ΑΝOΡΓΑΝΗ ΧΗΜΕIΑ. Γεράσιµος Αρµατάς. Επίκουρος Καθηγητής Τµήµα Επιστήµης και Τεχνολογίας Υλικών

ΑΝOΡΓΑΝΗ ΧΗΜΕIΑ Γεράσιµος Αρµατάς Επίκουρος Καθηγητής Τµήµα Επιστήµης και Τεχνολογίας Υλικών

ΣΎΝΤΟΜΗ ΠΕΡΙΓΡΑΦΉ Βασικές έννοιες Περιοδικός πίνακας και χηµεία των στοιχείων Αρχές οξέων-βάσεων και δότη-αποδέκτη Ηλεκτροχηµεία Στοιχεία µετάπτωσης και σύµπλοκα ενώσεων Ηλεκτρονιακή διαµόρφωση & δεσµοί Χηµεία ένταξης: δοµή Χηµεία ένταξης: Αντιδράσεις, κινητική και µηχανισµοί Ειδικά θέµατα Χηµεία στερεάς κατάστασης 2

ΒΙΒΛΙΟΓΡΑΦΊΑ Π. Π. Καραγιαννίδης, Ανόργανη Χηµεία, 3 η έκδοση, Εκδόσεις Ζήτη, Θεσσαλονίκη, 2008. Ι. Τοσσίδης, Χηµεία Ενώσεων Συναρµογής, Εκδόσεις Ζήτη, Θεσσαλονίκη, 2001. Albert F. Cotton, Geoffrey Wilkinson and Paul L. Gaus, Basic Inorganic Chemistry, 3 th ed., John Wiley & Sons, New York, 1995. James E. Huheey, Ellen A. Keiter and Richard L. Keiter, Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity 4 th ed., HarperCollins College Publishers, New York, 1993. Παρουσιάσεις, διαθέσιµες στην ιστοσελίδα: http://www.materials.uoc.gr/garmatas/teaching.html http://www.materials.uoc.gr/el/undergrad/courses/ety223/ (Username: mst, Password: chemmater) 3

ΠΕΡΙΟΔΙΚΌΣ ΠΊΝΑΚΑΣ ΚΑΙ ΧΗΜΕΊΑ ΤΩΝ ΣΤΟΙΧΕΊΩΝ 4

ΠΕΡΙΟΔΙΚΌΣ ΠΊΝΑΚΑΣ Ο περιοδικός πίνακας είναι το σηµαντικότερο εργαλείο στην εργαλειοθήκη ενός χηµικού και επιστήµονα υλικών 5

ΠΕΡΙΟΔΙΚΌ ΣΎΣΤΗΜΑ Από τα τέλη του 19 ου αιώνα οι χηµικοί άρχισαν να ενδιαφέρονται για την ταξινόµηση των στοιχείων σε πίνακα µε κάποια λογική σειρά Η πιο σηµαντική προσπάθεια έγινα από τους D. Mendeleev το 1869 και L. Meyer το 1870. Αυτοί ταξινόµησαν όλα τα τότε γνωστά στοιχεία σε πίνακα µε αυξανόµενο το ατοµικό τους βάρος 6

Ο ΠΕΡΙΟΔΙΚΌΣ ΠΊΝΑΚΑΣ ΤΟΥ MENDELEEV Dmitri Mendeleev πρωθύστερα κενά 1875: Lecoq de Boisbaudran ανακάλυψε το Ga του οποίου οι ιδιότητες είχαν προβλεφθεί µε µεγάλη ακρίβεια από τον Mendeleev 7

Ο ΠΕΡΙΟΔΙΚΌΣ ΠΊΝΑΚΑΣ ΤΟΥ MENDELEEV Dmitri Mendeleev πρωθύστερα κενά 1875: Lecoq de Boisbaudran ανακάλυψε το Ga του οποίου οι ιδιότητες είχαν προβλεφθεί µε µεγάλη ακρίβεια από τον Mendeleev 7

HENRY MOSELEY 1913 Το 1913 ο Henry Moseley (1887-1915) έλυσε οριστικά το θέµα ταξινοµώντας τα στοιχεία µε βάση τον ατοµικό τους αριθµό Ο Moseley ερευνούσε τις χαρακτηριστικές συχνότητες των ακτίνων-χ που παράγονται από βοµβαρδισµό στοιχείων µε καθοδικές ακτίνες (ηλεκτρόνια) Ο Moseley πρότεινε ότι «οι ιδιότητες των στοιχείων είναι περιοδικές συναρτήσεις του ατοµικού τους αριθµού» Ο ατοµικός αριθµός εκφράζει τον αριθµό των πρωτονίων του πυρήνα και είναι ίσος µε τον αριθµό των ηλεκτρονίων του ατόµου 8

Ο ΣΎΓΧΡΟΝΟΣ ΠΕΡΙΟΔΙΚΌΣ ΠΊΝΑΚΑΣ Στοιχεία κύριων οµάδων Αµέταλλο Μεταλλοειδές Μέταλλο Μέταλλα µεταπτώσεως Στοιχεία κύριων οµάδων Περίοδος Εσωτερικά µέταλλα µεταπτώσεως Λανθανίδια Ακτινίδια 9

ΠΕΡΙΟΔΙΚΌΤΗΤΑ ΤΩΝ ΣΤΟΙΧΕΊΩΝ Ο Π.Π. αποτελείται από στήλες (οµάδες) και οριζόντιες σειρές (περιόδους) Τα στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια οµάδα του Π.Π. έχουν σχεδόν παρόµοιες χηµικές και φυσικές ιδιότητες Περίοδος 1 2 3 4 5 6 7 Οµάδα 10

ΣΤΉΛΕΣ ΤΟΥ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΎ ΠΊΝΑΚΑ Μία κάθετη στήλη του Π.Π. ονοµάζεται οµάδα Μια οµάδα χαρακτηρίζεται από τον ίδιο αριθµό ηλεκτρονίων στη στοιβάδα σθένους Για παράδειγµα: τα στοιχεία Be, Mg και Ca έχουν όλα 2 e - στα εξωτερικά τροχιακά τους: 3s 2 (Mg) 11

ΓΡΑΜΜΈΣ ΤΟΥ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΎ ΠΊΝΑΚΑ Μια οριζόντια γραµµή του Π.Π. ονοµάζεται περίοδος Μια περίοδος χαρακτηρίζεται από τον ίδιο κύριο κβαντικό αριθµό των στοιχείων Για παράδειγµα, το Ge έχει ηλεκτρονική διαµόρφωση [Ar] 3d 10 4s 2 4p 2 και βρίσκεται στην 4 η περίοδο. 12

ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΉ ΔΟΜΉ ΘΈΣΗ ΣΤΟΝ Π.Π. ΙΔΙΌΤΗΤΕΣ ΤΩΝ ΑΤΌΜΩΝ Ο σύγχρονος Π.Π. δίνει έµφαση στην ηλεκτρονιακή διαµόρφωση των ατόµων Η περιοδική κατάταξη των στοιχείων σχετίζεται µε τις φυσικές και χηµικές ιδιότητες των στοιχείων Συµπέρασµα: Οι φυσικές και χηµικές ιδιότητες των στοιχείων σχετίζονται µε την ηλεκτρονική δοµή τους 13

ΑΛΚΑΛΙΜΈΤΑΛΛΑ Τα αλκαλιµέταλλα βρίσκονται στην 1 η οµάδα του Π.Π. και είναι πολύ δραστικά, τόσο ώστε δεν υπάρχουν ελεύθερα στη φύση. Αυτά τα µέταλλα έχουν µόνο ένα ηλεκτρόνιο στην εξωτερική τους στοιβάδα, το οποίο εύκολα µπορεί να δοθεί και να σχηµατιστεί ιοντικός δεσµός µε άλλα στοιχεία 14

ΑΛΚΑΛΙΚΈΣ ΓΑΙΈΣ Οι αλκαλικές γαιές είναι µεταλλικά στοιχεία που βρίσκονται στην 2 η οµάδα του Π.Π. Όλες οι αλκαλικές γαιές έχουν άτοµα τα οποία φορτίζονται 2 + δίνοντας δύο ηλεκτρόνια. Οι θετικά φορτισµένες αλκαλικές γαίες είναι πολύ δραστικές και γι αυτό δεν υπάρχουν ελεύθερες στη φύση. 15

ΜΕΤΑΒΑΤΙΚΆ ΣΤΟΙΧΕΊΑ Τα στοιχεία του d τοµέα του Π.Π. ονοµάζονται «στοιχεία µεταπτώσεως». Τα στοιχεία µεταπτώσεως έχουν δύο εξωτερικές στοιβάδες οι οποίες δεν είναι πλήρως συµπληρωµένες. Αυτά επίσης αναφέρονται ως «Β» στοιχεία. π.χ. Fe: [Ar]4s 2 3d 6 16

ΚΑΤΙΌΝΤΑ ΜΕΤΑΒΑΤΙΚΏΝ ΜΕΤΆΛΛΩΝ Τα περισσότερα ΜΜ σχηµατίζουν πάνω από ένα κατιόντα µε διαφορετικό φορτίο (π.χ. Fe 2+, Fe 3+ ) Πρώτα χάνουν τα ns ηλεκτρόνια και, κατόπιν, µπορούν να χάσουν ένα ή περισσότερα (n-1)d ηλεκτρόνια. Τα συνηθέστερα φορτία των ιόντων των ΜΜ είναι +2 και +3 Για παράδειγµα, Fe([Ar]3d 6 4s 2 ) Fe 2+ ([Ar]3d 6 ) + 2e Fe([Ar]3d 6 4s 2 ) Fe 3+ ([Ar]3d 5 ) + 3e - Κατιόν Cr 3+ Mn 2+ Fe 2+ Fe 3+ Co 2+ Ni 2+ Cu 2+ Zn 2+ Ag + Cd 2+ Hg 2+ Όνοµα ιόντος Χρώµιο(ΙΙΙ) Μαγγάνιο(ΙΙ) Σίδηρος(ΙΙ) Σίδηρος(ΙΙΙ) Κοβάλτιο(ΙΙ) Νικέλιο(ΙΙ) Χαλκός(ΙΙ) Ψευδάργυρος Άργυρος(I) Κάδµιο(II) Υδράργυρος(ΙΙ) 17

ΜΕΤΑΛΛΟΕΙΔΉ Τα µεταλλοειδή είναι τα στοιχεία που βρίσκονται ανάµεσα στα µέταλλα (µεταβατικά στοιχεία) και τα αµέταλλα στον Π.Π. Τα µεταλλοειδή έχουν ιδιότητες και των δύο µετάλλων και αµετάλλων 18

ΆΛΛΑ ΜΈΤΑΛΛΑ Τα 7 στοιχεία του Π.Π. που βρίσκονται στις οµάδες 3A, 4A και 5A αναφέρονται ως «άλλα µέταλλα». Ενώ αυτά τα στοιχεία είναι ελατά και όλκιµα, εντούτοις διαφέρουν από τα µεταβατικά στοιχεία Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi 19

ΑΜΈΤΑΛΛΑ Τα αµέταλλα είναι τα στοιχεία των οµάδων 5A-8A του Π.Π. Τα αµέταλλα δεν είναι πολύ καλοί αγωγοί του ηλεκτρισµού και της θερµότητας. Αυτά υπάρχουν σε δύο από τις τρείς καταστάσεις της ύλης στους 25 ο C: αέρια και στερεά. 20

ΑΛΟΓΌΝΑ Αλογόνα ονοµάζονται τα 5 αµέταλλα στοιχεία της οµάδας 7A του Π.Π. Ό όρος «αλογόνο» σηµαίνει «γεννώ άλας» και υποδηλώνει ότι παράγουν άλατα όταν αντιδρούν µε µέταλλα. Τα αλογόνα έχουν 7 ηλεκτρόνια στην εξωτερική τους στοιβάδα, το οποίο τα καθιστά εξαιρετικά δραστικά. 21

ΕΥΓΕΝΉ ΑΈΡΙΑ Τα 6 ευγενή αέρια βρίσκονται στην οµάδα 8A του Π.Π. Όλα τα ευγενή αέρια έχουν το µέγιστο αριθµό των ηλεκτρονίων στην εξωτερική τους στοιβάδα (2 για το Ήλιο και 8 για τα υπόλοιπα). Αυτή η ηλεκτρονική δοµή τα καθιστά σταθερά. 22

ΣΠΆΝΙΕΣ ΓΑΊΕΣ Οι σπάνιες γαίες βρίσκονται στη οµάδα 3Β, και στις περιόδους 6 η και 7 η του Π.Π. Τα στοιχεία των σπάνιων γαιών αποτελούνται από δύο σειρές στοιχείων, τις Λανθανίδες και τις Ακτινίδες. 23

ΤΟΜΕΊΣ ΤΟΥ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΎ ΠΊΝΑΚΑ Οι τοµείς χαρακτηρίζονται από το είδος των ηλεκτρονίων s, p, d ή f που βρίσκονται στα εξωτερικά τροχιακά του ατόµου s-τοµέα ns 2 np 1 ns 2 np 6 p-τοµέα Μεταβατικά στοιχεία d-τοµέα Αµέταλλα Μέταλλα Ευγενή αέρια Εσω-µεταβατικά στοιχεία f-τοµέα 24

ΆΣΚΗΣΗ Ένα ιόν Μ 2+ από την πρώτη σειρά µεταβατικών µετάλλων έχει τέσσερα ηλεκτρόνια στον υποφλοιό 3d. Ποιο είναι το στοιχείο Μ; Τα µέταλλα µεταπτώσεως της πρώτης σειράς έχουν ηλεκτρονιακή δοµή: [Ar] 4s 2 3d n Για να σχηµατιστεί το κατιόν Μ 2+ θα πρέπει να αποβάλει δύο από τα εξωτερικά ηλεκτρόνια, άρα η ηλεκτρονιακή δοµή του Μ 2+ θα είναι: [Ar] 3d 4 Το στοιχείο Μ θα έχει ηλεκτρονιακή δοµή [Ar] 3d 4 4s 2 ή [Ar] 3d 5 4s 1 Αυτό σηµαίνει ότι το στοιχείο Μ έχει 18 + 6 = 24 e - ή Ζ=24. Άρα Μ=Cr (χρώµιο). 25

ΠΕΡΙΟΔΙΚΈΣ ΙΔΙΌΤΗΤΕΣ ΤΩΝ ΣΤΟΙΧΕΊΩΝ Οι ιδιότητες των στοιχείων σχετίζονται άµεσα µε την ηλεκτρονιακή διαµόρφωση τους. Ιδιότητες που εµφανίζουν περιοδικότητα είναι: Ακτίνες των ατόµων και ιόντων Ενέργεια ιονισµού Ηλεκτρονιοσυγγένια Ηλεκτραρνητικότητα 26

Η ΑΚΤΊΝΑ ΤΩΝ ΑΤΌΜΩΝ ΚΑΙ ΙΌΝΤΩΝ Οµοιοπολική ακτίνα: το ½ της απόστασης δύο οµοιοπυρινικών ατόµων ενωµένων µε απλό χηµικό δεσµό Μεταλλική ακτίνα: το ½ της απόστασης µεταξύ των πυρήνων δυο ατόµων που βρίσκονται σε επαφή στο µεταλλικό πλέγµα Ατοµική ακτίνα: η µεταλλική ακτίνα για µέταλλα ή η οµοιοπολική ακτίνα για όλες τις άλλες περιπτώσεις, πλην των ιοντικών ενώσεων Οµοιοπολική ακτίνα Μεταλλική ακτίνα 27

ΑΤΟΜΙΚΉ ΑΚΤΊΝΑ ΤΩΝ ΚΥΡΊΩΝ ΟΜΆΔΩΝ Μέσα σε µια περίοδο, η ατοµική ακτίνα τείνει να ελαττώνεται από αριστερά προς δεξιά Μέσα σε µια οµάδα, η ατοµική ακτίνα τείνει να αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω 28

ΠΑΡΆΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΆΖΟΥΝ ΤΗΝ ΑΤΟΜΙΚΉ ΑΚΤΊΝΑ Η ατοµική ακτίνα καθορίζεται από το µέγεθος του εξωτερικού τροχιακού του ατόµου, συνεπώς εξαρτάται από: τον κύριο κβαντικό αριθµό (n) το δρών πυρηνικό φορτίο Ζ eff =Z-σ, όπου σ είναι η σταθερά προστασίας ή θωράκισης και εξαρτάται από τον αριθµό των παρεµβαλλοµένων e - και τον τύπο του υποφλοιού στον οποίο βρίσκονται τα e - To Z eff µέσα σε µια περίοδο αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά, ενώ σε µια οµάδα παραµένει σχεδόν σταθερό 29

ΤΆΣΗ ΜΕΤΑΒΟΛΉΣ ΤΩΝ ΑΤΟΜΙΚΏΝ ΑΚΤΊΝΩΝ Για τα στοιχεία των κυρίων οµάδων Μέσα σε µια περίοδο και από αριστερά προς τα δεξιά: O n παραµένει σταθερός και το Z eff αυξάνεται. Συνεπώς, αυξάνεται η έλξη του πυρήνα πάνω στα εξωτερικά ηλεκτρόνια η ατοµική ακτίνα ελαττώνεται Μέσα σε µια οµάδα και από πάνω προς τα κάτω: Το n αυξάνεται και τo Z eff παραµένει σχεδόν σταθερό. Συνεπώς, αυξάνεται η απόσταση του εξωτερικού ηλεκτρονίου από τον πυρήνα η ατοµική ακτίνα αυξάνεται 30

ΤΆΣΗ ΜΕΤΑΒΟΛΉΣ ΤΩΝ ΑΤΟΜΙΚΏΝ ΑΚΤΊΝΩΝ Για τα µεταβατικά στοιχεία Μέσα σε µια περίοδο µεταβατικών στοιχείων και από αριστερά προς τα δεξιά: Η ατοµική ακτίνα ελαττώνεται σηµαντικά διότι το Z eff αυξάνεται. Μετά ελαττώνεται ελαφρά και προς το τέλος της σειράς αυξάνεται Αυτό συµβαίνει διότι στα στοιχεία αυτά συµπληρώνονται τα εσωτερικά d τροχιακά, οπότε η σταθερά θωρακίσεως σ αυξάνεται Η επίδραση του Z eff πάνω στα s e - µειώνεται. Όταν πληθαίνουν τα d e -, η µείωση του δρώντος φορτίου (Z eff ) πάνω στα εξωτερικά s e - προκαλεί αύξηση της ατοµικής ακτίνας 31

ΑΚΤΊΝΑ ΤΩΝ ΙΌΝΤΩΝ Ιοντική ακτίνα: η συνεισφορά ενός ιόντος στην απόσταση µεταξύ των πυρήνων δύο γειτονικών ιόντων σε µια στερεά ιοντική ένωση Ιοντική ακτίνα Ιοντικές ακτίνες 32

ΜΕΤΑΒΟΛΉ ΤΩΝ ΙΟΝΤΙΚΏΝ ΑΚΤΊΝΩΝ Η ακτίνα ενός κατιόντος είναι πάντοτε µικρότερη από την ατοµική ακτίνα του αντίστοιχου ουδέτερου ατόµου. Η ακτίνα ενός ανιόντος είναι πάντοτε µεγαλύτερη από την ατοµική ακτίνα του αντίστοιχου ουδέτερου ατόµου. Μέσα σε µια περίοδο του Π.Π. από αριστερά προς τα δεξιά: Tο µέγεθος των κατιόντων και των ανιόντων µειώνεται. Μέσα σε µια οµάδα του Π.Π. από πάνω προς τα κάτω: Tο µέγεθος των κατιόντων και των ανιόντων αυξάνεται. 33

ΙΟΝΤΙΚΈΣ ΑΚΤΊΝΕΣ ΙΣΟΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΏΝ ΙΌΝΤΩΝ Τα ισοηλεκτρονιακά στοιχεία έχουν τον ίδιο αριθµό ηλεκτρονίων και την ίδια ηλεκτρονική δοµή π.χ. τα ιόντα N 3-, O 2-, F -, Na +, Mg 2+, Al 3+ είναι ισοηλεκτρονιακά Μεταξύ των ισοηλεκτρονικών ιόντων, η ιοντική ακτίνα µειώνεται καθώς ο ατοµικός αριθµός αυξάνεται. 1s 2 2s 2 2p 6 34

ΑΣΚΗΣΗ Τοποθετήστε τα παρακάτω στοιχεία κατά σειρά αυξανόµενης ιοντικής ακτίνας Ca 2+, K + και Al 3+ Τα ιόντα Ca 2+ και K + είναι ισοηλεκτρονιακά (18 e - το καθένα) µε ηλεκτρονιακή διαµόρφωση 3s 2 3p 6. Το Ca 2+ έχει Ζ=20 και το Κ + έχει Ζ=19. Αρά, r(ca 2+ ) < r(k + ). Το ιόν Al 3+ έχει ηλεκτρόνια µόνο στη 2 η στοιβάδα (2s 2 2p 6 ), συνεπώς είναι µικρότερο από τα άλλα δύο ιόντα. Η σειρά των ιόντων µε αυξανόµενη ιοντική ακτίνα είναι: Al 3+ < Ca 2+ < K + 35

ΕΝΈΡΓΕΙΑ ΙΟΝΙΣΜΟΎ Ενέργεια ιονισµού ενός ατόµου ή ιόντος ορίζεται η ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για την αποµάκρυνση του ηλεκτρονίου µε την υψηλότερη ενέργεια (δηλ. του εξώτερου ηλεκτρονίου) από ένα αποµονωµένο άτοµο ή ιόν στη βασική κατάσταση και σε αέρια φάση E(g) E + (g) + e - 36

ΕΝΈΡΓΕΙΕΣ ΙΟΝΙΣΜΟΎ ΕΝΌΣ ΑΤΌΜΟΥ Η ενέργειες ιονισµού (ΕΙ) ενός ατόµου που υφίσταται διαδοχική αποµάκρυνση ενός, δύο, τριών ηλεκτρονίων είναι: E(g) E + (g) + e - E + (g) E 2+ (g) + e - ΕΙ 1 (πρώτου ιονισµού) ΕΙ 2 (δεύτερου ιονισµού) E 2+ (g) E 3+ (g) + e - ΕΙ 3 (τρίτου ιονισµού) Όπου ΕΙ 3 > ΕΙ 2 > ΕΙ 1 (?) Για παράδειγµα, οι ενέργειες ιονισµού του Li είναι 256 (ΕΙ 1 ), 7297 (ΕΙ 2 ) και 11810 (ΕΙ 3 ) KJ/mol 37

ΕΝΈΡΓΕΙΑ ΠΡΏΤΟΥ ΙΟΝΙΣΜΟΎ ΣΥΝΑΡΤΉΣΕΙ ΤΟΥ ΑΤΟΜΙΚΟΎ ΑΡΙΘΜΟΎ 38

Η ΕΝΈΡΓΕΙΑ ΠΡΏΤΟΥ ΙΟΝΙΣΜΟΎ ΜΕΡΙΚΏΝ ΣΤΟΙΧΕΊΩΝ 899 801 4Β 3Α Μέσα σε κάθε περίοδο οι τιµές ΕΙ τείνουν να αυξάνονται, µε εξαίρεση στις ΕΙ των στοιχείων στις οµάδες 3Α και 4Β. Μέσα σε µια οµάδα η ΕΙ µειώνεται από πάνω προς τα κάτω. Ενέργεια πρώτου ιονισµού 39

ΆΣΚΗΣΗ Γιατί η Ι 3 του µαγνησίου είναι πολύ µεγαλύτερη από την Ι 2 (Ι 3 >> Ι 2 ); 40

ΕΞΉΓΗΣΗ ΤΩΝ ΤΆΣΕΩΝ ΜΕΤΑΒΟΛΉΣ ΤΗΣ ΕΝΈΡΓΕΙΑΣ ΙΟΝΙΣΜΟΎ Ένα ηλεκτρόνιο έλκεται ισχυρότερα όσο µεγαλύτερος είναι ο ατοµικός αριθµός (Ζ) και όσο µικρότερη είναι η ατοµική ακτίνα. Γενικά ισχύει: Μέσα σε µια οµάδα του Π.Π. και από πάνω προς τα κάτω: Η ατοµική ακτίνα αυξάνεται, ενώ το Ζ eff παραµένει σχεδόν αµετάβλητο η ΕΙ 1 ελαττώνεται Μέσα σε µια περίοδο του Π.Π. και από αριστερά προς τα δεξιά: η ατοµική ακτίνα ελαττώνεται, ενώ το Ζ eff αυξάνεται η ΕΙ 1 αυξάνεται Εξαιρέσεις: Όταν το ηλεκτρόνιο είναι συζευγµένο (βρίσκεται στο ίδιο τροχιακό µε ένα άλλο e), π.χ. οµάδες 3Α και 6A. π.χ. ΕΙ 1 (Β) < ΕΙ 1 (Be) και ΕΙ 1 (Ο) < ΕΙ 1 (Ν) 41

ΆΣΚΗΣΗ Τοποθετήστε τα παρακάτω στοιχεία κατά σειρά αυξανόµενης ενέργειας πρώτου ιονισµού. Na, Ar, Al και Cl Όλα τα στοιχεία ανήκουν στη 3 η Περίοδο, η ενέργεια ιονισµού αυξάνεται γενικώς από αριστερά προς τα δεξιά. Από αριστερά προς τα δεξιά, η σειρά των στοιχείων στον Π.Π. είναι Na, Al, Cl, Ar Εξαιρέσεις υπάρχουν στις οµάδες ΙΙΙΑ και VIA. Κανένα από τα στοιχεία δεν υπάγεται στις εξαιρέσεις. Άρα, η κατάταξη κατά σειρά αυξανόµενης ενέργειας ιονισµού είναι: Na < Al < Cl < Ar 42

ΆΣΚΗΣΗ Τοποθετήστε τα παρακάτω στοιχεία κατά σειρά αυξανόµενης ενέργειας πρώτου ιονισµού. Mg, Si, Al και Na Όλα τα στοιχεία ανήκουν στη 3 η Περίοδο, η ενέργεια ιονισµού αυξάνεται γενικώς από αριστερά προς τα δεξιά. Από αριστερά προς τα δεξιά, η σειρά των στοιχείων στον Π.Π. είναι Na, Mg, Al, Si Εξαιρέσεις υπάρχουν στις οµάδες 3Α και 6A. To Al είναι ένα στοιχείο της οµάδας 3Α µε ένα µόνο e - στα εξωτερικά p τροχιακά του: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Άρα, η κατάταξη κατά σειρά αυξανόµενης ενέργειας ιονισµού είναι: Na<Al<Mg<Si 43

ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΟΣΥΓΓΈΝΕΙΑ Η ηλεκτρονιακή συγγένεια (ΗΣ) είναι η µεταβολή ενέργειας που λαµβάνει χώρα όταν ένα ηλεκτρόνιο προστίθεται στην τροχιά σθένους ενός ουδέτερου ατόµου που βρίσκεται στη θεµελιώδη κατάσταση και σε αέρια φάση. Ε(g) + e - E - (g) + ενέργεια (ΗΣ 1 ) (π.χ. Cl(g) + e - Cl - (g) ΔΕ=-328 ΚJ/mol) Ανάλογα ορίζεται η δεύτερη (HΣ 2 ), η τρίτη (ΗΣ 3 ) ηλεκτρονιακή συγγένεια, κοκ Για παράδειγµα, Ο(g) + e - O - (g) Ο - (g) + e - O 2- (g) (ΗΣ 1 = -141 κj/mol) (ΗΣ 2 = +845 κj/mol) 44

ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΟΣΥΓΓΈΝΕΙΑ Όσο πιο αρνητική είναι η τιµή της ΗΣ τόσο µεγαλύτερη είναι η τάση ενός ατόµου να πάρει ένα ηλεκτρόνιο Μεγάλη αρνητική τιµή ΗΣ πολύ σταθερό αρνητικό ιόν Μικρή αρνητική τιµή ΗΣ λιγότερο σταθερό αρνητικό ιόν Τιµές ΗΣ > 0 υποδηλώνουν ασταθή ιόντα 45

ΜΕΤΑΒΟΛΉ ΤΗΣ ΗΣ ΜΈΣΑ ΣΤΟΝ Π.Π. Η ηλεκτρονική συγγένεια ενός ατόµου είναι ίδια µε την ενέργεια ιονισµού του αντίστοιχου ανιόντος. Η ΗΣ µεταβάλλεται στον Π.Π. παρόµοια µε την ΕΙ και εξαρτάται από την ατοµική ακτίνα και το δρών φορτίο του πυρήνα (Ζ eff ). Μέσα σε µια οµάδα του Π.Π. και από πάνω προς τα κάτω: H ατοµική ακτίνα αυξάνεται, ενώ το Ζ eff παραµένει σχεδόν σταθερό η ΗΣ 1 ελαττώνεται (ως αρνητική τιµή). Μέσα σε µια περίοδο του Π.Π. και από αριστερά προς τα δεξιά: H ατοµική ακτίνα ελαττώνεται, ενώ το Ζ eff αυξάνεται η ΗΣ 1 αυξάνεται (ως αρνητική τιµή). Τα αλογόνα (ns 2 np 5 ) έχουν τις µεγαλύτερες (αρνητικές) τιµές ΗΣ 1 Οι δεύτερες ηλεκτροσυγγένειες (ΗΣ 2 ) είναι πάντοτε θετικές 46

Η ΗΛΕΚΤΡΟΣΥΓΓΈΝΕΙΑ ΣΑΝ ΣΥΝΆΡΤΗΣΗ ΤΟΥ ΑΤΟΜΙΚΟΎ ΑΡΙΘΜΟΎ Η ΗΣ γίνεται πιο αρνητική από την οµάδα ΙΑ προς την οµάδα VIIA. Εξαιρέσεις τα στοιχεία των οµάδων ΙΙΑ και VA. 47

ΆΣΚΗΣΗ Τοποθετήστε τα παρακάτω στοιχεία κατά σειρά αυξανόµενης ηλεκτρονιακής συγγένειας (ως αρνητική τιµή). K, Br, Cs και Cl Η ηλεκτρονιακή συγγένεια αυξάνεται γενικώς µέσα σε µια περίοδο από αριστερά προς τα δεξιά. Εξαίρεση αποτελούν τα στοιχεία των οµάδων ΙΙΑ (Be) και VA (N) Έπειτα, µέσα σε µια οµάδα αυξάνεται από κάτω προς τα πάνω. Άρα, η κατάταξη κατά σειρά αυξανόµενης ηλεκτρονιακής συγγένειας είναι: Cs < K < Br < Cl 48

ΆΣΚΗΣΗ Ποιο είναι πιο οξειδωτικό το Cl 2 ή το F 2 ; To F έχει µικρότερη ΗΣ 1 (ως αρνητική τιµή) από το Cl (ΔΕ (ΗΣ) = 18 κj/mol), διότι τα στοιχεία της πρώτης σειράς των κυρίων οµάδων του Π.Π. έχουν µεγαλύτερη συσσώρευση ηλεκτρονικού νέφους. Άρα, το Cl έχει µεγαλύτερη τάση να προσλάβει e - Ωστόσο, το F έχει µικρότερη ενέργεια διάσπασης του δεσµού F-F από το Cl στο µόριο Cl 2 (ΔΕ (bond) = 84,5 κj/mol) Συνεπώς, το F 2 είναι πιο οξειδωτικό από το Cl 2. F 2 + 2e - 2F - 49

ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΌΤΗΤΑ Η ηλεκτραρνητικότητα (χ) είναι το µέτρο της τάσης ενός στοιχείου ή µορίου να έλκει προς το µέρος του τα ηλεκτρόνια. Η ηλεκτραρνητικότητα σχετίζεται µε την ηλεκτρονιοσυγγένεια, χωρίς να είναι το ίδιο. 50

ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΌΤΗΤΑ Ο Linus Pauling (1901-1996, Nobel 1954 στη Χηµεία και το 1962 για την Ειρήνη) εισήγαγε το 1935 την έννοια της ηλεκτραρνητικότητας Αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά και από κάτω προς τα πάνω µέσα στον Π.Π. Το F είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο (4 στη κλίµακα του Pauling) 51

ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΌΤΗΤΑ ΚΑΙ ΧΗΜΙΚΌΣ ΔΕΣΜΌΣ Δύο στοιχεία µε σηµαντική διαφορά ηλεκτραρνητικότητας τείνουν να αντιδράσουν µεταξύ τους και να σχηµατίσουν ιοντικό δεσµό (ιοντική ένωση). Το λιγότερο ηλεκτραρνητικό στοιχείο δίνει τα ηλεκτρόνιά του στο περισσότερο ηλεκτραρνητικό. Δύο στοιχεία µε παρόµοια ηλεκτραρνητικότητα σχηµατίζουν οµοιοπολικό δεσµό. 52

ΜΑΓΝΗΤΙΚΈΣ ΙΔΙΌΤΗΤΕΣ ΑΤΌΜΩΝ ΚΑΙ ΙΌΝΤΩΝ Κάθε άτοµο, ιόν ή µόριο το οποίο έχει ένα ή περισσότερα ασύζευκτα ηλεκτρόνια είναι παραµαγνητικό. Η ουσία αυτή έλκεται ασθενώς από ένα µαγνητικό πεδίο. π.χ. 26 Fe: [Ar]3d 6 4s 2 Η ουσία που έχει συζευγµένα ηλεκτρόνια είναι διαµαγνητική. Η ουσία αυτή δεν έλκεται ή και απωθείται ελαφρά από ένα µαγνητικό πεδίο. π.χ. 17 Cl - : [Ne]3s 2 3p 6 4 ασύζευκτα e - κανένα ασύζευκτο e - 53

ΖΥΓΌΣ GOUY ΓΙΑ ΤΗ ΜΈΤΡΗΣΗ ΤΟΥ ΠΑΡΑΜΑΓΝΗΤΙΜΟΎ ΜΙΑΣ ΟΥΣΊΑΣ Αν το δείγµα έλκεται εντός του µαγνητικού πεδίου, τότε πάνω στον αριστερό δίσκο ενός ζυγού θα ασκηθεί µια δύναµη µε φορά προς τα κάτω. Η δύναµη αυτή αντισταθµίζεται µε σταθµά που τοποθετούνται στον δεξιό δίσκο. Τα σταθµά είναι ανάλογα προς τον παραµαγνητισµό της ουσίας. δείγµα µαγνήτης 54

ΠΕΡΙΟΔΙΚΌΤΗΤΑ ΣΤΙΣ ΦΥΣΙΚΈΣ ΙΔΙΌΤΗΤΕΣ ΤΩΝ ΣΤΟΙΧΕΊΩΝ Μέσα σε µια οµάδα του Π.Π., το σηµείο ζέσεως και το σηµείο τήξης των στοιχείων γενικά αυξάνουν από πάνω προς τα κάτω. Μέσα σε µια περίοδο του Π.Π., η ηλεκτρική και θερµική αγωγιµότητα ελαττώνονται από αριστερά προς τα δεξιά. π.χ. Na, Mg = καλοί αγωγοί του ηλεκτρισµού Si = ηµιαγωγός S, Cl = κακοί αγωγοί του ηλεκτρισµού 55

ΠΕΡΙΟΔΙΚΌΤΗΤΑ ΣΤΙΣ ΧΗΜΙΚΈΣ ΙΔΙΌΤΗΤΕΣ ΤΩΝ ΣΤΟΙΧΕΊΩΝ Μέσα σε µια περίοδο του Π.Π., η αναγωγική ισχύς των στοιχείων ελαττώνεται από αριστερά προς τα δεξιά. π.χ. το Κ είναι ισχυρότερο αναγωγικό από το Ca διότι έχει µικρότερη ενέργεια ιονισµού Τα αλογόνα είναι ισχυρά οξειδωτικά διότι έχουν µεγάλη ηλεκτροσυγγένεια. Το F 2 είναι το ισχυρότερο οξειδωτικό στοιχείο(;) 56

ΑΝΑΓΩΓΙΚΉ ΙΣΧΎΣ ΤΩΝ ΜΕΤΆΛΛΩΝ Κάλιο Ασβέστιο Το κάλιο αντιδρά βίαια µε το νερό και αναφλέγεται 2Κ(s) + 2H 2 O(l) 2KOH(aq) + H 2 Το ασβέστιο αντιδρά µε το νερό χωρίς ανάφλεξη Ca(s) + 2H 2 O(l) Ca(OH) 2 (aq) + H 2 57 http://jchemed.chem.wisc.edu

ΟΞΕΙΔΩΤΙΚΉ ΙΣΧΎΣ ΤΩΝ ΑΛΟΓΌΝΩΝ Cl 2 2Na(s) + Cl 2 (g) 2NaCl(s) Το χλώριο (µεγάλη ΗΣ 1 ) αντιδρά βίαια µε το νάτριο (µικρή ΕΙ 1 ) σχηµατίζοντας το ιοντικό στερεό NaCl 58 http://jchemed.chem.wisc.edu

ΔΙΑΓΩΝΙΑΚΉ ΣΥΣΧΈΤΙΣΗ Μέσα σε µια οµάδα του Π.Π., η ατοµική ακτίνα αυξάνει και η ενέργεια ιονισµού ελαττώνεται από πάνω προς τα κάτω (αύξηση του ατοµικού αριθµού). Μέσα σε µια περίοδο του Π.Π., η ατοµική ακτίνα ελαττώνεται και η ενέργεια ιονισµού αυξάνει από αριστερά προς τα δεξιά. Ενέργεια ιονισµού Ατοµική ακτίνα 59

ΔΙΑΓΩΝΙΑΚΉ ΣΥΣΧΈΤΙΣΗ Διαγώνια υπάρχει κάποια σχέση µεταξύ των χηµικών ιδιοτήτων των στοιχείων. π.χ. Li-Mg, Be-Al, B-Si Τα ζεύγη των στοιχείων αυτών εµφανίζουν παρόµοιες χηµικές ιδιότητες. Αυτό οφείλεται στις παρόµοιες πυκνότητες φορτίων των αντίστοιχων κατιόντων Ενέργεια ιονισµού Ατοµική ακτίνα 60