Στην κβαντομηχανική ο χώρος μέσα στον οποίο κινείται το ηλεκτρόνιο γύρω από τον πυρήνα παύει να περιγράφεται από μια απλή τροχιά, χαρακτηριστικό του μοντέλου του Bohr, αλλά περιγράφεται ο χώρος μέσα στον οποίο μπορεί να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο μέσω μιας κυματικής συνάρτησης (Ψ). Η κυματική συνάρτηση (αλλιώς τροχιακό) είναι μια πολύπλοκη τρισδιάστατη μαθηματική συνάρτηση της οποίας αν πάρουμε το τετράγωνο (Ψ 2 ) μπορούμε να βρούμε την πιθανότητα ένα ηλεκτρόνιο να βρίσκεται σε μια συγκεριμένη περιοχή γύρω από τον πυρήνα.
-Κάθε ηλεκτρόνιο στην κβαντομηχανική περιγράφεται από τέσσερις διαφορετικούς κβαντικούς αριθμούς (n, l, ml, ms). -Οι τρεις πρώτοι κβαντικοί αριθμοί καθορίζουν το τρισδιάστατο σχήμα στο χώρο της κυματικής συνάρτησης ενώ ο τέταρτος αναφέρεται σε μια μαγνητική ιδιότητα των ηλεκτρονίων το οποίο ονομάζεται spin. 1. Το n (Κύριος κβαντικός αριθμός, principal quantum number) αντιστοιχεί στη στιβάδα και περιγράφει το μέγεθος του τροχιακού (δηλαδή χώρου) μέσα στον οποιο μπορεί να βρεθεί το ηλεκτρόνιο. Όσο μεγαλύτερο είναι ο n τόσο πιο μεγάλη είναι η μέση απόσταση του ηλεκτρόνιου από τον πυρήνα. Γράμμα Κ L Μ Ν n 1 2 3 4 π.χ s τροχιακό Αύξηση μεγέθους τροχιακού
2. Το l αντιστοιχεί στην υποστιβάδα (Κβαντικός αριθμός της στροφορμής, Subshell quantum number, l) και περιγράφει το σχήμα του τροχιακού. O κβαντικός αριθμός της στροφορμής παίρνει τιμές 0,1,2,3,...(n-1). Γράμμα s p d f l 0 1 2 3 3. Το ml αντιστοιχεί στο τροχιακό (Μαγνητικός Κβαντικός Αριθμός, Magnetic quantum number, ml) και περιγράφει τον προσανατολισμό του τροχιακού στο χώρο. Περιγράφει τις υποδιαιρέσεις των ατομικών τροχιακών, δηλαδή ισοδύναμης ενέργειας τροχιακά (εκφυλισμένα τροχιακά), τα οποία διαφοροποιούνται χωρικά ως προς την περιοχή στην οποία εμφανίζεται η μεγαλύτερη ηλεκτρονική πυκνότητα. -Παίρνει όλες τις ακέραιες τιμές από l έως +l. Συνεπώς, το τροχιακό s (l = 0) είναι μοναδικό, ενώ υπάρχουν τρία ισοδύναμα p τροχιακά (l = 1), πέντε ισοδύναμα d τροχιακά (l = 2) και επτά ισοδύναμα f τροχιακά (l = 3).
4.Το m αντιστοιχεί ιδιοστροφορμή (Κβαντικός Αριθμός του Spin S Electron Spin Quantum number, m ). S Περιγράφει το προσανατολισμό του spin του ηλεκτρονίου. Επειδή τα ηλεκτρόνια είναι ηλεκτρικά φορτισμένα, συμπεριφέρονται σαν μικροσκοπικοί μαγνήτες, αποκτώντας μαγνητική ροπή. Η περιστροφή των ηλεκτρονίων γύρω από τον εαυτό τους μπορεί να έχει δύο προσανατολισμούς, όπως φαίνεται στο σχήμα. Ο κβαντικός αριθμός του spin ms παίρνει δύο τιμές, την + ½ και την ½ που εκφράζουν τις δύο αντίθετες κατευθύνσεις της μαγνητικής τους ροπής.
S ατομικό τροχιακό Τα 7 f τροχιακά
Συνοπτικά σήμερα γνωρίζουμε: Η ακτινοβολία εκπέμπεται όχι με συνεχή τρόπο, σε μικρά πακέτα (κβάντα). Κάθε κινούμενο σωματίδιο παρουσιάζει διττή φύση δηλαδή φύση σωματιδίου (κβάντα) και κύματος (ηλεκτρομαγνητικού). Είναι αδύνατο να προσδιορίσουμε ταυτόχρονα ορμή (άρα και ταχύτητα ) και θέση ενός ηλεκτρονίου. (αρχή της αβεβαιότητας ή απροσδιοριστίας). Δεν είναι δυνατό στο ίδιο άτομο να υπάρχουν 2 ή περισσότερα ηλεκτρόνια με την ίδια τετράδα κβαντικών αριθμών. Αρχή Ελάχιστης Ενέργειας. Τα ηλεκτρόνια καταλαμβάνουν πρώτα τα διαθέσιμα ατομικά τροχιακά χαμηλότερης ενέργειας και μετά τα τροχιακά υψηλότερης ενέργειας δημιουργώντας μια δομή με τη μικρότερη δυνατή ενέργεια.
Π ε ρ ί ο δ ο ι ΟΜΑΔΕΣ ΟΜΑΔΕΣ
Περιοδικότητα Όταν τα στοιχεία κατατάσσονται κατά σειρά αυξανόμενου ατομικού αριθμού, τότε εμφανίζεται περιοδικά επανάληψη των φυσικών και χημικών τους ιδιοτήτων. Περίοδοι: Καλούνται οι οριζόντιες σειρές του περιοδικού πίνακα (Π.Π.). Υπάρχουν 7 περίοδοι στον Π.Π.. Ομάδες (ή οικογένειες): Καλούνται οι κάθετες στήλες του περιοδικού πίνακα (Π.Π.) Υπάρχουν 18 ομάδες στον Π.Π.. Τα στοιχεία μίας ομάδας εμφανίζουν παρόμοιες φυσικές και χημικές ιδιότητες. Ηλεκτρόνια σθένους Τα ηλεκτρόνια στη στάθμη με τον μεγαλύτερο κύριο κβαντικό αριθμό. Καθορίζουν τις χημικές ιδιότητες των στοιχείων.
Διάταξη των ηλεκτρονίων στα άτομα
Ατομική ακτίνα Η ατομική ακτίνα μειώνεται από αριστερά προς τα δεξιά μέσα σε μία περίοδο. Κατά μήκος μίας περιόδου : τα ηλεκτρόνια προστίθενται στην ίδια (υπο)στιβάδα. το πυρηνικό φορτίο αυξάνει. τα ηλεκτρόνια έλκονται ισχυρότερα από τον πυρήνα.
Η ατομική ακτίνα αυξάνεται: Από πάνω προς τα κάτω μέσα σε μία ομάδα (αύξηση του ατομικού αριθμού). Όπως κατεβαίνουμε στην ομάδα, σε κάθε περίοδο, έχει προστεθεί μία στιβάδα, άρα τα άτομα γίνονται μεγαλύτερα σε μέγεθος.
Ατομικές και ιοντικές ακτίνες στοιχείων και ιόντων
Ομαδοποίηση στοιχείων με βάση την ηλεκτρονική δομή τους (ηλεκτρόνια εξωτερικής στοιβάδας)
Ομαδοποίηση Στοιχείων Ομάδα Α Ομάδα IA(1) :+1 σθένος. Αλκάλια μέταλλα, εκτός Υδρογόνου Ομάδα IIA (2):+2 σθένος. Αλκαλικές γαίες μέταλλα Ομάδα VIIA (17): Αλογόνα όπου έχουμε 5 ηλεκτρόνια σε p-τροχιακά και 2 σε s-τροχιακά. Στη φύση τα στοιχεία αυτά προσλαμβάνουν 1 ηλεκτρόνιο και σχηματίζουν τελικά σθένος -1. Ομάδα VIIΙA (18) (Ευγενή αέρια): σθένος = 0. Όλα τα τροχιακά είναι συμπληρωμένα. Ομάδα Β Μέταλλα μετάπτωσης (στοιχεία d τομέα) Λανθανίδες & Ακτινίδες (Εσωτερικά Στοιχεία Μετάπτωσης, f τομέα)
ΜΕΤΑΛΛΑ, ΑΜΕΤΑΛΛΑ ΚΑΙ ΜΕΤΑΛΛΟΕΙΔΗ
Ιδιότητες που οφείλονται στην ηλεκτρονική δομή της εξωτερικής στιβάδας Ενέργεια ιονισμού (Ionization potential) Ενέργεια που απαιτείται για την απομάκρυνση ενός εξωτερικού ηλεκτρονίου από ένα άτομο. Ηλεκτρονιακή συγγένεια (Electron affinity) Η ενέργεια που απελευθερώνεται όταν ένα ηλεκτρόνιο προσλαμβάνεται από ένα άτομο. Ηλεκτραρνητικότητα (Electronegativity) Η ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να έλκει προς το μέρος του ηλεκτρόνια ονομάζεται ηλεκτραρνητικότητα και προσδιορίζεται από τη σχέση: )/ 2 Εηλκτραρνητικότητας=(Ειοντισμού-Εηλεκτροσυγγένεια
Οι τιμές της ηλεκτραρνητικότητας για τα στοιχεία του περιοδικού πίνακα Όταν η διαφορά της ηλεκτραρνητικότητας είναι: μεγαλύτερη του 1,9 ο δεσμός είναι ιοντικός μικρότερη από 0,5 ο δεσμός είναι ομοιοπολικός μη πολωμένος και αν είναι μεταξύ 0,5 και 1,9 είναι ομοιοπολικός μη πολωμένος.
-τα μέταλλα είναι δότες ηλεκτρονίων (μικρές τιμές ηλεκτραρνητικότητας) -τα αμέταλλα είναι δέκτες ηλεκτρονίων (μεγάλες τιμές ηλεκτραρνητικότητας).
Σθένος Σύμφωνα με την κλασική θεωρία (Kekulė), σθένος ενός στοιχείου είναι ο αριθμός των ατόμων υδρογόνου με τα οποία ενώνεται ένα άτομο αυτού του στοιχείου. Έτσι, για παράδειγμα, στις ενώσεις HCl, H O, NH και CH τα σθένη των στοιχείων Cl, Ο, Ν και C είναι 2 3 4 αντίστοιχα οι αριθμοί 1, 2, 3 και 4. Τα σθένη που ορίσθηκαν με αυτό τον τρόπο ήταν ακέραιοι αριθμοί που κυμαίνονταν από 1 μέχρι 8. Σύμφωνα με την ηλεκτρονική θεωρία του σθένους (Kossel, Lewis), το σθένος ενός στοιχείου οριζεται από τον αριθμό των ηλεκτρονίων τα οποία ένα άτομο αυτού του στοιχείου προσλαμβάνει, αποβάλλει ή συνεισφέρει για σχηματισμό δεσμών. Το ηλεκτρονικό αυτό σθένος διακρίνεται σε ετεροπολικό σθένος (θετικό ή αρνητικό) και σε ομοιοπολικό σθένος, ανάλογα με το είδος του σχηματιζόμενου δεσμού. Για παράδειγμα, στην ιοντική ένωση NaCl το Na χαρακτηριζόταν με θετικό ετεροπολικό σθένος +1 και το Cl με αρνητικό ετεροπολικό σθένος 1. Στην ομοιοπολική ένωση CCl, το ομοιοπολικό σθένος 4 του C ήταν 4 και του Cl 1.
Αριθμός οξείδωσης Τελευταία χρησιμοποιείται η έννοια του αριθμού οξείδωσης αντί του σθένους. Ως αριθμός οξείδωσης ενός ατόμου μέσα σε μια ένωση ορίζεται το φορτίο που θα είχε το άτομο, αν τα ηλεκτρόνια από κάθε δεσμό στον οποίον συμμετέχει το άτομο αυτό, θεωρούντο ότι ανήκουν εξ ολοκλήρου στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο του δεσμού. Δηλαδή ο αριθμός οξείδωσης είναι: το σθένος του στοιχείου αν πρόκειται για ιοντική ένωση και είναι ίσο με το φορτίο του ιόντος που έχουμε. Ο αριθμός οξείδωσης ενός ιόντος σε μια ιοντική ένωση είναι το πραγματικό φορτίο του ιόντος. Το φαινομενικό φορτίο που θα αποκτήσει το άτομο, αν τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων αποδοθούν στο ηλεκτραρνητικότερο άτομο σε μία ομοιοπολική ένωση. Σε μία ομοιοπολική ένωση δεν μπορούμε να μιλάμε για ιόντα αλλά για μόρια. Αυτό σημαίνει ότι έχουμε συμφωνήσει (συμβατικά) να θεωρούμε σαν φορτίο τα ηλεκτρόνια που υποτίθεται ότι έχει πάρει ή δώσει ένα στοιχείο μέσα στην ένωση αν μοιράσουμε τα ηλεκτρόνια με βάση κάποιους κανόνες.
Τιμές των Α.Ο. για τα περισσότερο γνωστά στοιχεία
Κανόνες για τον υπολογισμό των αριθμών οξείδωσης (Α.Ο.) στοιχείων σε ενώσεις 1. Κάθε στοιχείο σε ελεύθερη κατάσταση έχει Α.Ο. ίσο με το μηδέν. Αυτό ισχύει ανεξάρτητα από το αν το στοιχείο είναι μέταλλο ή αμέταλλο μονοατομικό ή πολυατομικό στοιχείο. 2. Το Η στις ενώσεις του έχει Α.Ο ίσο με +1, εκτός από τις ενώσεις του με τα μέταλλα (υδρίδια) που έχει 1. Η συνήθης τιμή του Η είναι +1 : π.χ Η 2 (+1)Ο, ενώ όταν είναι με μέταλλο είναι -1, επειδή τα μέταλλα μόνο δίνουν ηλεκτρόνια: ΝαΗ(-1). 3. Το F στις ενώσεις του έχει πάντοτε Α.Ο ίσο με 1. 4. Το Ο στις ενώσεις του έχει Α.Ο ίσο με 2, εκτός από τα υπεροξείδια (που έχουν την ομάδα -Ο-Ο-), στα οποία έχει 1, και την ένωση OF (οξείδιο του 2 φθορίου), στην οποία έχει +2. 5. Τα αλκάλια, π.χ. Na, K, έχουν πάντοτε Α.Ο. +1, και οι αλκαλικές γαίες, π.χ. Ba, Ca, Mg, έχουν πάντοτε Α.Ο. +2. 6. Το αλγεβρικό άθροισμα των Α.Ο όλων των ατόμων σε μία ένωση είναι ίσο με το μηδέν. 7. Το αλγεβρικό άθροισμα των Α.Ο όλων των ατόμων σε ένα πολυατομικό ιόν είναι ίσο με το φορτίο του ιόντος.