκτρονιακός τύπος του Η 4 SiO 4 βρίσκεται σύµφωνα µε τα παρακάτω

15 101 1 Συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους = 32 2 Κεντρικό άτοµο είναι το Si 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του O, και τα άτοµα του H µε αυτά του O 4 Περισσεύουν = 16 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στα άτοµα του O ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενους αερίου οπότε έχουµε Ο παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του Η 4 SiO 4 2 ίνονται τα στοιχεία Η, Ο, Cl που έχουν ατοµικούς αριθµούς 1, 8, 17 αντίστοιχα α Να γράψετε τις ηλεκτρονικές δοµές ( στιβάδες, υποστιβάδες ) των παραπάνω στοιχείων στη θεµελιώδη κατάσταση και να αναφέρετε ονοµαστικά τις αρχές και τον κανόνα της ηλεκτρονιακής δόµησης β Να γράψετε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του χλωριώδους οξέος (HClO 2 ) (Εξετάσεις 2000) Λύση α Οι ηλεκτρονιακές δοµές των Η, Ο και Cl σε υποστιβάδες και στιβάδες είναι 1 Η 1s1 ή Κ(1) 8 Ο 1s2, 2s 2, 2p 4 ή Κ(2), L(6) 17 Cl 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 5 ή Κ(2), L(8), M(7) Οι αρχές και ο κανόνας ηλεκτρονιακής δόµησης είναι Απαγορευτική αρχή του Pauli Αρχή ελάχιστης ενέργειας Κανόνας του Hund β O ηλεκτρονιακός τύπος του ΗClO 2 βρίσκεται σύµφωνα µε τα παρακάτω 1 Συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους = 20 2 Κεντρικό άτοµο είναι το Cl 2 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του O, και το άτοµο του H µε αυτό του O 4 Περισσεύουν 20-6 = 14 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στα άτοµα του O και στο άτοµο του Cl, ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενους αερίου οπότε έχουµε Ο παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του HClO 2

16 102 Πρώτο Κεφάλαιο - 4 ο Μάθηµα 3 ίνονται τα στοιχεία 8 Α και 6 Β α Να βρείτε σε ποια περίοδο, κύρια οµάδα και τοµέα του περιοδικού πίνακα βρίσκονται β Να σχηµατίσετε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis της ένωσης ΒΑ 2 Λύση α Οι ηλεκτρονιακές δοµές των Α και Β σε υποστιβάδες και στιβάδες είναι 8 Α 1s2, 2s 2, 2p 4 ή Κ(2), L(6) 6 Β 1s2, 2s 2, 2p 2 ή Κ(2), L(4) H θέση των παραπάνω στοιχείων στον περιοδικό πίνακα είναι Α 2η περίοδος, 16η ή VIA οµάδα, τοµέας p 8 6 Β 2η περίοδος, 14η ή IVA οµάδα, τοµέας p β Τα στοιχεία Α και Β είναι ηλεκτραρνητικά (αµέταλλα), συνεπώς η ένωση ΒΑ 2 είναι οµοιοπολική O ηλεκτρονιακός τύπος της ΒΑ 2 βρίσκεται σύµφωνα µε τα παρακάτω 1 Συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους = 16 2 Κεντρικό άτοµο είναι το Β 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του Α Α Β Α ή Α Β Α 4 Περισσεύουν 16-4 = 12 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στα άτοµα του Α ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενους αερίου, οπότε έχουµε 5 Ο παραπάνω τύπος δεν είναι αποδεκτός, γιατί το άτοµο του Β δεν έχει αποκτήσει οκτάδα ηλεκτρονίων οκιµάζουµε το σχηµατισµό δύο διπλών δεσµών, µεταξύ του Β και των ατόµων του Α Ο παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis της ΒΑ 2 4 Nα γραφούν οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατα Lewis των α Η 3 Ο + β SF 6 Λύση α Οι ηλεκτρονιακές δοµές και οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis των H και O είναι Η 1s 1 ή Κ(1) και Η O [He] 2s 2, 2p 4 ή Κ(2), L(6) και 1 Για να υπολογίσουµε το συνολικό αριθµό ηλεκτρονίων σθένους, αφαιρούµε 1 ηλεκτρόνιο γιατί το κατιόν έχει φορτίο 1+ Άρα, ο συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους είναι = 8 2 Κεντρικό άτοµο είναι το Ο

17 103 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του Η 4 Περισσεύουν 8-6 = 2 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στο άτοµο του O ώστε να αποκτήσει δοµή ευγενους αερίου οπότε έχουµε Ο παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του Η 3 O + β Οι ηλεκτρονιακές δοµές και οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis των S και F είναι S [Ne] 3s 2, 3p 4 ή Κ(2), L(8), M(6) και F [He] 2s 2, 2p 5 ή Κ(2), L(7) και 1O συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους είναι = 48 2 Κεντρικό άτοµο είναι το S 3 Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του F 4 Περισσεύουν = 36 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στο άτοµο του F ώστε να αποκτήσει δοµή ευγενους αερίου οπότε έχουµε Ο παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του SF 6 Παρατηρούµε ότι το άτοµο του S έχει 12 ηλεκτρόνια σθένους

18 104 Πρώτο Κεφάλαιο - 4 ο Μάθηµα ΠΡΟΤΕΙΝΟΜΕΝΑ ΘΕΜΑΤΑ Ερωτήσεις Σύντοµης απάντησης 1 Να διατυπώσετε τον κανόνα της οκτάδας 2 Ποιες πληροφορίες παίρνουµε από το σύµβολο Lewis ενός στοιχείου; 3 Ποιος δεσµός χαρακτηρίζεται ηµιπολικός ή δοτικός οµοιοπολικός; 4 Με ποια κριτήρια επιλέγουµε το κεντρικό άτοµο για τη γραφή του ηλεκτρονιακού τύπου Lewis ενός µορίου ή ιόντος; 5 Να δώσετε ένα παράδειγµα µορίου όπου τα άτοµα δεν αποκτούν δοµή ευγενούς αερίου, δηλαδή δεν ισχύει ο νόµος της οκτάδας 6 Τι µας δείχνει ο χηµικός τύπος µίας ετεροπολικής ένωσης; 7 Τι καθορίζει και ποιες τιµές παίρνει ο κύριος κβαντικός αριθµός; Συµπλήρωσης κενών 1 Σύµφωνα µε την ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους, στους δεσµούς συµµετέχουν µόνο τα ηλεκτρόνια, δηλαδή τα ηλεκτρόνια της 2 Σύµφωνα µε τον κανόνα της οκτάδας, τα άτοµα ή ηλεκτρόνια ή ηλεκτρόνια, προκειµένου να αποκτήσουν δοµή, δηλαδή, ηλεκτρόνια στην τελευταία τους στιβάδα Εξαιρείται η στιβάδα που συµπληρώνεται µε ηλεκτρόνια 3 Ο ετεροπολικός δεσµός σχηµατίζεται µε µεταφορά ηλεκτρονίων από άτοµα ενός στοιχείου σε άτοµα στοιχείου, µε αποτέλεσµα να σχηµατίζονται αντίθετα φορτισµένα ιόντα Τα ιόντα αυτά συγκρατούνται µεταξύ τους µε δυνάµεις φύσεως, σχηµατίζοντας πλέγµα 4 Ο οµοιοπολικός δεσµός σχηµατίζεται µε συνεισφορά ενός ή περισσοτέρων ηλεκτρονίων µε αποτέλεσµα τα άτοµα συνδέονται µεταξύ τους µε ένα ή περισσότερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων Τα ηλεκτρόνια που αποτελούν ένα ζευγάρι έχουν spin Ανάλογα µε τον αριθµό των κοινών ζευγαριών ηλεκτρονίων µεταξύ δύο ατόµων, ο οµοιοπολικός δεσµός χαρακτηρίζεται ως, ή 5 Στον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis, κεντρικό άτοµο είναι αυτό µε δείκτη στο µοριακό τύπο της ένωσης Αν υπάρχουν 2 άτοµα µε δείκτη τότε ως κεντρικό άτοµο θα θεωρήσουµε το λιγότερο Το δεν γίνεται ποτέ κεντρικό άτοµο

19 105 Σωστό - Λάθος Ποιες από τις παρακάτω προτάσεις είναι σωστές (Σ) και ποιες λάθος (Λ); 1 Ηλεκτρόνια σθένους είναι τα µονήρη ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας ενός ατόµου ( ) 2 Σύµφωµα µε την ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους, στους δεσµούς συµµετεχουν µόνο τα ηλεκτρόνια σθένους ( ) 3 Το σύµβολο Lewis του 3 Li είναι Li ( ) 4 Στις ιοντικές ενώσεις δεν υπάρχουν µόρια ( ) 5 Κεντρικό άτοµο στον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis είναι το ηλεκτραρνητικότερο άτοµο µε δείκτη 1 ( ) 6 Κεντρικό άτοµο στον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του ΗClO 3 είναι το Cl ( ) 7 To άτοµο του υδρογόνου δεν είναι ποτέ κεντρικό στον ηλεκτρονιακό τύπο κατα Lewis ( ) 8 Το ΗΝΟ 3 είναι οµοιοπολική ενώ το ΚΝΟ 3 ιοντική ένωση ( ) 9 Στο µόριο του BF 3, το άτοµο του Β έχει 3 ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα ( ) 10 Στον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του Η 2 SO 4, υπάρχουν έξι δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων ( ) 11 Στον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του CO 2, υπάρχουν τέσσερα δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων ( ) 12 Στον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του ΝΟ 3, υπάρχουν δεκαέξι µη δεσµικά ηλεκτρόνια ( ) 13 Για τον ηλεκτρονιακό τύπο κατα Lewis του ΗΝΟ 3 ισχύει α Ο συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους είναι 24 ( ) β Κεντρικό άτοµο είναι το Ν ( ) γ Όλα τα άτοµα συνδέονται µεταξύ τους µε απλούς οµοιοπολικούς δεσµούς ( ) δ Υπάρχουν επτά µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων ( ) ε Υπάρχουν τέσσερα δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων ( ) 14 Για τον ηλεκτρονιακό τύπο κατα Lewis του PCl 5 ισχύει α Ο συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους είναι 32 ( ) β Κεντρικό άτοµο είναι ο P ( ) γ Όλα τα άτοµα συνδέονται µεταξύ τους µε απλούς οµοιοπολικούς δεσµούς ( ) δ Υπάρχουν πέντε µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων ( ) ε Το άτοµο του P έχει δέκα ηλεκτρόνια στη στιβάδα του σθένους ( )

20 106 Πρώτο Κεφάλαιο - 4 ο Μάθηµα Πολλαπλής επιλογής 1 Το σύµβολο Lewis του 5 B είναι α β γ δ 2 Ο συνολικός αριθµός των ηλεκτρονίων σθένους στον ηλεκτρονιακό τύπο του ΗCN είναι α8 β 10 γ 12 δ 14 3 Ο συνολικός αριθµός των ηλεκτρονίων σθένους στον ηλεκτρονιακό τύπο του PO 4 3 είναι α 29 β 30 γ 32 δ 35 4 Ο συνολικός αριθµός δεσµικών ηλεκτρονίων στον ηλεκτρονιακό τύπο του Η 2 CO 3 είναι α 12 β 10 γ 14 δ 8 5 Ο συνολικός αριθµός δεσµικών ηλεκτρονίων στον ηλεκτρονιακό τύπο του NO 3 είναι α 8 β 10 γ 12 δ 14 6 Ο συνολικός αριθµός µη δεσµικών ηλεκτρονίων στον ηλεκτρονιακό τύπο του CH 4 O είναι α 2 β 4 γ 6 δ 8 7 Ο συνολικός αριθµός µη δεσµικών ηλεκτρονίων στον ηλεκτρονιακό τύπο του H 3 O + είναι α 0 β 1 γ 2 δ 4 8 Στον ηλεκτρονιακό τύπο Lewis του FNO, κεντρικό άτοµο είναι το α F β N γ O 9 Σε ποια από τις παρακάτω ενώσεις υπάρχει άτοµο το οποίο δεν αποκτά δοµή ευγενούς αερίου α ΗCl 4 β PCl 5 γ HNO 2 δ H 2 S 10 O ηλεκτρονιακός τύπος της υδραζίνης (Ν 2 Η 4 ) είναι 11 O ηλεκτρονιακός τύπος του BF 3 είναι

21 107 Αντιστοίχισης ίνονται οι ατοµικοί αριθµοί των Η 1, S 16, O 8, N 7, C 6, P 15, Cl 17 1 Αντιστοιχίστε τα χηµικά στοιχεία(στήλη Α) µε τα σύµβολα Lewis (στήλη Β) Στήλη Α Στήλη Β 1 3 X 2 9 X 3 12 X 4 18 X 2 Αντιστοιχίστε τις τις χηµικές ενώσεις ή ιόντα της στήλης Α µε το συνολικό αριθµό ηλεκτρονίων που συµµετέχουν στον ηλεκτρονιακό τους τύπο, στη στήλη Β Στήλη Α Στήλη Β 1 Η 2 SO 4 2 H 3 O + 3 NO 3 4 CH 4 O α 8 ηλεκτρόνια β 14 ηλεκτρόνια γ 24 ηλεκτρόνια δ 32 ηλεκτρόνια 3 Αντιστοιχίστε τις χηµικές ενώσεις της στήλης Α µε το συνολικό αριθµό δεσµικών ηλεκτρονίων που υπάρχουν στον ηλεκτρονιακό τους τύπο, στη στήλη Β Στήλη Α Στήλη Β 1 Η 2 S 2 HCN 3 H 3 PO 4 4 PCl 5 α 4 ηλεκτρόνια β 8 ηλεκτρόνια γ 10 ηλεκτρόνια δ 14 ηλεκτρόνια 4 Αντιστοιχίστε τις χηµικές ενώσεις ή ιόντα της στήλης Β µε το συνολικό αριθµό ηλεκτρονίων που υπάρχουν στον ηλεκτρονιακό τους τύπο (στήλη Α) και µε το συνολικό αριθµό µη δεσµικών ηλεκτρονίων (στήλη Γ) Στήλη Α 1 16 ηλεκτρόνια 2 18 ηλεκτρόνια 3 20 ηλεκτρόνια 4 24 ηλεκτρόνια 5 32 ηλεκτρόνια Στήλη Β α Η 3 PO 4 β CO 3 2 γ HClO 2 δ HNO 2 ε CH 3 CN Στήλη Γ Α 2 ηλεκτρόνια Β 10 ηλεκτρόνια Γ 14 ηλεκτρόνια 16 ηλεκτρόνια Ε 18 ηλεκτρόνια

22 108 Πρώτο Κεφάλαιο - 4 ο Μάθηµα Ασκήσεις - Προβλήµατα 1 Nα γράψετε τα σύµβολα Lewis των παρακάτω στοιχείων α 3 Li β 7 N γ 10 Ne δ 13 Al ε 20 Ca ζ 33 Αs 2 Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των α Ν 2 β Η 2 Ο γ ΗΒr δ HClO 3 ε NH 3 ζ HBrO 4 ίνονται οι ατοµικοί αριθµοί Ν 7, Η 1, Ο 8, Βr 35, Cl 17 3 Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των α OH β HSO 4 γ NO 2 δ AsO 3 3 ε ClO 2 ίνονται οι ατοµικοί αριθµοί Η 1, Ο 8, S 16, N 7, As 33, Cl 17 4 Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των α CaF 2 β KCN γ Na 2 SO 4 δ CaHPO 4 ε NH 4 NO 3 ίνονται οι ατοµικοί αριθµοί Ca 20, F 9, K 19, C 6, Ν 7, Na 11, S 16, O 8, P 15 5 Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των α K 2 O β Al 2 Ο 3 γ CaO δ SO 2 ε CO 2 ίνονται οι ατοµικοί αριθµοί K 19, O 8, Al 13, Ca 20, S 16, C 6 6 Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των α C 2 H 4 β CΗCl 3 γ C 2 H 4 O δ C 2 H 6 O ε C 2 H 4 O 2 ίνονται οι ατοµικοί αριθµοί C 6, H 1, Cl 17, O 8 7 Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των α BeF 2 β SF 4 γ ICl 5 ίνονται οι ατοµικοί αριθµοί Be 4, F 9, S 16, I 53, Cl 17 8 Τα στοιχεία Α, Β, Γ και έχουν ατοµικούς αριθµούς 1, 7, 9, 16 αντίστοιχα α Να γράψετε την ηλεκτρονιακή δοµή σε υποστιβάδες και στιβάδες, για τα άτοµα των παραπάνω στοιχείων στη θεµελιώδη κατάσταση β Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ενώσεων που σχηµατίζονται µεταξύ 1 Α και Α 2 Β και Β 3 Γ και Α 4 και Α (Aπ α Α Κ(1), Β Κ(2), L(5), Γ Κ(2), L(7), Κ(2), L(8), M(6) β 1 Α Α 2 Β Β 3 4 ) 9 Τα στοιχεία Α, Β έχουν ατοµικούς αριθµούς 11, 16 αντίστοιχα α Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους του οξειδίου του Α και του οξειδίου ΒΟ 3 β Να γράψετε τις χηµικές εξισώσεις των αντιδράσεων του οξειδίου του Α και του οξειδίου ΒΟ 3 µε 1 Η 2 Ο 2 ΝaOH 3 HCl

23 109 (Aπ α β 1 Α 2 Ο + Η 2 Ο 2ΑΟΗ, ΒΟ 3 + Η 2 Ο Η 2 ΒΟ 4 2 Α 2 Ο + ΝaOH δεν γίνεται, ΒΟ 3 + 2NaOH Na 2 BO 4 + H 2 O 3 A 2 O + 2HCl 2ACl + H 2 O, BO 3 + HCl δεν γίνεται) Ε ΤΟ ΞΕΧΩΡΙΣΤΟ ΘΕΜΑ Για τα στοιχεία Α, Β, Γ και γνωρίζουµε ότι Έχουν διαδοχικούς ατοµικούς αριθµούς Τα Α, Β και Γ βρίσκονται στη 3η περίοδο και το στη 4η α Ποιος είναι ο ατοµικός αριθµός του κάθε στοιχείου και ποια η οµάδα στην οποία ανήκει; β Πόσα µονήρη ηλεκτρόνια, πόσα ζεύγη ηλεκτρονίων και πόσα ηλεκτρόνια µε l = 0 έχει το κάθε στοιχείο στη θεµελιώδη κατάσταση; γ Να εκφράσετε την ηλεκτρονιακή δοµή του Α και του, σε συνάρτηση µε το προηγούµενο ευγενές αέριο του περιοδικού πίνακα δ Ποιο από τα στοιχεία αυτά είναι ηλεκτραρνητικότερο και παρουσιάζει παρόµοιες χηµικές ιδιότητες µε το 8 Ο; ε Το ιόν του Β µε δοµή ευγενούς αερίου ή το ιόν του µε δοµή ευγενούς αερίου έχει µεγαλύτερο µέγεθος; ζ Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ενώσεων που σχηµατίζουν 1 Το Α µε το 1 Η 2 Το Β µε το 1 Η 3 Το µε το 8 Ο (Aπ α Ζ Α = 16, Ζ Β = 17, Ζ Γ = 18, Ζ = 19 β Α 2 µονήρη, 7 ζεύγη, 6 ηλεκτρόνια, Β 1 µονήρες, 8 ζεύγη, 6 ηλεκτρόνια, Γ 0 µονήρη, 9 ζεύγη, 6 ηλεκτρόνια, 1 µονήρες, 9 ζεύγη, 7 ηλεκτρόνια γ Α [Ne] 3s 2, 3p 4, B [Ar] 4s 1, δ το Α ε του Β ζ )