YΛΗ - ΥΛΙΚΑ Ε Ι Σ Α Γ Ω Γ Η ΧΗΜΕΙΑ: Επιστήμη που ασχολείται με τη σύσταση και τη δομή των υλικών, καθώς και με τη μελέτη των μεταβολών στις οποίες υπόκεινται τα υλικά. Χημεία Πειραματική Επιστήμη Πείραμα: Παρατήρηση ενός φαινομένου που διεξάγεται με ελεγχόμενο τρόπο, ώστε τα αποτελέσματά του να μπορούν να αναπαραχθούν και να εξαχθούν λογικά συμπεράσματα. Νόμος: Περιεκτική διατύπωση ή μαθηματική εξίσωση για κάποια θεμελιώδη σχέση ή κανονικότητα της φύσης. Υπόθεση: Προσωρινή ερμηνεία μιας κανονικότητας που παρατηρείται. Θεωρία: Ερμηνεία βασικών φυσικών φαινομένων. 1
ΕΠΙΣΤΗΜΟΝΙΚΗ ΜΕΘΟΔΟΣ ΠΕΙΡΑΜΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ Υπόθεση Επιπλέον πειράματα Αρνητικά αποτελέσματα Θετικά αποτελέσμα τα Θεωρία Επιπλέον πειράματα 2
ΦΥΣΙΚΗ ΚΑΙ ΧΗΜΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ ΤΗΣ ΥΛΗΣ Βάρος: Το βάρος ενός αντικειμένου είναι η δύναμη της βαρύτητας που ασκείται πάνω του. Μάζα: Μάζα ενός αντικειμένου είναι η ποσότητα ύλης που αυτό περιέχει. Ιδιότητες υλικών: Φυσικές και χημικές Φυσική ιδιότητα: Ιδιότητα ενός υλικού την οποία μπορούμε να παρατηρήσουμε χωρίς να μεταβάλουμε τη χημική σύσταση του υλικού. Χημική ιδιότητα: Ιδιότητα ενός υλικού που συνεπάγεται που συνεπάγεται χημική μεταβολή του υλικού. 3
Φυσική κατάσταση της ύλης Στερεό Υγρό Αέριο Στερεό: Μορφή ύλης που είναι ασυμπίεστη και έχει σταθερό όγκο και σχήμα. Υγρό: Μορφή ύλης που είναι ρευστή και ασυμπίεστη. Έχει σταθερό όγκο αλλά όχι σταθερό σχήμα. Αέριο: Μορφή ύλης που είναι συμπιεστή και ρευστή. Χημική κατάσταση της ύλης Στοιχεία Ενώσεις Μίγματα Στοιχείο: Είναι μία ουσία η οποία δεν μπορεί να διασπαστεί μέσω οποιασδήποτε χημικής αντίδρασης σε απλούστερες ουσίες. 4
Ένωση: Είναι μία ουσία που αποτελείται από δύο ή περισσότερα στοιχεία χημικά ενωμένα. Μίγμα: Είναι υλικό που μπορεί να διαχωριστεί με φυσικό τρόπο σε δύο ή περισσότερες ουσίες. Ετερογενές μίγμα: το μείγμα εκείνο που δεν έχει ενιαία σύσταση σε όλη του την έκταση και τα συστατικά του διακρίνονται με γυμνό μάτι ή μικροσκόπιο. Ομογενές μίγμα: το μείγμα εκείνο που έχει ενιαία σύσταση και ίδιες ιδιότητες σε όλη του την έκταση. Φάση είναι τμήμα ενός φυσικού συστήματος (αερίου, υγρού ή στερεού) το οποίο είναι ομογενές ως προς τη σύσταση και τις ιδιότητές του, έχει διακριτά όρια και μπορεί να διαχωριστεί από άλλες φάσεις με φυσικό τρόπο. 5
Μετρήσεις και σημαντικά ψηφία Μέτρηση είναι η σύγκριση μιας ποσότητας με μια μονάδα μέτρησης, δηλ. με ένα καθορισμένο πρότυπο μέτρησης. Οι μετρήσεις υπόκεινται σε πειραματικά σφάλματα. Επαναληψιμότητα (Ρrecision): αναφέρεται στο πόσο κοντά μεταξύ τους είναι τα αποτελέσματα των μετρήσεων. Ακρίβεια (Accuracy): δείχνει πόσο κοντά είναι το αποτέλεσμα μιας μεμονωμένης μέτρησης προς την αληθινή τιμή. Σημαντικά ψηφία είναι όλα τα βέβαια ψηφία μιας μέτρησης, συν ένα τελικό ψηφίο το οποίο χαρακτηρίζεται από κάποια αβεβαιότητα. Αριθμός σημαντικών ψηφίων είναι ο αριθμός των αναγραφόμενων ψηφίων στην τιμή μιας μετρημένης ή υπολογιζόμενης ποσότητας, ο οποίος δείχνει την επαναληψημότητα της τιμής. 6
Κανόνες στην απαρίθμηση σημαντικών ψηφίων Όλα τα ψηφία είναι σημαντικά, εκτός από μηδενικά στην αρχή του αριθμού. Μηδενικά στο τέλος του αριθμού είναι σημαντικά όταν είναι δεξιά της υποδιαστολής. Σημαντικά ψηφία σε υπολογισμούς Πολλαπλασιασμός και διαίρεση: όταν πολλαπλασιάζουμε ή διαιρούμε μετρημένες ποσότητες, δίνουμε το τελικό αποτέλεσμα με τόσα σημαντικά ψηφία, όσα έχει και η μέτρηση με τα λιγότερα σημαντικά ψηφία. Πρόσθεση και αφαίρεση: Όταν προσθέτουμε ή αφαιρούμε ποσότητες, δίνουμε το τελικό αποτέλεσμα με τόσα σημαντικά ψηφία, όσα έχει και η μέτρηση με τα λιγότερα δεκαδικά ψηφία. 7
Στρογγύλεμα Στρογγύλεμα είναι η διαδικασία απόρριψης σημαντικών ψηφίων σε ένα αποτέλεσμα υπολογισμών και τροποποίησής του τελευταίου ψηφίου που μένει. 1. Αν αυτό το ψηφίο είναι 5 ή μεγαλύτερο, τότε προσθέτουμε μία μονάδα στο ψηφίο που προηγείται και απορρίπτουμε όλα τα άλλα ψηφία που βρίσκονται δεξιά του. 2. Αν αυτό είναι μικρότερο του 5, τότε απλά το απορρίπτουμε μαζί με όλα τα άλλα ψηφία δεξιά του. 8
Μονάδες SI Το Διεθνές σύστημα μονάδων υιοθετήθηκε το 1960 και είναι μια ειδική επιλογή μονάδων. Έχει επτά βασικές μονάδες SI. Βασικές μονάδες στο SI. Ποσότητα Μονάδα Σύμβολο Μήκος μέτρο m Μάζα χιλιόγραμμο kg Χρόνος δευτερόλεπτα s Θερμοκρασία κέλβιν K Ποσότητα ουσίας μολ mol Ηλεκτρικό ρεύμα αμπέρ A Ένταση φωτός κανδήλα cd Παράγωγες μονάδες Παράγονται από τις βασικές μονάδες π.χ. Μονάδα ταχύτητας στο SI = μονάδα απόστασης στο SI /μονάδα χρόνου στο SI = m/s. 9
ΔΟΜΗ ΤΗΣ ΥΛΗΣ Αριστοτέλης (4 ος π.χ. αιώνας) : η ύλη διαιρείται επ άπειρον. Λεύκιππος-Δημόκριτος (4 ος -6 ος αιώνας): η ύλη δεν διαιρείται επ άπειρον, αλλά αποτελείται από άτομα. Ατομική Θεωρία της ύλης Διατυπώνεται από τον Dalton (1803-1807) Βασικά σημεία της ατομικής θεωρίας 1. Η ύλη συντίθεται από άτομα. Άτομο είναι ένα πολύ μικρό σωματίδιο ύλης, το οποίο δεν μπορεί να διαιρεθεί περαιτέρω, ούτε συντίθεται από άλλα απλούστερα και διατηρεί την ταυτότητά του κατά τη διάρκεια των χημικών αντιδράσεων. 2. Στοιχείο είναι μορφή ύλης που αποτελείται από ένα μόνο είδος ατόμων. 3. Χημική ένωση είναι μορφή ύλης από αποτελείται από συνένωση με χημικό δεσμό δύο ή περισσοτέρων ατόμων ίδιου ή διαφορετικού στοιχείου, σε σταθερή αναλογία. 4. Χημική αντίδραση είναι η αναδιάταξη των ατόμων που υπάρχουν στις ουσίες που αντιδρούν και η δημιουργία νέων χημικών ενώσεων. Συμπεράσματα της Ατομικής Θεωρίας του Dalton Εξηγεί τη διαφορά μεταξύ στοιχείου και ένωσης Εξηγεί το νόμο διατήρησης της μάζας Εξηγεί τον νόμο των σταθερών αναλογιών (Επειδή τα άτομα έχουν ορισμένη μάζα, θα πρέπει και οι ενώσεις να περιέχουν τα άτομα σε ορισμένη αναλογία μαζών). 10
ΔΟΜΗ ΤΟΥ ΑΤΟΜΟΥ Στο τέλος του 19 ου ανακαλύψεις: αιώνα έχουμε τρεις σημαντικές Ανακάλυψη των ακτίνων-χ από τον Rontgen (1895) Ανακάλυψη της ραδιενέργειας από τον Becquerel (1896) Ανακάλυψη του ηλεκτρονίου από τον Thomson (1897) Ραδιενέργεια Εκπομπή ακτινοβολίας χωρίς καμία παρέμβαση από κάποια στοιχεία π.χ. ουράνιο και θόριο. 234 92U 90Th 238 4 2 He Μεταστοιχείωση Ακτινοβολία που εκπέμπεται από φυσικές ραδιενεργές ουσίες Ακτινοβολία-α: σωμάτια-α (Πυρήνες Ηλίου) Ακτινοβολία-β: σωμάτια-β (ηλεκτρόνια, e - και ποζιτρόνια, e + ) Ακτινοβολία-γ: ηλεκτρομαγνητική ακτινοβολία 11
Διαχωρισμός α γ e - Β Πηγή ραδιενέργειας Πρώτη τεχνητή μεταστοιχείωση: Rutherford (1919) 4 17 7 N 2He 8O 14 1 1 p Σταθερά άτομα Πειράματα Thomson - Millikan υπολογισμός m/e υπολογισμός e Φορτίο ηλεκτρονίου: 1,602 x 10-19 C Μάζα ηλεκτρονίου: 9,109 x 10-31 kg 12
Πρότυπο του Thomson Πειράματα σκέδασης του Rutherford Απόδειξη ύπαρξης πυρήνα Διάταξη των πειραμάτων σκέδασης του Rutherford Δομή του πυρήνα Τα πειράματα σκέδασης σωματιδίων-α σε μεταλλικά φύλλα έδειξαν ότι κάθε στοιχείο έχει ένα και μοναδικό πυρηνικό φορτίο, το οποίο είναι ακέραιο πολλαπλάσιο του φορτίου του ηλεκτρονίου. Ο ακέραιος αυτός αριθμός είναι χαρακτηριστικός για κάθε στοιχείο και ονομάζεται ατομικός αριθμός (Ζ). 13
Απλούστερος πυρήνας: ο πυρήνας του ατόμου του υδρογόνου (πρωτόνιο) με φορτίο ίσο με το φορτίο του ηλεκτρονίου, αλλά με μάζα περίπου 1800 φορές μεγαλύτερη εκείνης του ηλεκτρονίου. Νετρόνιο: Ανακαλύφθηκε επίσης με πειράματα σκέδασης σωματίων-α σε άτομα βυρηλλίου: 9 4 12 4 Be 2He 6C 1 0 n Νετρόνια: ίδια σχεδόν μάζα με αυτή του πρωτονίου, αλλά δεν φέρει φορτίο. Πυρήνας : πρωτόνια + νετρόνια Ατομικός αριθμός, Ζ: αριθμός των πρωτονίων Μαζικός αριθμός, Α: αριθμός πρωτονίων και νετρονίων Άτομο ηλίου Ατομικός Αριθμός Ζ: αριθμός p N: αριθμός n Μαζικός Αριθμός Α = Ζ+Ν Νουκλίδια: Κάθε ατομικό είδος που χαρακτηρίζεται από τη σύσταση του πυρήνα του (Ζ,Ν) 14
Ισότοπα νουκλίδια: άτομα του ίδιου στοιχείου, οι πυρήνες των οποίων έχουν τον ίδιο ατομικό αριθμό, Ζ. Ισοβαρή νουκλίδια: άτομα διαφορετικών στοιχείων, οι πυρήνες των οποίων έχουν τον ίδιο μαζικό αριθμό, Α. Ισότονα νουκλίδια: άτομα διαφορετικών στοιχείων, οι πυρήνες των οποίων έχουν τον ίδιο αριθμό νετρονίων, Α. Η μάζα ενός ατόμου εκφράζεται σε ατομικές μονάδες μάζας. 1 ατομική μονάδα μάζας (u ή amu) ορίζεται ως: 1 u = 1/12 της μάζας του ατόμου 12 C = 1.66054 x 10-27 kg = 931.502 MeV/c 2 m p = 1.0072765 u = 938.28 MeV/c 2 m n = 1.0086649 u = 939.57 MeV/c 2 m e = 0.00054858 u = 0.511 MeV/c 2 Ατομικό βάρος ή σχετική ατομική μάζα ενός φυσικού στοιχείου είναι η μέση ατομική μάζα του στοιχείου, εκφρασμένη σε ατομικές μονάδες μάζας 15
ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ ΤΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ D. Mendeleev (1834-1907) Ρώσος χημικός J. Lothar Meyer(1830-1895) Γερμανός χημικός Πρώτη ταξινόμηση των στοιχείων σε σειρές και στήλες κατά αυξανόμενο ατομικό βάρος. Πίκακας Mendeleev: οι χημικές ιδιότητες των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατομικού τους βάρους. Δεύτερη ταξινόμηση των στοιχείων σε σειρές και στήλες κατά αυξανόμενο ατομικό αριθμό. Νόμος του Μοseley: οι χημικές ιδιότητες των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατομικού τους αριθμού. Περιοδικός Πίνακας: Η ταξινόμηση των στοιχείων σε σειρές και στήλες υπό μορφή πίνακα, η οποία τονίζει την κανονική επανάληψη των ιδιοτήτων των στοιχείων. Δίνει: τον ατομικό αριθμό του στοιχείου το χημικό σύμβολο του στοιχείου το ατομικό βάρος του στοιχείου 16
O σύγχρονος περιοδικός πίνακας Περιλαμβάνει 7 οριζόντιες γραμμές οι οποίες ονομάζονται περίοδοι και 18 κατακόρυφες στήλες, οι οποίες ονομάζονται ομάδες. Η 1 η περίοδος περιλαμβάνει 2 στοιχεία, ενώ η 2 η και η 3 η περίοδος από 8 στοιχεία η κάθε μία. Η 4 η και η 5 η περιλαμβάνουν από 18 στοιχεία η κάθε μία. Η 6 η περίοδος περιλαμβάνει 32 στοιχεία, από τα οποία τα 14 βρίσκονται σε παράρτημα εκτός του περιοδικού πίνακα. Η 7 η περίοδος δεν έχει συμπληρωθεί ακόμη. Παρατηρείται μια περιοδικότητα στις ιδιότητες των στοιχείων, όταν αυτά μελετώνται κατά αύξοντα ατομικό αριθμό. Στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια ομάδα έχουν παρόμοιες ιδιότητες, ενώ οι ιδιότητες των στοιχείων που βρίσκονται σε μία περίοδο μεταβάλλονται προοδευτικά. Νόμος της περιοδικότητας Οι ιδιότητες των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατομικού τους αριθμού. 17
Τα στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια ομάδα του περιοδικού πίνακα έχουν παρόμοιες ιδιότητες γιατί: Τα ηλεκτρόνια των χημικών στοιχείων κινούνται γύρω από τον πυρήνα και έχουν χαρακτηριστική ενέργεια. Όσα έχουν παραπλήσια ενέργεια κινούνται στον ίδιο χώρο γύρω από τον πυρήνα και δημιουργούν έτσι μία στιβάδα ηλεκτρονίων. Όσα βρίσκονται κοντά στον πυρήνα έχουν τη λιγότερη ενέργεια, ενώ όσο απομακρυνόμαστε από τον πυρήνα η ενέργεια των ηλεκτρονίων αυξάνει. Οι ιδιότητες των χημικών στοιχείων καθορίζονται από τον τρόπο που είναι κατανεμημένα τα ηλεκτρόνια στις στιβάδες. Τα στοιχεία που έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα των ατόμων τους έχουν παρόμοιες ιδιότητες. Όλα τα στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια ομάδα του Περιοδικού Πίνακα έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική τους στιβάδα. 18
Ομάδα Περίοδος 1 2 3 4 5 6 7 Περιοδικός Πίνακας Χημικών Στοιχείων IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIII A 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 H 3 Li 11 Na 19 K 37 Rb 55 Cs 87 Fr 4 Be 12 Mg 20 Ca 38 Sr 56 Ba 88 Ra 21 Sc 39 Y * 71 Lu * 103 * Lr * Λανθανίδες 57 La ** Ακτινίδες 89 Ac 22 Ti 40 Zr 72 Hf 104 Rf 58 Ce 90 Th 23 V 41 Nb 73 Ta 105 Db 59 Pr 91 Pa 24 Cr 42 Mo 74 W 106 Sg 60 Nd 92 U 25 Mn 43 Tc 75 Re 107 Bh 61 Pm 93 Np 26 Fe 44 Ru 76 Os 108 Hs 62 Sm 94 Pu 27 Co 45 Rh 77 Ir 109 Mt 63 Eu 95 Am 28 Ni 46 Pd 78 Pt 110 Ds 64 Gd 96 Cm 29 Cu 47 Ag 79 Au 111 Rg 65 Tb 97 Bk 30 Zn 48 Cd 80 Hg 112 Uub 66 Dy 98 Cf 5 B 13 Al 31 Ga 49 In 81 Tl 113 Uut 67 Ho 99 Es 6 C 14 Si 32 Ge 50 Sn 82 Pb 114 Uuq 68 Er 100 Fm 7 N 15 P 33 As 51 Sb 83 Bi 115 Uup 69 Tm 101 Md Σειρές του περιοδικού πίνακα Αλκάλια Αλκαλικές γαίες Λανθανίδες Ακτινίδες Στοιχεία μετάπτωσης Poor metals Μεταλλοειδή Αμέταλλα Αλογόνα Ευγενή Αέρια 8 O 16 S 34 Se 52 Te 84 Po 116 Uuh 70 Yb 102 No 9 F 17 Cl 35 Br 53 I 85 At 117 Uus 2 He 10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Rn 118 Uuo 19
Ιδιότητες μετάλλων Μέταλλα-Αμέταλλα Έχουν μεταλλική λάμψη Είναι ελατά και όλκιμα Είναι καλοί αγωγοί της θερμότητας και του ηλεκτρισμού Είναι όλα στερεά (σε θερμοκρασία δωματίου), εκτός από τον υδράργυρο που είναι υγρό Ιδιότητες αμετάλλων Δεν εμφανίζουν τις ιδιότητες των μετάλλων Τα περισσότερα είναι αέρια (αλογόνα) ή στερεά (S, P), ενώ το Br είναι το μόνο υγρό αμέταλλο Τα στερεά αμέταλλα είναι συνήθως σκληρές και εύθραυστες ουσίες Μεταλλοειδή ή ημιμέταλλα Είναι στοιχεία που έχουν και ιδιότητες μετάλλου και αμέταλλου (π.χ. πυρίτιο, αρσενικό, βόριο, γερμάνιο). 20
Συμβολισμός χημικών στοιχείων Χρησιμοποιούμε το πρώτο γράμμα της λατινικής ονομασίας του στοιχείου με κεφαλαίο γράμμα. Αν από το ίδιο γράμμα αρχίζει και άλλο στοιχείο, χρησιμοποιούμε και δεύτερο γράμμα του ονόματος του στοιχείου με μικρό γράμμα. Παραδείγματα C (carbon) - άνθρακας Ca (calcium) - ασβέστιο Cl (clorine) χλώριο N (nitrogen) άζωτο Na (sodium) νάτριο Ni (nickel) - νικέλιο B (boron) βόριο Ba (barium) - βάριο 21
Κατάλογος κοινών χημικών στοιχείων Όνομα στοιχείου Σύμβολο Φυσική εμφάνιση του στοιχείου Άζωτο Ν Αέριο Άνθρακας C Γραφίτης διαμάντι Αργίλιο Al Μέταλλο-στερεό Άργυρος Ag Μέταλλο-στερεό Ασβέστιο Ca Μέταλλο-στερεό Βάριο Ba Μέταλλο Βρώμιο Br Αμέταλλο-αέριο Ήλιο He Αμέταλλο-αέριο Θείο S Αμέταλλο-στερεό Ιώδιο I Αμέταλλο-στερεό Κάδμιο Cd Μέταλλο Κάλιο K Μέταλλο Κοβάλτιο Co Μέταλλο Μαγγάνιο Mn Μέταλλο Μαγνήσιο Mg Μέταλλο Μόλυβδος Pb Μέταλλο Νάτριο Na Μέταλλο Νικέλιο Ni Μέταλλο Οξυγόνο O Αμέταλλο-αέριο Πυρίτιο Si Μεταλλοειδές Σίδηρος Fe Μέταλλο Υδράργυρος Hg Μέταλλο-υγρό Υδρογόνο H Αμέταλλο- αέριο Φθόριο F Αμέταλλο-αέριο Φωσφόρος P Αμέταλλο-στερεό Χαλκός Cu Μέταλλο Χλώριο Cl Αμέταλλο-αέριο Χρώμιο Cr Μέταλλο Ψευδάργυρος Zn Μέταλλο 22
Χημικοί τύποι Χημικός τύπος μιας ένωσης είναι ένας συμβολισμός που χρησιμοποιεί σύμβολα ατόμων στοιχείων με αριθμητικούς δείκτες που δηλώνουν τις σχετικές αναλογίες των ατόμων των διαφορετικών στοιχείων της ένωσης. Μοριακές και ιοντικές ενώσεις Μοριακές ενώσεις Μόριο είναι μία ορισμένη ομάδα ατόμων ενωμένων μεταξύ τους με χημικό δεσμό. Μοριακή ουσία είναι ουσία που αποτελείται από μόρια όμοια μεταξύ τους. Είναι η μικρότερη ποσότητα ουσίας που μπορεί να υπάρξει στη φύση. Τα μόρια έχουν πολύ μικρό μέγεθος, γι αυτό και ο αριθμός των μορίων σε μια μικρή ποσότητα μιας ουσίας είναι τεράστιος. Π.χ. 1 γραμμάριο νερού περιέχει 3,3x10 22 μόρια νερού 23
Μοριακός τύπος: δίνει τον ακριβή αριθμό των ατόμων κάθε στοιχείου που περιέχεται σε ένα μόριο. Π.χ. H 2 O, CO 2, NH 3, CH 4 Συντακτικός τύπος: δείχνει πως είναι συνδεμένα τα άτομα μεταξύ τους σε ένα μόριο. 24
Σημαντική κατηγορία μοριακών ενώσεων είναι οι οργανικές ενώσεις, οι οποίες είναι ενώσεις που περιέχουν άνθρακα 25
Ιοντικές ενώσεις Προσοχή! Δεν αποτελούνται όλες οι ενώσεις από μόρια. Ιοντική ένωση είναι μία ένωση που αποτελείται από κατιόντα και ανιόντα. Ιόν είναι ένα ηλεκτρικά φορτισμένο σωματίδιο που λαμβάνεται από ένα άτομο ή χημική ένωση με προσθήκη (ανιόν) ή αφαίρεση ηλεκτρονίων (κατιόν). Όλες οι ουσίες (μοριακές και ιοντικές) είναι ηλεκτρικά ουδέτερες. 26
Πως γράφεται μια ιοντική ένωση Ο τύπος μιας ιοντικής ένωσης πρέπει να δίνει τον μικρότερο δυνατό ακέραιο αριθμό των δυνατών ιόντων στην ένωση. Τα φορτία των ιόντων παραλείπονται Το συνολικό φορτίο πρέπει να είναι μηδέν 27
XHMIKH ONOMATOΛΟΓΙΑ Χημική ονοματολογία Η συστηματική απόδοση ονομάτων στις χημικές ενώσεις Χημικές ενώσεις Ανόργανες ενώσεις Οργανικές ενώσεις Ανόργανες ενώσεις: όλες οι ενώσεις μεταξύ στοιχείων εκτός του άνθρακα Οργανικές ενώσεις: όλες οι ενώσεις του άνθρακα εκτός από τα οξέα του άνθρακα (CO, CO 2 ), τα ανθρακικά άλατα και τα κυανίδια. 28
ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ Aποτελούνται κυρίως από ιόντα μετάλλων και αμετάλλων, με κάποιες εξαιρέσεις (π.χ. ΝΗ 4 Cl). Απαιτείται η γνώση του ονόματος και του τύπου των ιόντων. Αναφέρουμε πρώτα το όνομα του ανιόντος και μετά του κατιόντος π.χ. Χλωριούχο νάτριο (ΝaCl) όνομα ανιόντος όνομα κατιόντος 29
ΜΟΝΟΑΤΟΜΙΚΑ ΙΟΝΤΑ Α. Κανόνες πρόβλεψης των φορτίων μονοατομικών ιόντων 1. Τα περισσότερα από τα μεταλλικά στοιχεία των κύριων ομάδων έχουν ένα μονοατομικό κατιόν με φορτίο ίσο με τον αριθμό της ομάδας στον περιοδικό πίνακα. Π.χ. K + (IA), Ca 2+ (IIA), Al 3+ (IIIA). 2. Eξαιρούνται από τον κανόνα μερικά στοιχεία υψηλού ατομικού αριθμού. Αυτά έχουν ένα κατιόν με φορτίο ίσο με τον αριθμό της ομάδας, αλλά έχουν και ένα δεύτερο κατιόν με φορτίο ίσο με τον αριθμό της ομάδας μείον 2. Π.χ. Pb 4+ (IV) και Pb 2+ (4-2=2). 3. Τα πιο πολλά μεταβατικά στοιχεία σχηματίζουν περισσότερα από ένα μονοατομικά κατιόντα με διαφορετικό φορτίο. Π.χ. Fe 2+ -Fe 3+ 4. To φορτίο ενός μονοατομικού ανιόντος κύριας ομάδας ισούται με τον αριθμό της ομάδας μείον 8. Π.χ. το S έχει φορτίο 6-8=-2. 30
Πίνακας 1. Περιέχει τα συνηθισμένα μονοατομικά ιόντα των στοιχείων των κύριων ομάδων. ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΑ ΙVA VA VIA VIIA Περίοδος 1 Η - Περίοδος 2 Li + Be 2+ B C N 3- O 2- F - Περίοδος 3 Na + Mg 2+ Al 3+ Si P S 2- Cl - Περίοδος 4 K + Ca 2+ Ga 3+ Ge As Se 2- Br - Περίοδος 5 Rb + Sr 2+ In 3+ Sn 2+ Sb I - Περίοδος 6 Cs + Ba 2+ Tl +, Tl 3+ Pb 2+ Bi 3+ 31
Β. Κανόνες απόδοσης ονομάτων σε μονοατομικά ιόντα Κατιόντα 1. Τα μονοατομικά κατιόντα παίρνουν το όνομα του στοιχείου αν υπάρχει μόνο ένα κατιόν π.χ. Κ + -ιόν καλίου, Ca 2+ -ιόν ασβεστίου. 2. Αν υπάρχουν περισσότερα κατιόντα του ίδιου στοιχείου τότε παίρνουν το όνομα του στοιχείου το οποίο ακολουθείται από έναν λατινικό αριθμό που δηλώνει το φορτίο του ιόντος π.χ. Cu + - χαλκός (Ι) Cu 2+ - χαλκός (ΙΙ), Fe 2+ -σίδηρος (ΙΙ) Fe 3+ - σίδηρος(ιιι). 3. Τα ονόματα των μονοατομικών ανιόντων σχηματίζονται από τη ρίζα του ονόματος του στοιχείου και την κατάληξη ίδιο. Π.χ. χλωρίδιο (Cl - ), ιωδίδιο (J - ), αλλά νιτρίδιο (Ν 3- ), σουλφίδιο(s 2- ). 32
Πίνακας 2. Kατιόντα μεταβατικών στοιχείων Cr 3+ Fe 2+ Fe 3+ Ni 2+ Cu + Cu 2+ Mn 2+ Zn 2+ Cd 2+ Co 2+ Ag + Χρώμιο(ΙΙΙ) Σίδηρος(ΙΙ) Σίδηρος(ΙΙΙ) Νικέλιο(ΙΙ) Χαλκός(Ι) Χαλκός(ΙΙ) Μαγγάνιο(ΙΙ) Ψευδάργυρος(ΙΙ) Κάδμιο(ΙΙ) Κοβάλτιο(ΙΙ) Άργυρος(Ι) 33
ΠΟΛΥΑΤΟΜΙΚΑ ΙΟΝΤΑ Αποτελούνται από περισσότερα του ενός άτομα χημικών στοιχείων, ενωμένα με χημικό δεσμό. Πίνακας 3. Πολυατομικά ιόντα Ονομα Τύπος Ονομα Τύπος Υδράργυρος(Ι) Ηg 2+ Νιτρώδες NO 2 - Αμμώνιο + NH 4 Νιτρικό - NO 3 Κυανίδιο CN - Υδροξείδιο OH - Ανθρακικό 2- CO 3 2- Υπεροξείδιο O 2 Υδρογοναν- - HCO 3 3- Φωσφορικό PO 4 θρακικό Οξαλικό 2- C 2 O 4 Υδρογοφωσφορικό 2- HPO 4 Οξικό - C 2 H 3 O 2 Διυδρογονοφωσφορικό - H 2 PO 4 Υποχλωριώδες ClO - Θειώδες 2- SO 3 Χλωριώδες - ClO 2 Θειικό 2- SO 4 Χλωρικό - ClO 3 Υδρογονοθειώδες - HSO 3 Υπερχλωρικό - ClO 4 Υδρογο- - HSO 4 θειικό Χρωμικό 2- CrO 4 Θειοθειικό 2- S 2 O 3 Διχρωμικό 2- Cr 2 O 7 - Υπερμαγγανικό MnO 4 34
ΔΥΑΔΙΚΕΣ ΜΟΡΙΑΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ Δυαδική ένωση: ένωση που αποτελείται από δύο μόνο στοιχεία. Μέταλλο + αμέταλλο Αμέταλλο +αμέταλλο ιοντική ένωση μοριακή ένωση Σειρά των στοιχείων στον τύπο μοριακής ένωσης: Στοιχείο: Β Si C Sb As P N H Te Se S I Br Cl O F Oμάδα: ΙΙΑ ΙVA VA VIA VIIA Παραδείγματα: PF 5,ClF 3,NBr 35
Κανόνες ονοματολογίας μοριακών δυαδικών ενώσεων 1. Το όνομα της ένωσης σχηματίζεται από τα ονόματα των στοιχείων με σειρά αντίθετη από τη σειρά εμφάνισης των στοιχείων στον τύπο της ένωσης. 2. Το πρώτο στοιχείο αναφέρεται με το πλήρες όνομά του σε πτώση γενική. 3. Το δεύτερο στοιχείο παίρνει στη ρίζα του ονόματός του την κατάληξη ίδιο. 4. Στο όνομα κάθε στοιχείου προτάσσεται ένα πρόθεμα που υποδηλώνει τον δείκτη του στοιχείου στον τύπο της ένωσης. Παράδειγμα (1): Ν 2 Ο 3 - Είναι δυαδική ένωση ( Ν και Ο) - Είναι μοριακή ένωση (αμέταλλα) Όνομα: τριοξείδιο του διαζώτου Παράδειγμα (2): SF 6 Όνομα: εξαφθορίδιο του θείου 36
Οξέα και αντίστοιχα ανιόντα Οξύ: ένωση, η οποία όταν διαλυθεί στο νερό παρέχει κατιόντα υδρογόνου, Η + και ένα ανιόν για κάθε μόριο οξέος. Οξο-οξύ: είναι το οξύ που περιέχει υδρογόνο, οξυγόνο και ένα άλλο στοιχείο. Πίνακας 4. Ορισμένα οξοανιόντα και τα αντίστοιχα οξοοξέα τους. -2 CO 3 Ανθρακικό ιόν H 2 CO 3 Ανθρακικό οξύ - NO 2 Νιτρώδες ιόν HNO 2 Νιτρώδες οξύ - NO 3 Νιτρικό ιόν HNO 3 Νιτρικό οξύ 3- PO 4 Φωσφορικό ιόν H 3 PO 4 Φωσφορικό οξύ 2- SO 3 Θειώδες ιόν H 2 SO 3 Θειώδες οξύ 2- SO 4 Θειικό ιόν H 2 SO 4 Θειικό οξύ - ClO 2 Χλωριώδες ιόν HClO 2 Χλωριώδες οξύ - ClO 3 Χλωρικό ιόν HClO 3 Χλωρικό οξύ - ClO 4 Υπερχλωρικό ιόν HClO 4 Υπερχλωρικό οξύ 37
HCl : χλωρίδιο του υδρογόνου, γιατί υπάρχει μόνο μία ένωση με Η και Cl. Αλλά: CO: μονοξείδιο του άνθρακα CO 2 : διοξείδιο του άνθρακα Για τα: NH 3 : αμμωνία,h 2 O : νερό, H 2 S : υδρόθειο Δεν εφαρμόζεται ο κανόνας των προθεμάτων. Μερικές δυαδικές ενώσεις του υδρογόνου με αμέταλλα όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν όξινα διαλύματα. Δυαδική ένωση: HCl(g) - χλωρίδιο του υδρογόνου ΗΙ(g) - ιωδίδιο του υδρογόνου Διάλυμα οξέος: ΗCl(aq) - υδροχλωρικό οξύ ΗΙ(aq) - ιωδικό οξύ 38
Υδρίτες Είναι ενώσεις που στους κρυστάλλους τους περιέχουν μόρια νερού χαλαρά ενωμένα. Π.χ. CuSO 4 5H 2 O πενταυδρικός θειικός χαλκός CuSO 4 Άνυδρος θειικός χαλκός 39
XHΜΙΚΕΣ ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ Α. Αναγραφή χημικών εξισώσεων Χημική εξίσωση είναι η παράσταση μιας χημικής αντίδρασης 2Η 2 S + 3O 2 2SO 2 + 2H 2 O αντιδρώντα προϊόντα Οι συντελεστές μπροστά από τα αντιδρώντα και προϊόντα δείχνουν τον σχετικό αριθμό των μορίων ή τυπικών μονάδων που λαμβάνουν μέρος στην αντίδραση. 2Na(s) + Cl 2 (g) 2NaCl(s) Αν τα αντιδρώντα θερμαίνονται τοποθετούμαι το γράμμα Δ στο βέλος της εξίσωσης: 40
2NaNO 3 (s) 2NaNO 2 (s) + O 2 (g) Αν χρησιμοποιείται καταλύτης, αυτός αναγράφεται στο βέλος της εξίσωσης της αντίδρασης: 2Η 2 Ο 2 (aq) Pt H 2 O(l) + O 2 (g) -B. Iσοστάθμιση χημικών ενώσεων Τα άτομα δεν καταστρέφονται ούτε δημιουργούνται κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης. Πρέπει ο αριθμός των ατόμων όλων των στοιχείων που συμμετέχουν στις χημικές ενώσεις να είναι ίδιος πριν και μετά την αντίδραση. Τότε λέμε ότι η αντίδραση είναι ισοσταθμισμένη. 41
Παράδειγμα Καύση του φυσικού αερίου (κυρίως μεθάνιο, CH 4 ): CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O 1 μόριο + 2 μόρια αντιδρούν μόριο + 2 μόρια μεθανίου νερού και δίνουν διοξειδίου νερού του άνθρακα 42
MΟΡΙΑΚΟ ΒΑΡΟΣ - ΤΥΠΙΚΟ ΒΑΡΟΣ Ατομικό βάρος ενός στοιχείου: η μέση ατομική μάζα του στοιχείου εκφρασμένη σε ατομικές μονάδες μάζας. Μοριακό βάρος μιας ένωσης: το άθροισμα των ατομικών βαρών όλων των ατόμων που υπάρχουν σε ένα μόριο μιας χημικής ένωσης. Tυπικό βάρος μιας ένωσης: το άθροισμα των ατομικών βαρών όλων των ατόμων που υπάρχουν σε μια τυπική μονάδα της ένωσης. Παράδειγμα: υπολογισμός του μοριακού βάρους του CO 2 Aτομικό βάρος C: 12,0 u Ατομικό βάρος Ο: 16,0 u Μοριακό βάρος CO 2 : 12 + 2 16 = 12+32 = 44 u 43
Παράδειγμα: υπολογισμός του τυπικού βάρους του ΚBr Aτομικό βάρος K: 39,1 u Ατομικό βάρος Br:79,9 u Tυπικό βάρος KBr: 39,1 + 79,9 = 119 u Mole και γραμμομοριακή μάζα Mole (mol) είναι η ποσότητα μιας δεδομένης ουσίας η οποία περιέχει τόσα μόρια ή τυπικές μονάδες, όσα περιέχονται σε ακριβώς 12 g άνθρακα-12 ( 12 C). 1 mol NH 3 περιέχει τον ίδιο αριθμό μορίων NH 3 με τον αριθμό ατόμων που περιέχονται σε 12 g 12 C. Αριθμός του Avogadro, N A : είναι ο αριθμός των ατόμων που περιέχονται σε ένα δείγμα 12 C που ζυγίζει ακριβώς 12 g. Ο αριθμός αυτός είναι ίσος με 6,022 x 10 23 Άρα: Ν Α = 6,022 x 10 23 άτομα/mol 44
Ετσι: 1 mole NH 3 περιέχει 6,022 x 10 23 μόρια ΝΗ 3. 1 mole NaCl περιέχει 6,022 x 10 23 τυπικές μονάδες ΝaCl, 6,022 x 10 23 ιόντα Na + και 6,022 x 10 23 ιόντα Cl -. 1 mole FeCl 3 περιέχει 6,022 x 10 23 τυπικές μονάδες FeCl 3, 6,022 x 10 23 ιόντα Fe 3+ και 3 x 6,022 x 10 23 ιόντα Cl -. Γραμμομοριακή μάζα μιας ουσίας είναι η μάζα ενός mol της ουσίας. Η γραμμομοριακή μάζα του 12 C είναι εξ ορισμού ακριβώς 12 g/mol. Για όλες τις ουσίες, η γραμμομοριακή μάζα (g/mol) είναι ίση με την αριθμητική τιμή του μοριακού ή τυπικού βάρους (amu ή u). Παράδειγμα: το μοριακό βάρος της ΝΗ 3 είναι 17 u, ενώ η γραμμομοριακή μάζα της ΝΗ 3 είναι 17 g/mol. 45
Άσκηση: Να υπολογιστεί σε g η μάζα ενός ατόμου Κ και η μάζα ενός μορίου KBr. Λύση: Α) Το ατομικό βάρος του Κ είναι 39,1 u. H γραμμομοριακή μάζα του Κ είναι 39,1 g/mol. Σε 39,1 g/mol περιέχονται 6,022 x 10 23 άτομα Κ. Άρα: Μάζα ενός ατόμου Κ= 39,1 g/ 6,02 x 10 23 = = 6,5 x 10-23 g/άτομο Β) Το μοριακό βάρος του ΚΒr είναι: 39,1 + 79,9 = 119 u 1 mol ΚΒr περιέχει 6,022 x 10 23 μόρια ΚΒr και έχει μάζα ίση με 119 g. Άρα: Μάζα ενός μορίου ΚΒr=119 g mol -1 / 6,022 x 10 23 μόρια mol -1 = 19,8 x 10-23 g/μόριο 46
Υπολογισμός της μάζας από τα moles Άσκηση: Υπολογίστε τη μάζα σε γραμμάρια των παρακάτω ουσιών 1. 0,594 mol S 2. 2,78 mol Na 2 SO 3 Λύση: 1. Ατομικό βάρος του S: 32,07 u Γραμμομοριακή μάζα του S=32,07 g/mol 0,594 mol S x 32,07g/mol S = 19 g S Μοριακό βάρος του Na 2 SO 3 Α.Β. Νa=22,99 u A.B. S=32,07 u A.B. O= 16,00 u M.B. = 2 x 22,99 + 32,07 + 3 x 16 = 126,05 u Γραμμομοριακή μάζα του Na 2 SO 3 = 126,05 g/mol Άρα, μάζα των 2,78 mol Na 2 SO 3 : 2,78 mol Na 2 SO 3 x 126,05 g/mol = 4,8 x 10 3 g Na 2 SO 3. 47
Υπολογισμός των moles από τη μάζα Βρείτε τα moles για κάθε μία από τις παρακάτω ουσίες 1. 3,43 g C, 2. 76 g C 4 H 10 Λύση 1. Α.Β. C=12,01 u, γραμμομοριακή μάζα C = 12,01 g/mol 3,43 g C / 12,01 g mol -1 = 2,86 x 10-1 mol C 2. A.B. C=12,01 u A.B. H=1,008 u M.B. C 4 H 10 = 4x12,01+10x1,008=58,12 u Γραμμομοριακή μάζα C 4 H 10 = 58,12 g/mol 76 g C 4 H 10 / 58,12 g mol -1 = 1,3 mol C 4 H 10 48
Υπολογισμός του αριθμού των μορίων σε δεδομένη μάζα Υπολογίστε τα ακόλουθα: 1. Αριθμός ατόμων σε 8,21 g Li 2. Aριθμός μορίων σε 43 g NH 3 3. Αριθμός τυπικών μονάδων SO 4 2- σε 14,3 g Cr 2 (SO 4 ) 3 Λύση 1. Πρέπει να βρούμε τα moles του Li Α.Β. Li = 6,941 u Γραμμομοριακή μάζα Li=6,941g/mol 8,21 g Li /6,941 g mol -1 = 1,18 mol Li Άρα: 1,18 mol Li x 6,022 x 10 23 άτομα/mol = 7,12x10 23 άτομα Li. 2. Μ.Β. ΝΗ 3 = 14,01 + 3 x 1,008= 17,03 u Γραμμομοριακή μάζα NH 3 =17,03g/mol 43 g NH 3 /17,03 g mol -1 = 2,52 mol NH 3 Άρα: 2,52 mol NH 3 x 6,022 x 10 23 μόρια/mol = 15,2x10 23 μόρια ΝΗ 3. 49
3. Α.Β. Cr=52 u, A.B. S=32,07 u, A.B.O=16,00 u M.B. Cr 2 (SO 4 ) 3 = 2x52+ (3x32,07+3x4x16) = 104+96,21+192=392,21u Γραμμομοριακή μάζα Cr 2 (SO 4 ) 3 = 392,21 g/mol. 14,3 g/392,21 g mol -1 = 3,65 x 10-2 mol Cr 2 (SO 4 ) 3 Άρα: αριθμός ιόντων SO 4 2- = 3x3,65 x 10-2 x 6,022x10 22 =6,59 x 10 22 ιόντα. 50
Υπολογισμός της εκατοστιαίας περιεκτικότητας από τον χημικό τύπο Εκατοστιαία περιεκτικότητα κατά μάζα ενός συστατικού Α ενός συνόλου τα μέρη του Α τα οποία περιέχονται σε εκατό μέρη του συνόλου. Μάζα % του Α = = (μάζα του Α /μάζα του συνόλου) x 100 Παράδειγμα: υπολογίστε την εκατοστιαία σύσταση του ΚClO 4 Λύση: Α.Β. Κ= 39,10 u, A.B. Cl=35,45 u, A.B.O=16 u M.B. KClO 4 = 39,1+35,45+4x16=138,55 u Σε 1 mol KClO 4 (138,55 g) περιέχονται 1 mol Κ (39,1 ), 1 mol Cl (35,45 g) και 4 mol Ο (4x16=64 g). %K= (39,1g/138,55 g) x 100=28,2% %Cl = (35,45 g/138,55 g) x 100 = 25,6% %O = (64 g / 138,55 g) x 100 = 46,2% 51
Ποσότητες ουσιών σε μια αντίδραση Μια ισοσταθμισμένη χημική εξίσωση συσχετίζει τις ποσότητες των ουσιών που συμμετέχουν σε μια αντίδραση. Η 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl(g) 1 μόριο Η 2 + 1 μόριο Cl 2 2 μόρια HCl 6,022x10 23 μόρια Η 2 + 6,022x10 23 μόρια Η 2 2x6,022x10 23 μόρια HCl 1 mol Η 2 + 1 mol Cl 2 2 mol HCl 2, 02 g H 2 + 70, 9 g Cl 2 2 x 36, 46 g HCl Από τις παραπάνω σχέσεις μπορούμε να υπολογίσουμε την ποσότητα των προϊόντων αν γνωρίζουμε τις ποσότητες των αντιδρώντων ή πόσο προϊόν θα παρασκευαστεί από συγκεκριμένες ποσότητες αντιδρώντων. 52
ATOMIKO ΠΡΟΤΥΠΟ ΤΟΥ BOHR Φύση του φωτός Με βάση την ηλεκτρομαγνητική θεωρία του Μaxwell (1984) το φως μπορεί να περιγραφή με ηλεκτρικά και μαγνητικά πεδία που διαδίδονται στο χώρο και στο χρόνο υπό μορφή ταλαντώσεων (κύματος) και ξεκινούν από φωτεινή πηγή. Γι αυτό ονομάζεται και ηλεκτρομαγνητική ακτινοβολία. Η θεωρία αυτή επιβεβαιώθηκε αργότερα με τα πειράματα που έκανε ο Ηertz. Το κύμα χαρακτηρίζεται από: το μήκος κύματος τη συχνότητα του κύματος. Μήκος κύματος, λ, είναι η απόσταση μεταξύ δύο διαδοχικών κορυφών ενός κύματος. Συχνότητα ενός κύματος, ν, είναι ο αριθμός των μηκών κύματος που περνούν από ένα σημείο στη μονάδα του χρόνου. 62
Το μήκος κύματος είναι αντιστρόφως ανάλογο της συχνότητας του ιδίου κύματος, που σημαίνει πως: όσο μικρότερη είναι η συχνότητα ενός κύματος τόσο μεγαλύτερο θα είναι το μήκος κύματός του. Η σχέση που συνδέει τη συχνότητα (ν) με το μήκος κύματος (λ) είναι: c = λ ν όπου c η ταχύτητα του κύματος. 63
Η ταχύτητα ενός φωτεινού κύματος εξαρτάται από το υλικό μέσο από το οποίο διέρχεται. Η ταχύτητα του φωτός στο κενό είναι 3,00 10 8 m s -1. Η περιοχή συχνοτήτων ή μηκών κύματος της ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας ονομάζεται ηλεκτρομαγνητικό φάσμα. Η ηλεκτρομαγνητική θεωρία για τη φύση του φωτός ερμηνεύει μια σειρά από φαινόμενα π.χ. τη διάθλαση, την περίθλαση, την πόλωση, τη συμβολή. Δεν μπορεί όμως να ερμηνεύσει άλλα φαινόμενα, όπως το μέλαν σώμα, το φωτοηλεκτρικό φαινόμενο, τα γραμμικά φάσματα των ατόμων των στοιχείων κ.α. 64
65
Οι πρώτες υπόνοιες ότι το φως έχει σωματιδιακή υφή δημιουργήθηκαν γύρω στο 1900. Ο Max Planck, ήταν ο επιστήμονας που εισήγαγε την ιδέα των "κβάντων" φωτός με σκοπό να εξηγήσει το φάσμα της ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας που εκπέμπει ένα μέλαν σώμα (είναι το σώμα που εκπέμπει και απορροφά όλες τις ακτινοβολίες).. Με βάσει τη θεωρία των κβάντα, η ύλη εκπέμπει ή απορροφά την ενέργεια της ακτινοβολίας όχι κατά τρόπο συνεχή αλλά ασυνεχή, υπό μορφή διακεκριμένων ποσοτήτων ενέργειας. Αυτά τα ποσά ή πακέτα ενέργειας τα ονόμασε "κβάντα" ή φωτόνια. Η ενέργεια (E) κάθε κβάντου (ή φωτονίου) συνδέεται με τη συχνότητα του κύματος με την παρακάτω απλή σχέση: 66
E = hν όπου h είναι η σταθερά του Plank. Η τιμή της είναι 6.622.10-34 J s. H εξίσωση αυτή, η οποία διατυπώθηκε από τον Εinstein δείχνει τις δύο συμπληρωματικές απόψεις για το φως: σωμάτιο-κύμα Η ενέργεια της ακτινοβολίας λέμε ότι είναι κβαντισμένη, δηλ. εκπέμπεται ή απορροφάται πάντοτε σε ακέραια πολλαπλάσια του hν. Γραμμικά φάσματα των ατόμων Ένα πυρακτωμένο στερεό εκπέμπει φως, το οποίο αν αναλύσουμε με τη βοήθεια πρίσματος παίρνουμε ένα συνεχές φάσμα. 67
Το φάσμα το οποίο παίρνουμε όταν χημικά στοιχεία θερμανθούν σε φλόγα ή με ηλεκτρική εκκένωση, δεν είναι συνεχές, αλλά εμφανίζει μόνον ορισμένα μήκη κύματος φωτός ή χρώματα. Είναι δηλ. γραμμικό φάσμα. Το γραμμικό φάσμα αποτελείται από ένα σύνολο διακριτών έγχρωμων γραμμών, που η κάθε μία αντιστοιχεί σε ένα διαφορετικό μήκος κύματος. Κάθε στοιχείο έχει ένα χαρακτηριστικό γραμμικό φάσμα. 68
Το γραμμικό φάσμα του ατόμου του υδρογόνου είναι απλό. Αποτελείται από 4 γραμμές στην ορατή περιοχή του φάσαμτος: (1 κόκκινη, 1 κυανοπράσινη, 1 κυανή και μία ιώδη), ενώ γραμμές εμφανίζονται και στην υπέρυθρο και υπεριώδη περιοχή. Ο Βalmer το 1885 έδειξε ότι τα μήκη κύματος, λ, στο ορατό φάσμα του υδρογόνου μπορούν να προκύψουν από τον τύπο: 1/λ = 1,097 10 7 m -1 /(1/2 2-1/n 2 ) όπου n είναι ακέραιος αριθμός μεγαλύτερος του 2. Οι τιμές του λ που προκύπτουν αν στην παραπάνω εξίσωση τεθεί n ίσο με 3, 4, 5 και 6, αντιστοιχούν στα μήκη κύματος των τεσσάρων γραμμών του φάσματος του υδρογόνου. 69
ΜΕΙΓΜΑΤΑ-ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ Μείγμα ονομάζεται το σώμα που αποτελείται από δύο ή περισσότερες χημικές ουσίες, οι οποίες δεν αντιδρούν μεταξύ τους. Π.χ. ατμοσφαιρικός αέρας (μείγμα οξυγόνου, αζώτου, αργού, υδρατμών κ.ά.), βενζίνη (μείγμα υδρογονανθράκων). Μείγματα Ετερογενή Ομογενή Ετερογενή είναι εκείνα που δεν έχουν την ίδια σύσταση σε όλη τους τη μάζα π.χ. λάδι και νερό. Διακρίνονται σε αιωρήματα (συσσωματώματα μορίων ορατά δια γυμνού οφθαλμού) και κολλοειδή (σωματίδια μεγαλύτερα από τα μόρια, όχι όμως ορατά με το μικροσκόπιο π.χ. ζελατίνη).
Ομογενή μίγματα ή διαλύματα είναι εκείνα που έχουν την ίδια σύσταση και τις ίδιες ιδιότητες σε όλη τους την έκταση. Φάση: ένα τμήμα φυσικού συστήματος (αερίου, υγρού ή στερεού) το οποίο είναι ομογενές στη σύσταση και τις ιδιότητές του και μπορεί να διαχωριστεί από άλλες φάσεις με φυσικό τρόπο. Διαλυμένη ουσία και διαλύτης Διαλυμένη ουσία, στην περίπτωση διαλύματος αερίου ή στερεού διαλυμένου σε υγρό, είναι το αέριο ή το στερεό. Σε άλλες περιπτώσεις, η διαλυμένη ουσία είναι το συστατικό με τη μικρότερη αναλογία. Διαλύτης, σε ένα διάλυμα αερίου ή στερεού σε ένα υγρό, είναι το υγρό. Σε άλλες περιπτώσεις, ο διαλύτης είναι το συστατικό με τη μεγαλύτερη αναλογία. Ο διαλύτης λέγεται και διαλυτικό μέσο.
Διαλύτης στερεό υγρό αέριο Παραδείγματα διαλυμάτων Διαλύτης Διαλυμένη Κατάσταση Παράδειγμα ουσία ύλης στερεό στερεό στερεό κράματα (Zn σε Cu) στερεό αέριο στερεό προσρόφηση H 2 σε Pd, Ni υγρό στερεό υγρό NaCl σε H 2 O υγρό υγρό υγρό αλκοόλη σε νερό υγρό αέριο υγρό αίμα, Cl 2 σε H 2 O αέριο αέριο αέριο αέρας
Άστριος ΚΑlSi 3 O 8 - NaAlSi 3 O 8 Διαλύματα στερεού σε στερεό
Συνηθισμένα διαλύματα: διαλύτης υγρός, ενώ η διαλυμένη ουσία μπορεί να είναι στερεά, υγρή ή αέρια. Τα διαλύματα διακρίνονται σε: Μοριακά διαλύματα οι ουσίες βρίσκονται υπό μορφή μορίων (π.χ. καλαμοσάκχαρο σε νερό, αλκοόλη σε Η 2 Ο). Ιοντικά διαλύματα- οι ουσίες βρίσκονται υπό μορφή ιόντων (π.χ. NaCl σε H 2 O). Διαλυτότητα μιας ουσίας ονομάζεται η μεγαλύτερη ποσότητα μιας ουσίας που μπορεί να διαλυθεί κάτω από ορισμένες συνθήκες σε ορισμένη ποσότητα διαλύτη. Εκφράζει την ικανότητα μιας ουσίας να διασπείρεται σε μια άλλη και να σχηματίζεται ομογενές διάλυμα.
Παράγοντες που επηρεάζουν τη διαλυτότητα είναι η θερμοκρασία και η πίεση. Η διαλυτότητα των στερεών στο νερό στις πιο πολλές περιπτώσεις αυξάνει με την αύξηση της θερμοκρασίας. Η διαλυτότητα των αερίων στο νερό μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας. Η διαλυτότητα των αερίων στα υγρά αυξάνει με την αύξηση της πίεσης. Με αυτό τον τρόπο διοχετεύεται CO 2 στα διάφορα αεριούχα ποτά. Ευδιάλυτες είναι οι ουσίες που διαλύονται εύκολα σε έναν διαλύτη. Δυσδιάλυτες είναι οι ουσίες που δεν διαλύονται εύκολα σε έναν διαλύτη. Παραδείγματα διαλυτών: νερό, θειικό οξύ, αιθανόλη, ακετόνη, τετραχλωράνθρακας.
Τα διαλύματα ανάλογα με την ποσότητα της διαλυμένης ουσίας χαρακτηρίζονται: Κορεσμένα Είναι τα διαλύματα στα οποία το ποσό της διαλυμένης ουσίας βρίσκεται σε ισορροπία με το διάλυμα, δηλ. σε ορισμένη θερμοκρασία έχει διαλυθεί η μέγιστη ποσότητα της ουσίας. Δηλ. ταχύτητα εισόδου χημικών οντοτήτων στο διάλυμα = ταχύτητα επιστροφής χημικών οντοτήτων στη στερεά φάση. Ακόρεστα Είναι τα διαλύματα στα οποία το ποσό της διαλυμένης ουσίας είναι μικρότερο από αυτό που μπορεί να διαλυθεί σε συγκεκριμένη ποσότητα διαλύτη και σε συγκεκριμένη θερμοκρασία. Το διάλυμα δεν βρίσκεται σε ισορροπία και μπορεί να διαλυθεί επιπλέον ποσότητα της ουσίας. Υπέρκορα Είναι τα διαλύματα τα οποία περιέχουν περισσότερη διαλυμένη ουσία από το αντίστοιχα κορεσμένα διαλύματα.
Τρόποι έκφρασης της συγκέντρωσης Ο όρος συγκέντρωση αναφέρεται γενικά στην ποσότητα της διαλυμένης ουσίας σε μια καθορισμένη ποσότητα διαλύματος. Η ποσοτική έκφραση της συγκέντρωσης μιας ουσίας σε ένα διάλυμα εκφράζεται με πολλούς τρόπους: Αραιό διάλυμα: όταν η συγκέντρωση της διαλυμένης ουσίας είναι χαμηλή Πυκνό διάλυμα: όταν η συγκέντρωση της διαλυμένης ουσίας είναι υψηλή. Η ποσότητα της διαλυμένης ουσίας μπορεί να εκφράζεται σε γραμμάρια ή moles. Η ποσότητα του διαλύτη ή του διαλύματος μπορεί να αναφέρεται σε όγκο ή μάζα. δημιουργούνται διάφοροι τρόποι έκφρασης της συγκέντρωσης ενός διαλύματος.
Τρόποι έκφρασης της συγκέντρωσης Χημικές μονάδες 1. Molarity ή γραμμομοριακή συγκέντρωση (Μ) 2. Normality ή κανονική συγκέντρωση ή κανονικότητα (Ν) 3. Molality ή γραμμομοριακή συγκέντρωση κατά 1000 g διαλύτη (m) 4. Γραμμομοριακό κλάσμα (X) Φυσικές μονάδες 1. Επί τοις εκατό κατά μάζα (% m/m) 2. Επί τοις εκατό κατά μάζα προς όγκο (% m/v) 3. Επί τοις εκατό κατ όγκο (% V/V) 4. Μέρη ανά εκατομμύριο (ppm) Μolarity: Molarity ή γραμμομοριακή συγκέντρωση (Μ) είναι τα moles της διαλυμένης ουσίας σε ένα λίτρο διαλύματος. Molarity (M) = moles ουσίας/λίτρα διαλύματος
Π.χ. υδατικό διάλυμα 2M σε HCl σημαίνει ότι έχουμε 2 mol ΗCl σε ένα λίτρο διαλύματος. Παρασκευή διαλύματος ορισμένης γραμμομοριακής συγκέντρωσης Πόσα γραμμάρια πενταϋδρικού θειικού χαλκού(ιι), CuSO 4 5H 2 O, πρέπει να ζυγίσουμε, προκειμένου να παρασκευάσουμε 250 ml διαλύματος CuSO 4 5H 2 O συγκέντρωσης 0,200 Μ; Απάντηση: Συγκέντρωση 0,200 Μ σημαίνει 0,200 mol ουσίας σε 1 L ή 1000 ml διαλύματος. Άρα, για 250 ml διαλύματος, θα χρειασθούμε (0,200 mol 250 ml) / 1000 ml = 0,0500 mol CuSO 4 5H 2 O. Επειδή 1 mol CuSO 4 5H 2 O ζυγίζει 249,7 g, τα 0,0500 mol ζυγίζουν 12,48 g CuSO 4 5H 2 O.
Molality (m): Molality είναι τα moles της διαλυμένης ουσίας ανά 1000 g διαλύτη. Π.χ. ένα διάλυμα που προκύπτει με διάλυση 0,30 mol αιθυλενογλυκόλης σε 2,0 kg νερού έχει molality 0,30 mol / 2,0 kg = 0,15 m αιθυλενογλυκόλη H molality είναι ανεξάρτητη από τη θερμοκρασία. Γραμμομοριακό κλάσμα: Γραμμομοριακό κλάσμα (Χ) ενός συστατικού Α του διαλύματος είναι τα moles του συστατικού Α διαιρεμένα δια του συνολικού αριθμού των moles του διαλύματος (δηλαδή, moles υπολοίπων συστατικών και διαλύτη).
Πριεκτικότητα % κατά μάζα (% κ.μ. ή m/m): τα γραμμάρια της διαλυμένης ουσίας που περιέχεται σε 100 γραμμάρια διαλύματος. Π.χ. διάλυμα AgCl 10% κ.β. σημαίνει ότι σε 100 g αυτού του διαλύματος έχουμε 10 g AgCl. Περιεκτικότητα % κατά μάζα προς όγκο (% κ.ο. ή m/v): τα γραμμάρια της διαλυμένης ουσίας που περιέχονται σε 100 ml διαλύματος. Π.χ. διάλυμα NaCl 15% κ.ο. σημαίνει ότι σε 100 ml διαλύματος έχουμε 15 g NaCl. Περιεκτικότητα % κατ όγκο προς όγκο (% κ.ο. ή v/v): τα ml της διαλυμένης ουσίας σε 100 ml διαλύματος. Π.χ. διάλυμα μεθανόλης 20 % v/v περιέχει 20 ml μεθανόλης σε 100 ml διαλύματος. Η πιο συνηθισμένη έκφραση της περιεκτικότητας είναι η πρώτη. Μέρη ανά εκατομμύριο (ppm) (parts per million) Μέρη ανά δισεκατομμύριο (ppb) (parts per billion)
ΑΡΑΙΩΣΗ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ Έστω ότι έχουμε ένα διάλυμα ΗΝΟ 3 15,8 Μ και θέλουμε να παρασκευάσουμε διάλυμα ΗΝΟ 3 0,12 Μ. Πόσα ml του αρχικού διαλύματος χρειαζόμαστε για να παρασκευάσουμε 1 λίτρο (L) διαλύματος ΗΝΟ 3 0,12 Μ; Λύση Πρέπει να αραιώσουμε το πυκνό διάλυμα με ορισμένη ποσότητα νερού. Πρέπει να βρούμε τη σχέση της γραμμομοριακής συγκέντρωσης του διαλύματος πριν την αραίωση με εκείνη μετά την αραίωση. Αρχικό διάλυμα: moles διαλυμένης ουσίας = molarity x λίτρα διαλύματος ή moles διαλ. ουσίας = Μ i x V i (1) Tελικό διάλυμα: Όταν το διάλυμα αραιώνεται, η συγκέντρωση και ο όγκος μεταβάλλονται σε Μ j και V j αντίστοιχα, ενώ ο αριθμός των moles της διαλυμένης ουσίας δεν μεταβάλλεται.
moles διαλ. ουσίας = Μ g x V g (2) Από την (1) και (2) προκύπτει ότι: Μ i x V i = Μ g x V g (3) Eίναι: Μ i = 15,8 M V i = άγνωστο M g = 0,12 M V g = 1000 ml Εφαρμογή της σχέσης (3) δίνει: V i = (M g V g ) / M i = (0,12 M x 1000 ml)/15,8 M = 7,6 ml Θα πάρουμε επομένως 7,6 ml από το αρχικό διάλυμα και θα το αραιώσουμε στα 1000 ml.
ΑΤΟΜΙΚΟ ΠΡΟΤΥΠΟ ΤΟΥ BOHR Ατομικό πρότυπο του Rutherford: Το άτομο αποτελείται από τον πυρήνα, στον οποίο είναι συγκεντρωμένη σχεδόν όλη η μάζα του ατόμου και γύρω από τον πυρήνα κινούνται τα ηλεκτρόνια τα οποία συγκρατούνται στις τροχιές τους μέσω ηλεκτροστατικών δυνάμεων. Το μοντέλο του Rutherford αδυνατούσε να εξηγήσει τη σταθερότητα του ατόμου και τα γραμμικά φάσματα των αερίων. Οι λόγοι είναι οι εξής: Σύμφωνα με αυτό το μοντέλο, το ηλεκτρόνιο κινείται γύρω από τον πυρήνα σε κυκλική τροχιά. Το μέτρο της ταχύτητάς του είναι σταθερό, αλλά η κατεύθυνσή της συνεχώς μεταβάλλεται και επομένως το ηλεκτρόνιο έχει επιτάχυνση. Σύμφωνα με την ηλεκτρομαγνητική θεωρία, το ηλεκτρόνιο, όπως και κάθε επιταχυνόμενο φορτίο εκπέμπει ακτινοβολία, δηλαδή ακτινοβολεί ενέργεια. Η ενέργεια του ηλεκτρονίου θα πρέπει να μειώνεται συνεχώς. Επομένως θα πρέπει να κινείται σε σπειροειδή τροχιά με διαρκώς μειούμενη ακτίνα και με διαρκώς μεταβαλλόμενη συχνότητα, μέχρις ότου πέσει στον πυρήνα! Όμως, κάτι τέτοιο δεν παρατηρείται, τα άτομα είναι σταθερά. Ο Δανός Φυσικός Niels Bohr για να εξηγήσει τη σταθερότητα του ατόμου του υδρογόνου και το γραμμικό του φάσμα πρότεινε ένα νέο πρότυπο 70
για το άτομο του υδρογόνου και διατύπωσε τις παρακάτω συνθήκες: Συνθήκη για τα επίπεδα ενέργειας: Ένα ηλεκτρόνιο επιτρέπεται να έχει ορισμένες μόνο τιμές ενέργειας σ ένα άτομο, οι οποίες ονομάζονται επίπεδα ενέργειας (επιτρεπόμενες τροχιές). Εάν τα ηλεκτρόνια δεν ήσαν περιορισμένα σε διακριτές ενεργειακές στάθμες, το φάσμα από ένα διεγερμένο άτομο θα είχε τη μορφή μιας συνεχούς διαδοχής χρωμάτων από το κόκκινο ως το ιώδες χωρίς μεμονωμένες-διακριτές γραμμές. Αυτό σημαίνει ότι το ηλεκτρόνιο στο άτομο μπορεί να έχει μόνον ορισμένες τιμές ενέργειας. Κινείται δηλ. μόνο σε ορισμένες κυκλικές τροχιές γύρω από τον πυρήνα. Τα επίπεδα ενέργειας του ατόμου του υδρογόνου δίνονται από τη σχέση: 71
E R n H 2 (1) όπου n = 1,2,3,4,. και το R Η είναι η μία σταθερά ίση με 2,179 10-18 J. Το n ονομάζεται κύριος κβαντικός αριθμός και επιτρέπεται να παίρνει μόνον ακέραιες τιμές (n = 1, 2, 3, 4, ) Για n =1 έχουμε την στιβάδα Κ που είναι η πλησιέστερη προς τον πυρήνα. Για n=2, έχουμε τη στιβάδα L κοκ. Όσο απομακρυνόμαστε από τον πυρήνα, τόσο αυξάνει η ενεργειακή στάθμη της στιβάδας: Ε Κ <Ε Λ <Ε Μ < 72
Σχήμα 7.10 από το βιβλίο Συνθήκη για τις μεταπτώσεις μεταξύ των επιπέδων ενέργειας: Ένα ηλεκτρόνιο σε ένα άτομο επιτρέπεται να μεταβάλλει ενέργεια μόνο μεταπηδώντας από ένα επίπεδο ενέργειας σε άλλο. Η μεταπήδηση αυτή του ηλεκτρονίου ονομάζεται μετάπτωση. Όταν το ηλεκτρόνιο μεταπηδήσει από ένα υψηλότερο επίπεδο ενέργειας, Εi σε ένα επίπεδο χαμηλότερης ενέργειας, E f, τότε εκπέμπεται ένα φωτόνιο με ενέργεια ίση με την διαφορά μεταξύ της αρχικής και της τελικής του ενέργειας: Εi E f = h ν (2) Το άτομο του υδρογόνου βρίσκεται σε σταθερή κατάσταση όταν το ηλεκτρόνιό του βρίσκεται στο χαμηλότερο επίπεδο (n=1). To άτομο του υδρογόνου έχει τη ελάχιστη ενέργεια και αυτή η κατάσταση ονομάζεται και θεμελιώδης κατάσταση του ατόμου. Για να ανέλθει το ηλεκτρόνιο σε υψηλότερο επίπεδο πρέπει να του δοθεί ενέργεια, δηλ. το 73
ηλεκτρόνιο απορροφά ενέργεια. Τότε λέμε ότι το ηλεκτρόνιο είναι διεγερμένο. Όταν το ηλεκτρόνιο αποδιεγερθεί εκπέμπει ενέργεια ίση με τη διαφορά μεταξύ των ενεργειακών επιπέδων. Το πρότυπο του Bohr, ενώ εξηγούσε το φάσμα του υδρογόνου με ένα ηλεκτρόνιο και ένα πρωτόνιο, αδυνατούσε να εξηγήσει τα φάσματα πολυπλοκότερων ατόμων, όπως π.χ. του ηλίου με 2 ηλεκτρόνια και 2 πρωτόνια ή ακόμη και των Ηe +, Li ++ με ένα ηλεκτρόνιο. Παρατηρήθηκε επίσης ότι το φάσμα εκπομπής, τόσο του υδρογόνου, όσο και πολυπλοκότερων ατόμων παρουσίαζαν γραμμές, αλλά κάθε γραμμή αποτελούνταν από άλλες λεπτότερες πολύ κοντά η μία στην άλλη. Ο Γερμανός Sommerfeld το 1915 διέσωσε για λίγο τη θεωρία του Βοhr προτείνοντας ότι για κάθε στιβάδα υπάρχει και ένας αριθμός υποστοιβάδων με τη μορφή έλλειψης. Εισάγει έτσι έναν δεύτερο κβαντικό αριθμό, τον δευτερεύοντα κβαντικό αριθμό, l που παίρνει τιμές l=0,1,2,3 n-1. 74
Δηλαδή κάθε στοιβάδα που αντιστοιχεί σε μία τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού n, μπορεί να αποτελείται από μία ή περισσότερες υποστοιβάδες, ανάλογα με την τιμή του n, που καθορίζονται από τον δευτερεύοντα κβαντικό αριθμό l και συμβολίζεται με τα γράμματα s, p, d, f κ.λ.π. Έτσι εξηγείται η λεπτή υφή του φάσματος με ηλεκτρονικές μεταπτώσεις μεταξύ των υποστοιβάδων. Ενώ δηλ. για ηλεκτρονικές μεταπτώσεις μεταξύ στοιβάδων το n μπορεί να μεταβάλλεται με οποιονδήποτε τρόπο, για μεταπτώσεις μεταξύ υποστοιβάδων το l μπορεί να μεταβάλλεται μόνο κατά 1. Ο τρίτος ή μαγνητικός κβαντικός αριθμός, m l, καθορίζει τους δυνατούς προσανατολισμούς των στιβάδων (ελλειπτικών ή μη) του Bohr, σε σχέση προς το εξωτερικό πεδίο που δεν επιτρέπεται να είναι οποιοδήποτε. Παίρνει τιμές από +l έως l. 75
Ο τέταρτος κβαντικός αριθμός, s, που ονομάζεται κβαντικός αριθμός του spin αναφέρεται στην περιστροφή του ηλεκτρονίου γύρω από τον άξονά του, με τιμές 1/2. Κυματικές ιδιότητες της ύλης Μέχρι την εμφάνιση της κβαντικής θεωρίας, οι φυσικοί πίστευαν ότι η ύλη και η ενέργεια είναι δυο διαφορετικές φυσικές έννοιες: η ενέργεια εκπέμπονταν υπό την μορφή κυμάτων, ενώ η ύλη αποτελούνταν από σωματίδια. Η θεωρία του Planck ήταν η πρώτη που πρότεινε ότι η ακτινοβολία έχει τα χαρακτηριστικά και των κυμάτων και των σωματιδίων. To 1923 o Γάλλος φυσικός de Broglie, πιστεύοντας στη συμμετρία της φύσης, διατύπωσε την άποψη ότι κάθε σωματίδιο συμπεριφέρεται ως κύμα και κάθε κύμα συμπεριφέρεται ως σωμάτιο. 76
Με τη χρήση της διάσημης εξίσωσης του Einstein: Ε= mc 2 =hν (1) και της εξίσωσης ν = c/λ, προκύπτει ότι για ένα φωτόνιο το μήκος κύματος, λ συνδέεται με την ορμή του φωτονίου με τη σχέση: λ = h/mc (2) όπου m η μάζα του φωτονίου και c η ταχύτητα του φωτός. Αν θεωρήσουμε ότι ένα σωματίδιο, μάζας m και ταχύτητας u συμπεριφέρεται σαν κύμα, τότε το μήκος κύματος, λ, που θα αντιστοιχεί σ αυτό το σωμάτιο, θα δίνεται από τη σχέση: λ = h/mu (3) Η εξίσωση (3) ονομάζεται εξίσωση του de Broglie. Eπιβεβαίωση των κυματικών ιδιοτήτων ελεύθερων σωματιδίων προήλθε με πειράματα περίθλασης δεσμών ηλεκτρονίων και νετρονίων. Κβαντομηχανική Προσέγγιση 77
Η Κβαντομηχανική πήρε την σημερινή της μορφή από τις διαφορετικές προσεγγίσεις δύο φυσικών: του Γερμανού Werner Heisenberg, και του Αυστριακού Erwin Schrödinger. Ο Heisenberg το 1927 διατύπωσε την αρχή της αβεβαιότητας (ή απροσδιοριστίας). Η αρχή της αβεβαιότητας ορίζει ότι: Το γινόμενο της αβεβαιότητας στη θέση επί την αβεβαιότητα στην ορμή ενός σωματιδίου δεν μπορεί να είναι μικρότερο από τη σταθερά του Plank διαιρεμένη δια 4π. Έτσι, αν Δx είναι η αβεβαιότητα στη θέση ενός σωματιδίου κατά τη διεύθυνση x και Δp x η αβεβαιότητα στην ορμή κατά την κατεύθυνση x, έχουμε: Η αρχή αβεβαιότητας βάζει ένα όριο στην ακρίβεια των μετρήσεων που μπορούμε να κάνουμε. Αυτό το όριο δεν εξαρτάται ούτε 78
από την μέθοδο μέτρησης που χρησιμοποιούμε, αλλά ούτε και από το είδος του σωματιδίου (δηλ. αν είναι πρωτόνιο ή ηλεκτρόνιο ή νετρόνιο κ.λ.π.). Βάσει της αρχής της αβεβαιότητας του Ηeisenberg, δεν μπορούμε να θεωρήσουμε ότι το ηλεκτρόνιο διαγράφει μια ακριβή τροχιά σε ένα άτομο, διότι τότε θα ξέραμε την ακριβή θέση του σε ορισμένο χρόνο. Μπορούμε όμως να πούμε ότι το ηλεκτρόνιο είναι πιθανόν (ή δεν είναι πιθανόν) να βρίσκεται σε ορισμένη θέση σε δεδομένη στιγμή. Ο Heisenberg και ο de Broglie έδωσαν τα θεωρητικά εργαλεία για μια ικανοποιητική περιγραφή του ατόμου και ώθησαν τον Erwin Schrödinger να αναπτύξει τη κβαντομηχανική θεωρία. Από την Τροχιά (Orbit) στο Τροχιακό (Orbital) Το 1926 ο Schrödinger, στηριζόμενος στην υπόθεση του de Broglie ότι το ηλεκτρόνιο σε 79
ένα άτομο μπορεί να περιγραφεί ως ένα στάσιμο κύμα πρότεινε την ομώνυμη κβαντομηχανική εξίσωση, η λύση της οποίας οδηγεί σε μια κυματική συνάρτηση Ψ, η οποία περιγράφει τις κυματικές ιδιότητες ενός ηλεκτρονίου σε συνάρτηση της ορμής του, της μάζας του, της ολικής ενέργειας και της δυναμικής του ενέργειας. 2 h 2 2 2 2 8 m x z V E όπου m η μάζα του e -, V η δυναμική ενέργεια του e -, Ε η ολική ενέργεια του e - και Ψ η κυματοσυνάρτηση του e -. Αν 2 h V 2 2 2 8 m x z 2 H όπου Η είναι ο τελεστής Hamilton, τότε: ΗΨ = ΕΨ Η εξίσωση αυτή λύνεται μόνο για το άτομο του υδρογόνου και παίρνει υπόψη της τη διττή φύση του ηλεκτρονίου (σωμάτιο-κύμα). Κάθε κυματοσυνάρτηση Ψ, που αποτελεί λύση της εξίσωσης Schrödinger περιγράφει ένα 80
τροχιακό. Σαν τροχιακή κατάσταση ηλεκτρονίου ή απλά τροχιακό ονομάζεται η περιοχή του χώρου μέσα στην οποία υπάρχει μεγάλη πιθανότητα να βρίσκεται το ηλεκτρόνιο. Η πιθανότητα δε αυτή είναι ανάλογη του τετραγώνου της κυματοσυνάρτησης Ψ (Ψ 2 ) δίνοντας πλέον με αυτό τον τρόπο φυσική σημασία σε αυτό το μέγεθος. Η εξίσωση του Schrödinger έχει ακριβείς λύσεις μόνο για το υδρογόνο και τα υδρογονεοειδή άτομα. Κβαντικοί αριθμοί Κύριος κβαντικός αριθμός, n Είναι ισοδύναμος με τον ακέραιο αριθμό, n των ενεργειακών επιπέδων του μοντέλου Bohr. Θεωρητικά παίρνει όλες τις ακέραιες θετικές τιμές 1, 2,,..., και προσδιορίζει τα κύρια ενεργειακά επίπεδα σε ένα άτομο. Καθώς αυξάνει το n, τα ηλεκτρόνια απομακρύνονται από τον πυρήνα και συνεπώς, κατέχουν μεγαλύτερη ολική δυναμική ενέργεια. Δευτερεύων κβαντικός αριθμός, l Προσδιορίζει τα ενεργειακά επίπεδα (υποστοιβάδες) στα οποία υποδιαιρούνται τα κύρια ενεργειακά επίπεδα που περιγράφονται από τον κύριο κβαντικό αριθμό n. Καθορίζει επίσης το σχήμα των διαφόρων τύπων ατομικών τροχιακών. Ο δευτερεύων κβαντικός αριθμός l παίρνει τιμές 0, 1, 2, 3,..., (n-1). Τα τέσσερα πρώτα 81
ατομικά τροχιακά ονομάζονται s, p, d and f και αντιστοιχούν στις παρακάτω τιμές του δευτερεύοντος κβαντικού αριθμού 0, 1, 2, 3. γ. Μαγνητικός κβαντικός αριθμός, m l Καθορίζει τον προσανατολισμό του ηλεκτρονικού νέφους στο χώρο. Για δεδομένη τιμή του l, το σύνολο των επιτρεπόμενων προσανατολισμών ισούται με 2l +1 και οι τιμές του m l είναι ακέραιοι από -l εως +l. Κβαντικός αριθμός του spin, ms Αναφέρεται στους δύο δυνατούς προσανατολισμούς του άξονα περιστροφής ενός ηλεκτρονίου (spin). Οι επιτρεπόμενες τιμές του είναι +1/2 και -1/2. Οι τρεις πρώτοι προκύπτουν από την επίλυση της κυματικής εξίσωσης για το υδρογόνο. 82
Στο παραπάνω σχήμα απεικονίζεται η νέα αντίληψη για τη μορφή του ατόμου, τα ατομικά τροχιακά. Τα σχήματα είναι περιοχές μέσα στις οποίες υπάρχει πιθανότητα να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο σε ένα άτομο. Ο πυρήνας βρίσκεται στο κέντρο κάθε σχήματος. 83
ΑΡΧΗ ΔΟΜΗΣΗΣ ΚΑΙ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ Στον Περιοδικό Πίνακα τα στοιχεία κατατάσσονται με βάση τη χημική τους συμπεριφορά. Επειδή η χημική συμπεριφορά καθορίζεται από την ηλεκτρονική δομή, θα πρέπει να υπάρχει άμεση συσχέτιση μεταξύ Περιοδικού Πίνακα και ηλεκτρονικής δομής. Η περιοδική εμφάνιση στοιχείων με ανάλογες φυσικές και χημικές ιδιότητες, όταν αυτά τοποθετούνται κατ αύξοντα ατομικό αριθμό, οφείλεται στην περιοδική εμφάνιση ανάλογης ηλεκτρονικής δομής στις εξωτερικές ηλεκτρονικές στιβάδες των αντίστοιχων ατόμων. Η δομή που συνδέεται με τη χαμηλότερη στάθμη ενέργειας του ατόμου είναι η πιο σταθερή κατάσταση και ονομάζεται θεμελιώδης κατάσταση. Όλες οι άλλες 84
ονομάζονται διηγερμένες καταστάσεις και είναι ασταθείς. Πρέπει να ισχύουν: Απαγορευτική αρχή του Pauli: δύο ηλεκτρόνια σε ένα άτομο δεν μπορούν να έχουν και τους 4 κβαντικούς αριθμούς ίδιους. Κανόνας του Hund: η χαμηλότερη ενεργειακά διάταξη των ηλεκτρονίων μιας υποστιβάδας λαμβάνεται με την τοποθέτηση των ηλεκτρονίων σε χωριστά τροχιακά των υποστιβάδων με το ίδιο spin, πριν από κάθε σύζευξη ηλεκτρονίων. Ο μέγιστος αριθμός των ηλεκτρονίων που μπορεί να πάρει κάθε μία από τις τρεις πρώτες στιβάδες δίνεται από το τύπο 2n 2, όπου n ο κύριος κβαντικός αριθμός. Η τελευταία στιβάδα (στιβάδα σθένους) κάθε ατόμου δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από 8 ηλεκτρόνια εκτός από την Κ στιβάδα, που συμπληρώνεται με 2 ηλεκτρόνια. Ηλεκτρονική δομή των τριών πρώτων στιβάδων Στιβάδα Αριθμός ομάδας IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIII H He K 1 2 85
Li Be B C N O F Ne K 2 2 2 2 2 2 2 2 L 1 2 3 4 5 6 7 8 Na Mg Al Si P S Cl Ar K 2 2 2 2 2 2 2 2 L 8 8 8 8 8 8 8 8 M 1 2 3 4 5 6 7 8 Το γεγονός ότι ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους για τα στοιχεία της ίδιας ομάδας είναι ίδιος, αιτιολογεί τις όμοιες ιδιότητες που παρατηρούνται για τα στοιχεία μιας ομάδας. ΠΕΡΙΟΔΙΚΗ ΤΑΣΗ ΤΩΝ ΙΔΙΟΤΗΤΩΝ ΤΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ Αρκετές φυσικές και χημικές ιδιότητες των στοιχείων μεταβάλλονται περιοδικά καθώς αυξάνεται ο ατομικός αριθμός στον Περιοδικό Πίνακα των στοιχείων. Η ατομική ακτίνα, η ενέργεια ιοντισμού και η ηλεκτρονική συγγένεια είναι τρεις φυσικές ιδιότητες που παίζουν σημαντικό ρόλο στην περιγραφή του χημικού δεσμού. Ατομική ακτίνα 86
Μέσα σε μια περίοδο, η ατομική ακτίνα τείνει να ελαττώνεται με αυξανόμενο ατομικό αριθμό. Έτσι, σε μια περίοδο το μεγαλύτερο άτομο είναι το άτομο της ομάδας ΙΑ και το μικρότερο το άτομο του ευγενούς αερίου. Αυτό οφείλεται στην αύξηση του πυρηνικού φορτίου και επομένως των ελκτικών δυνάμεων που ασκούνται από τον πυρήνα στα ηλεκτρόνια. Μέσα σε μια ομάδα η ατομική ακτίνα τείνει να αυξάνεται, καθώς αυξάνεται ο αριθμός της περιόδου, διότι προστίθενται νέες στιβάδες. Ενέργεια ιοντισμού Η πρώτη ενέργεια ιοντισμού ενός ατόμου είναι η ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για την απομάκρυνση του ηλεκτρονίου με την υψηλότερη ενέργεια από το ουδέτερο άτομο στη θεμελιώδη κατάσταση και στην αέρια φάση. Μέσα σε μια περίοδο, οι τιμές τείνουν να αυξάνονται με αυξανόμενο ατομικό αριθμό. Έτσι, τα στοιχεία της ΙΑ ομάδας (αλκαλιμέταλλα) έχουν τις χαμηλότερες τιμές ενέργειας ιοντισμού, ενώ τις υψηλότερες τις έχουν τα ευγενή αέρια. 87
Μέσα σε μια κύρια ομάδα, οι ενέργειες ιοντισμού μειώνονται καθώς προχωράμε προς τα κάτω. Ηλεκτρονική συγγένεια Η ηλεκτρονική συγγένεια είναι η μεταβολή ενέργειας που λαμβάνει χώρα κατά τη διαδικασία προσθήκης ενός ηλεκτρονίου σε ένα ουδέτερο άτομο που βρίσκεται στη θεμελιώδη κατάσταση και σε αέρια φάση για να σχηματιστεί ένα αρνητικό ιόν. Όσο πιο μικρή είναι η ακτίνα ενός στοιχείου τόσο πιο κοντά στον πυρήνα βρίσκεται η εξωτερική στιβάδα, επομένως και το ηλεκτρόνιο θα δέχεται πιο εύκολα όταν πλησιάζει έναν πυρήνα την ελκτική δύναμη του πυρήνα, εκτός από την άπωση των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας. Επομένως, η ηλεκτρονική συγγένεια θα αυξάνει από αριστερά προς τα δεξιά σε μια περίοδο και από κάτω προς τα πάνω σε μια ομάδα. 88
Ηλεκτραρνητικότητα Ηλεκταρνητικότητα, σύμφωνα με τον Pauling (1932) είναι η ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να έλκει προς το μέρος του ηλεκτρόνια. Στον περιοδικό πίνακα η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται κατά μήκος μιας περιόδου με αύξηση του ατομικού αριθμού και μειώνεται για τα στοιχεία της ίδιας ομάδας από πάνω προς τα κάτω. Έτσι το F έχει τη μεγαλύτερη, ενώ το Cs τη μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα. Παρατήρηση Η ηλεκτραρνητικότητα έχει καθαρή σχέση με την ενέργεια ιοντισμού, την ηλεκτρονική συγγένεια, ακόμη και με το μέγεθος των ατόμων. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι βασικά όλα αυτά τα μεγέθη εξαρτώνται βασικά από τους ίδιους παράγοντες, με πρωταρχικό παράγοντα την ενέργεια των ηλεκτρονίων σθένους. 89
Μέταλλα-αμέταλλα-ημιμέταλλα Υπάρχει καθαρή σχέση μεταξύ των ιδιοτήτων των ατόμων των στοιχείων και της θέσης τους στον Περιοδικό Πίνακα: Τα στοιχεία που τα άτομά τους εμφανίζουν μικρή ενέργεια ιοντισμού, θα εμφανίζουν συγχρόνως και μικρή ηλεκτρονική συγγένεια και ηλεκτραρνητικότητα. Τα στοιχεία αυτά είναι τα ελαφρύτερα στοιχεία μιας περιόδου και τα βαρύτερα μιας ομάδας και χαρακτηρίζονται ως μέταλλα. Τα άτομα των βαρύτερων στοιχείων μιας περιόδου και των ελαφρύτερων μιας ομάδας, που εμφανίζουν μεγάλη ενέργεια ιοντισμού και συγχρόνως μεγάλη ηλεκτρονική συγγένεια και ηέκτραρνητικότητα χαρακτηρίζονται ως αμέταλλα. Μεταξύ μετάλλων και αμετάλλων βρίσκονται τα ημιμέταλλα ή μεταλοειδή, τα οποία βάσει των ιδιοτήτων τους δεν μπορούν να χαρακτηριστούν ούτε ως μέταλλα ούτε ως αμέταλλα. Γενικά: ο μεταλλικός χαρακτήρας ελλατώνεται κατά μήκος μιας περιόδου με την αύξηση του ατομικού αριθμού. Μέσα σε μια ομάδα αυξάνεται σημαντικά από πάνω προς τα κάτω. 90
Έτσι, μία ομάδα μπορεί να περιλαμβάνει αμέταλλα, μέταλλα και ημιμέταλλα. 91
ΧΗΜΙΚΟΙ ΔΕΣΜΟΙ Όταν υπάρχουν οι κατάλληλες προϋποθέσεις, τα άτομα διαφόρων στοιχείων ενώνονται μεταξύ τους και σχηματίζουν μόρια ή ομάδες ατόμων, τα οποία έχουν τελείως διαφορετικές ιδιότητες από τα αρχικά άτομα. Υπάρχουν εκατομμύρια ενώσεις από περίπου 100 χημικά στοιχεία. Χημικός δεσμός: Η δύναμη που συγκρατεί ενωμένα τα άτομα ή τα ιόντα σε μία ένωση. Δημιουργείται μεταξύ των δομικών μονάδων της ύλης, όταν αυτές πλησιάσουν πολύ μεταξύ τους και αναπτυχθούν ελκτικές δυνάμεις. Π.χ. μεταξύ ιόντων Na + και Cl - ή ηλεκτρονίων ενός ατόμου και πυρήνα ενός άλλου. Η δημιουργία δεσμού είναι εξώθερμη διαδικασία (απελευθερώνει ενέργεια) και δημιουργείται ένα σύστημα σταθερότερο, λόγω μικρότερης ενέργειας. 92
Ευγενή αέρια είναι τα: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Είναι χημικώς αδρανή, δηλ. δεν έχουν την τάση να αντιδράσουν ούτε μεταξύ τους ούτε με άτομα άλλων στοιχείων. Γι αυτό τα μόριά τους είναι μονοατομικά. Αυτό συμβαίνει διότι έχουν χαμηλή ενέργεια και επειδή αυτή δεν μπορεί να μειωθεί περαιτέρω, η δραστικότητα τους είναι μικρή. Η ιδιότητά τους αυτή συνδέεται με την ηλεκτρονική τους δομή και συγκεκριμένα με το γεγονός ότι έχουν συμπληρωμένη με ηλεκτρόνια την εξωτερική τους στιβάδα. Η δομή αυτή είναι πολύ σταθερή δομή και ονομάζεται δομή ευγενών αερίων. Έτσι, η τάση των ατόμων να σχηματίζουν δεσμούς οφείλεται στην τάση τους να αποκτήσουν την ελάχιστη δυνατή ενέργεια με την απόκτηση δομής ευγενών αερίωνσυμπλήρωση δηλαδή της εξωτερικής στιβάδας με 8 ηλεκτρόνια. 93
Τα άτομα των διαφόρων στοιχείων έχουν την τάση να σχηματίζουν χημικούς δεσμούς, έτσι ώστε να αποκτήσουν ηλεκτρονική δομή ίδια με αυτήν των ευγενών αερίων. Ηλεκτροθετικά στοιχεία: Εκείνα των οποίων τα άτομα αποβάλλουν σχετικά εύκολα ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια. Ηλεκτραρνητικά στοιχεία: Εκείνα των οποίων τα άτομα προσλαμβάνουν σχετικά εύκολα ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια. Το μέγεθος των ατόμων παίζει επίσης ρόλο στη χημική συμπεριφορά των ατόμων. Άτομα με μεγάλο ατομικό αριθμό δίνουν πιο εύκολα ηλεκτρόνια (ηλεκτροθετικός χαρακτήρας) Άτομα με μικρό ατομικό αριθμό παίρνουν πιο εύκολα ηλεκτρόνια (ηλεκτραρνητικός χαρακτήρας) 94
ΕΙΔΗ ΧΗΜΙΚΩΝ ΔΕΣΜΩΝ 1.Μεταλλικός δεσμός 2.Ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός 3.Ομοιοπολικός δεσμός 1.ΜΕΤΑΛΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ Συγκρατεί μεταξύ τους τα άτομα ίδιου μετάλλου. Δημιουργία «θάλασσας ηλεκτρονίων» τα οποία δεν ανήκουν ουσιαστικά σε κανένα άτομο (απεντοπισμένα ηλεκτρόνια). Μεγάλη ευκινησία απεντοπισμένων ηλεκτρονίων. Σε μία ράβδο καθαρού χρυσού τα εξωτερικά ηλεκτρόνια δεν ανήκουν σε συγκεκριμένο άτομο. 95
Ευκινησία ηλεκτρονίων Αγωγιμότητα ηλεκτρικού ρεύματος Διέλευση ηλεκτρικού ρεύματους καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού 96
2.ΙΟΝΤΙΚΟΣ ή ΕΤΕΡΟΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ Ο δεσμός σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων, όταν ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από τη στιβάδα σθένους ενός ατόμου στη στιβάδα σθένους του άλλου ατόμου. Το άτομο που χάνει ηλεκτρόνια γίνεται θετικά φορτισμένο (κατιόν), ενώ το άτομο που παίρνει ηλεκτρόνια γίνεται αρνητικά φορτισμένο (ανιόν). Η ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ θετικών και αρνητικών ιόντων δημιουργεί τον ιοντικό δεσμό. 97
Παράδειγμα: Κρυσταλλική ένωση του NaCl Το άτομο του Na έχει ατομικό αριθμό Ζ=11 και ηλεκτρονική δομή είναι: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. Το άτομο του νατρίου κατά το σχηματισμό χημικού δεσμού τείνει να αποκτήσει σταθερή ηλεκτρονική δομή, δηλαδή δομή ευγενούς αερίου. Αν το άτομο του Na αποβάλλει το μοναδικό του 3s ηλεκτρόνιο, αποκτά τη δομή του ευγενούς αερίου Ne (1s 2 2s 2 2p 6 ) και γίνεται θετικό ιόν (Na + ). Γι αυτόν το λόγο το νάτριο είναι ηλεκτροθετικό στοιχείο. Το άτομο του Cl έχει ατομικό αριθμό Ζ=17 και η ηλεκτρονική δομή είναι: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 και θα τείνει να αποκτήσει σταθερή ηλεκτρονική δομή, με την πρόσληψη ενός ηλεκτρονίου. Έτσι, μετατρέπεται σε αρνητικό ιόν (Cl - ) και αποκτά τη δομή του ευγενούς αερίου αργόν (Ar) που είναι: 1s22s22p63s23p6. Γι αυτόν το λόγο το χλώριο χαρακτηρίζεται ως ηλεκτραρνητικό στοιχείο. 98
Όταν τα άτομα νατρίου και χλωρίου αντιδρούν μεταξύ τους, το ηλεκτρόνιο του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου του ατόμου του νατρίου μεταφέρεται στο άτομο του χλωρίου, έτσι ώστε να προκύψουν ιόντα νατρίου Na + και χλωρίου Cl -. Η ηλεκτροστατική έλξη ανάμεσα στα θετικά και αρνητικά φορτισμένα ιόντα είναι η αιτία που συγκρατεί τα ιόντα μαζί, έτσι ώστε να σχηματίζουν ένα κρυσταλλικό πλέγμα. 99
Στο κρυσταλλικό πλέγμα κάθε ιόν Na + περιβάλλεται από 6 ιόντα Cl - και κάθε ιόν Cl - περιβάλλεται από 6 ιόντα Na +. 100
Iοντικός δεσμός δημιουργείται πάντα μεταξύ ενός μετάλλου και ενός αμετάλλου. Οι ιοντικές ενώσεις αποτελούν την πλειοψηφία των ανόργανων ενώσεων και αποτελούνται από ομάδες ενώσεων, όπως τα οξείδια, τα υδροξείδια και τα άλατα. Το κύριο χαρακτηριστικό τους είναι ότι πάντα απαντούν στη στερεή κρυσταλλική κατάσταση υπό κανονικές συνθήκες. Σύμβολα Lewis με ηλεκτρόνια-κουκίδες Σύμβολο Lewis με ηλεκτρόνια-κουκίδες είναι ένα σύμβολο με το οποίο τα ηλεκτρόνια της στιβάδας σθένους ενός ατόμου ή ιόντος παριστάνονται με τη μορφή κουκίδων που τοποθετούνται γύρω από το σύμβολο του στοιχείου. 101
2. ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ Βασικά σημεία της θεωρίας του Lewis για τον ομοιοπολικό δεσμό: 1. Ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων, όταν τα άτομα μοιράζονται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων. 2. Κατά τη δημιουργία του ομοιοπολικού δεσμού η εξωτερική στοιβάδα των ατόμων αποκτά δομή οκτάδας (δομή ευγενών αερίων). Παράδειγμα: Δημιουργία του μορίου Η 2 Η + Η Η:Η Τα ηλεκτρόνια του δεσμού ανήκουν και στα δύο άτομα του μορίου Η 2. Το ζεύγος αυτό των ηλεκτρονίων ονομάζεται δεσμικό ζεύγος, ενώ ένα ζεύγος που δεν συμμετέχει σε δεσμό ονομάζεται μονήρες ή μη δεσμικό ζεύγος. 102
103
Παράδειγμα: Δημιουργία του μορίου F 2 To F ατομικό αριθμό Ζ=9 και η ηλεκτρονική του δομή είναι: 1s 2 2s 2 2p 5. Έχει δηλ. 7 ηλεκτρόνια στη στοιβάδα σθένους του. Δύο άτομα F μπορούν να αποκτήσουν τη δομή οκτάδας μόνο με αμοιβαία συνεισφορά ενός ηλεκτρονίου. Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων ανήκει και στα δύο άτομα και έτσι κάθε άτομο περιβάλλεται από 8 ηλεκτρόνια. F + F F : F ή F-F 104