ΜΑΘΗΜΑ: «ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ»

ΜΑΘΗΜΑ: «ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ» Α ΕΞΑΜΗΝΟ (ΧΕΙΜΕΡΙΝΟ) Διδάσκουσα: ΣΟΥΠΙΩΝΗ ΜΑΓΔΑΛΗΝΗ ΕΠΙΚΟΥΡΟΣ ΚΑΘΗΓΗΤΡΙΑ ΤΜΗΜΑΤΟΣ ΧΗΜΕΙΑΣ

Άδειες Χρήσης Το παρόν εκπαιδευτικό υλικό υπόκειται σε άδειες χρήσης Creative Commons. Για εκπαιδευτικό υλικό, όπως εικόνες, που υπόκειται σε άλλου τύπου άδειας χρήσης, η άδεια χρήσης αναφέρεται ρητώς. Αναφορά-Μη-Εμπορική Χρήση-Παρόμοια Διανομή

Χρηματοδότηση Το παρόν εκπαιδευτικό υλικό έχει αναπτυχθεί στα πλαίσια του εκπαιδευτικού έργου του διδάσκοντα. Το έργο «Ανοικτά Ακαδημαϊκά Μαθήματα στο Πανεπιστήμιο Πατρών» έχει χρηματοδοτήσει μόνο τη αναδιαμόρφωση του εκπαιδευτικού υλικού. Το έργο υλοποιείται στο πλαίσιο του Επιχειρησιακού Προγράμματος «Εκπαίδευση και Δια Βίου Μάθηση» και συγχρηματοδοτείται από την Ευρωπαϊκή Ένωση (Ευρωπαϊκό Κοινωνικό Ταμείο) και από εθνικούς πόρους.

6. Ιοντικός και Ομοιοπολικός Δεσμός ΠΕΡΙΕΧΟΜΕΝΑ: Περιγραφή ιοντικών δεσμών Ηλεκτρονικές δομές ιόντων Ιοντικές ακτίνες Περιγραφή ομοιοπολικών δεσμών Πολωμένοι ομοιοπολικοί δεσμοί-ηλεκτραρνητικότητα Αναγραφή τύπων Lewis με ηλεκτρόνια-κουκίδες Απεντοπισμένοι δεσμοί-συντονισμός ή Μεσομέρεια Τυπικό φορτίο και τύποι Lewis Μήκος δεσμού και τάξη δεσμού Ενέργεια δεσμού

Περιγραφή ιοντικών δεσμών Χημικός δεσμός: ισχυρή ελκτική δύναμη που ασκείται ανάμεσα σε ορισμένα άτομα μιας ουσίας Ιοντικός δεσμός: σχηματίζεται από την ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ θετικών και αρνητικών ιόντων Άλλα είδη δεσμών: Ομοιοπολικός δεσμός: δύο άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια σθένους που έλκονται ταυτόχρονα και από τους δυο θετικά φορτισμένους κορμούς των δύο ατόμων οδηγώντας στη σύνδεσή τους Μεταλλικός δεσμός: κανονική διάταξη θετικών ιόντων περιβαλλόμενων από μια «θάλασσα» ηλεκτρονίων

Περιγραφή ιοντικών δεσμών άτομα Ανάμεσα σε δύο άτομα, ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από το φλοιό σθένους ενός ατόμου στο φλοιό σθένους του άλλου Θετικό ιόν Ιοντικός δεσμός Μεταφορά ηλεκτρονίου Αρνητικό ιόν Δημιουργούνται: Θετικά ιόντα (κατιόντα) και αρνητικά ιόντα (ανιόντα), που το καθένα έλκει όσο το δυνατόν περισσότερα γειτονικά ιόντα αντιθέτου φορτίου Μεγάλος αριθμός ιόντων μαζί σχηματίζουν ένα ιοντικό στερεό, κανονικής κρυσταλλικής δομής!

Περιγραφή ιοντικών δεσμών Πώς δημιουργείται ο ιοντικός δεσμός: Na([Ne]3s 1 + Cl([Ne]3s 2 3p 5 Na + ([Ne] + Cl ([Ne]3s 2 3p 6 Μοντέλο τμήματος ενός κρυστάλλου, στο οποίο διακρίνεται σαφώς η κανονική διάταξη των ιόντων νατρίου και χλωριδίου. Κάθε ιόν Na + περιβάλλεται από έξι ιόντα Cl και κάθε ιόν Cl περιβάλλεται από έξι ιόντα Na + Cl Na +

Σύμβολα Lewis Σύμβολα Lewis με ηλεκτρόνια-κουκκίδες: ηλεκτρόνια σθένους ατόμου ή ιόντος παριστάνονται υπό μορφή κουκκίδων τοποθετημένων γύρω από το γραμματοσύμβολο του στοιχείου Νa. +. Cl Νa + + Cl _ Σύμβολα Lewis με ηλεκτρόνια-κουκκίδες για τα άτομα της 2ης και 3ης Περιόδου 1Α 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A Περίοδος ns 1 ns 2 ns 2 np 1 ns 2 np 2 ns 2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np 6 Δεύτερη Τρίτη Li.. Be.. B............. C N O F Ne............... Na Mg Al Si P S Cl Ar

Άσκηση Χρήση συμβόλων Lewis για να παρασταθεί ο σχηματισμός ιοντικού δεσμού Παραστήστε τη μεταφορά ηλεκτρονίων από το μαγνήσιο στο οξυγόνο, προκειμένου τα άτομά τους να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου. Χρησιμοποιήστε σύμβολα Lewis με ηλεκτρόνια κουκίδες. Τα σύμβολα Lewis για τα άτομα Mg και Ο :. Mg. και Ο.. Το άτομο του Mg χάνει δύο e και το άτομο του Ο δέχεται δύο e. Αυτή η μεταφορά ηλεκτρονίων μπορεί να παρασταθεί ως εξής:. Mg. +. Ο. Mg 2+ + Ο 2_ Γιατί στο Mg 2+ δεν τοποθετούμε καμία κουκίδα;

Ενέργειες που σχετίζονται με τη δημιουργία ιοντικού δεσμού Na Θετικό ιόν άτομα Cl Μεταφορά ηλεκτρονίου Αρνητικό ιόν 1. Η απομάκρυνση e από 3s του Na απαιτεί 496 kj/mol (πρώτη ενέργεια ιοντισμού I.E. ατόμου νατρίου) 2. Η προσθήκη e στην 3p του Cl εκλύει 349 kj/mol (πρώτη ηλεκτρονική συγγένεια Ε.Α. ατόμου χλωρίου) Δηλαδή: Σχηματισμός ιόντων από άτομα απαιτεί πρόσθετη ενέργεια (496 349) kj/mol ή 147 kj/mol. Όμως: Ένωση θετικών-αρνητικών ιόντων σε ζεύγη, λόγω ηλεκτροστατικής έλξης, εκλύει ενέργεια kq1q Coulomb: 2 Ε Ε Coulomb = 8,18 10 19 J/ζ.ι. ή 493 kj/mol r όπου: k = 8,99 10 9 J.m/C 2, r = 2,82 10 10 m (κρυστάλλου NaCl), Q 1 = + e = +1,602 10 19 C και Q 2 = e Η μέγιστη έλξη ιόντων αντιθέτου φορτίου και ταυτόχρονα η ελάχιστη άπωση ιόντων ομοειδούς φορτίου επιτυγχάνεται με σχηματισμό του κρυσταλλικού στερεού με έκλυση επιπλέον ενέργειας = 293 kj Ενέργεια πλέγματος: απαιτείται για τον πλήρη διαχωρισμό ενός mole στερεάς ιοντικής ένωσης στα ιόντα της σε αέρια φάση: ( 493 293)=+786 kj

Ενέργεια (kj) Ενέργειες που σχετίζονται με τη δημιουργία ιοντικού δεσμού 1 mol Na + 1 mol Cl 639 kj καθαρή εκλυόμενη ενέργεια 1 mol Na + + 1 mol Cl +147 kj (1) 1 mol ζεύγη ιόντων Na + Cl 1 mol NaCl(s) (2α) 493 kj (2β) 293 kj (2) 786 kj = U (1) Η μεταφορά ενός e από ένα άτομο Na σε ένα άτομο Cl δεν ευνοείται ενεργειακά. (2α) Όταν αντίθετα φορτισμένα ιόντα πλησιάσουν μεταξύ τους για να σχηματίσουν ζεύγη ιόντων, εκλύονται 493 kj ενέργειας. (2β) Επιπλέον ενέργεια (293 kj) εκλύεται όταν αυτά τα ζεύγη των ιόντων σχηματίζουν τον στερεό κρύσταλλο του NaCl. Η ενέργεια πλέγματος που εκλύεται, όταν 1 mol ιόντων Na + και 1 mol ιόντων Cl αντιδρούν παράγοντας NaCl(s), είναι 786 kj/mol (2) Η συνολική διαδικασία σχηματισμού του NaCl ευνοείται ενεργειακά, αφού η εκκίνηση με άτομα Na(g) και Cl(g) καταλήγει σε έκλυση 639 kj/mol ενέργειας.

Υπολογισμός της ενέργειας πλέγματος από τον κύκλο Born-Haber Η ενέργεια πλέγματος υπολογίζεται έμμεσα από πειράματα, με τη βοήθεια ενός θερμοχημικού «κύκλου», βάσει της λογικής του νόμου του Hess: Ο σχηματισμός ενός mole NaCl(s) θεωρείται ότι γίνεται σε δύο πορείες: Α. Σχηματισμός άμεσα από τα στοιχεία του: Na(s) + 1/2Cl 2 (g) NaCl(s) ΔΗ fo = 411 kj/mol Β. Σχηματισμός κατά τα ακόλουθα πέντε βήματα: kj/mol 1. Εξάχνωση: Na(s) Na(g) ΔΗ 1 = +108 2. Διάσταση: 1/2Cl 2 (g) Cl(g) ΔΗ 2 = +240/2 = +120 3. Ιοντισμός: Na(g) Na + (g) + e ΔΗ 3 = +496 4. Ηλεκτρονική συγγένεια: Cl(g) + e Cl (g) ΔΗ 4 = 349 5. Na + (g) + Cl (g) NaCl(s) ΔΗ 5 = U = ; Na(s) + 1/2Cl 2 (g) NaCl(s) ΔΗ fo = 411 Νόμος του Hess ΔΗ fo = ΔΗ 1 + ΔΗ 2 + ΔΗ 3 + ΔΗ 4 + ΔΗ 5 ΔΗ 5 = ΔΗ fo ΔΗ 1 ΔΗ 2 ΔΗ 3 ΔΗ 4 = ( 411 108 120 496 + 349) kj/mol = 786 kj/mol U = +786 kj/mol

Άσκηση Ca(s) +.. O 2 (g). CaO (s) (α) Να συμπληρώσετε τον παρατιθέμενο κύκλο των Born-Haber για το CaO, (β) Να υπολογίσετε την Ενθαλπία Σχηματισμού του, αν γνωρίζετε ότι:............ O 2 (g) + Ca 2+ (g) U του CaO = 3514 kj/mol, ΔΗ Ο εξαχν.ca = +193 kj/mol, ΔΗ Ο ιον.(1)ca = +590 kj/mol, ΔΗ Ο ιον.(2)ca = +1145 kj/mol και ΔΗ Ο ηλ.συγ.(2)ο = +844 kj/mol..

Άσκηση Υπολογισμός της ενέργειας πλέγματος από τον κύκλο Born Haber Με βάση τα ακόλουθα δεδομένα υπολογίστε την ενέργεια πλέγματος του NaI(s): (α) Η ενθαλπία σχηματισμού NaI(s) είναι 272 kj/mol. (β) Η ενέργεια εξάχνωσης του Na είναι 108 kj/mol. (γ) Η ενέργεια πρώτου ιοντισμού του Na είναι 496 kj/mol. (δ) Η ενέργεια εξάχνωσης του Ι 2 (s) είναι 62 kj/mol. (ε) Η ενέργεια διάσπασης του δεσμού Ι Ι είναι 151 kj/mol. (στ) Η πρώτη ηλεκτρονική συγγένεια του ιωδίου είναι 295 kj/mol.

Ηλεκτρονικές δομές ιόντων Τα περισσότερα κατιόντα λαμβάνονται με απομάκρυνση όλων των ηλεκτρονίων σθένους από τα άτομα των μεταλλικών στοιχείων. Ποιος είναι ο καθοριστικός παράγοντας για το φορτίο που θα φέρει το σχηματιζόμενο κατιόν; Ενέργειες ιοντισμού των Na, Mg και Al (σε kj/mol) Διαδοχικές ενέργειες ιοντισμού Στοιχείο Πρώτη Δεύτερη Τρίτη Τετάρτ η Na Mg Al 496 738 578 4562 1451 1817 6912 7733 2745 9543 10.540 11.577 Οι ενέργειες για την απομάκρυνση των e σθένους είναι στα αριστερά της κόκκινης γραμμής.

Ηλεκτρονικές δομές ιόντων Τα περισσότερα κατιόντα λαμβάνονται με απομάκρυνση όλων των ηλεκτρονίων σθένους από τα άτομα των μεταλλικών στοιχείων, που αποκτούν έτσι σταθερές δομές ευγενούς ή ψευδοευγενούς αερίου 1. Ιόντα μετάλλων κυρίων ομάδων Δομή ευγενούς αερίου (ΙΑ, ΙΙΑ, Al) Ιοντικό φορτίο = Αριθμός ομάδας Ca ([Ar]4s 2 ) Ca 2+ ([Ar]) + 2 e Δομή ψευδοευγενούς αερίου (Ga 3+, In 3+, Tl 3+ ) Ιοντικό φορτίο = Αριθμός ομάδας Ga ([Ar]3d 10 4s 2 4p 1 ) Ga 3+ ([Ar]3d 10 ) + 3 e 2. Ιόντα αμετάλλων Δομή ευγενούς αερίου Ιοντικό φορτίο = Αριθμός ομάδας 8 S ([Ne]3s 2 3p 4 ) + 2 e S 2 ([Ar])

Ηλεκτρονικές δομές ιόντων 3. Κατιόντα μεταβατικών μετάλλων (α) Τα περισσότερα ΜΜ σχηματίζουν πάνω από ένα κατιόντα με διαφορετικά φορτία (π.χ. Fe 2+, Fe 3+ ) (β) Κανένα από αυτά δεν έχει δομή ευγενούς αερίου ( Sc 3+ ) (γ) Πρώτα χάνουν τα ns ηλεκτρόνια. Κατόπιν μπορούν να χάσουν ένα ή δύο (n 1) d ηλεκτρόνια. (δ) Τα συνηθέστερα φορτία των ιόντων των ΜΜ είναι +2 και +3 Fe ([Ar]3d 6 4s 2 ) Fe 2+ ([Ar]3d 6 ) + 2e Fe ([Ar]3d 6 4s 2 ) Fe 3+ ([Ar]3d 5 ) + 3e Ιόν Cr 3+ Mn 2+ Fe 2+ Fe 3+ Co 2+ Ni 2+ Cu 2+ Zn 2+ Ag + Cd 2+ Hg 2+ Συνηθισμένα κατιόντα μεταβατικών μετάλλων Όνομα ιόντος χρώμιο(ιιι) Μαγγάνιο(ΙΙ) Σίδηρος(ΙΙ) Σίδηρος(ΙΙΙ) Κοβάλτιο(ΙΙ) Νικέλιο(ΙΙ) Χαλκός(ΙΙ) Ψευδάργυρος(ΙΙ) Άργυρος(Ι) Κάδμιο(ΙΙ) Υδράργυρος(ΙΙ)

Πολλές ενώσεις ιόντων μεταβατικών μετάλλων είναι έγχρωμες, λόγω μεταπτώσεων με εμπλοκή ηλεκτρονίων d Cr 3+ Fe2+ Co 2+ Cu 2+ Mn 2+ Fe 3+ Ni 2+ Zn 2+ Από αριστερά προς τα δεξιά: Cr 3+ (ερυθροϊώδες), Mn 2+ (ωχρό ρόδινο), Fe 2+ (ωχροπράσινο), Fe 3+ (ωχροκίτρινο), Co 2+ (ρόδινο), Ni 2+ (πράσινο), Cu 2+ (κυανό), Zn 2+ (άχρωμο).

Ασκήσεις Αναγραφή της ηλεκτρονικής δομής και του συμβόλου Lewis για ένα ιόν κύριας ομάδας Γράψτε την ηλεκτρονική δομή και το σύμβολο Lewis για τα ιόντα Ca 2+ και S 2. Γράψτε την ηλεκτρονική δομή των Pb και Pb 2+. Άσκηση Εύρεση στοιχείου από την ηλεκτρονική δομή ενός ιόντος του Ένα ιόν Μ 2+ από την πρώτη σειρά μεταβατικών μετάλλων έχει τέσσερα ηλεκτρόνια στον υποφλοιό 3d. Ποιο είναι το στοιχείο Μ;

Άσκηση Αναγραφή ηλεκτρονικών δομών ιόντων μεταβατικών μετάλλων Γράψτε την ηλεκτρονική δομή του Mn 2+. Ερώτηση: Ποια είναι η ηλεκτρονική δομή του Mn 3+ ;

Ιοντικές ακτίνες Ιοντική ακτίνα : μέτρο του μεγέθους της σφαιρικής περιοχής γύρω από τον πυρήνα ενός ιόντος, όπου η πιθανότητα εύρεσης των ηλεκτρονίων είναι μεγίστη Ι Li + Ι (Α) Ι Li + (Β) Li + Ι Li + Ι Li + Ι (Α) Τρισδιάστατη απεικόνιση του κρυστάλλου. (Β) Διατομή μιας στιβάδας ιόντων. Τα ιόντα ιωδιδίου, Ι, θεωρούνται ως σφαίρες σε επαφή η μία με την άλλη. Η απόσταση μεταξύ των πυρήνων ιωδίου (426 pm) προσδιορίζεται πειραματικά. Το μισό αυτής της απόστασης (213 pm) ισούται με την ακτίνα του ιόντος ιωδιδίου.

Σύγκριση ατομικών και ιοντικών ακτίνων Na [He] 2s 2 2p 6 3s 1 Na + [He] 2s 2 2p 6 Cl [Ne] 3s 2 3p 5 Cl [Ne] 3s 2 3p 6 Παρατηρούμε ότι το άτομο του νατρίου χάνει τον εξωτερικό του φλοιό κατά τον σχηματισμό του ιόντος Na +. Έτσι, το κατιόν είναι μικρότερο από το ουδέτερο άτομο. Το ιόν Cl είναι μεγαλύτερο από το άτομο Cl, επειδή το ίδιο πυρηνικό φορτίο συγκρατεί έναν μεγαλύτερο αριθμό ηλεκτρονίων λιγότερο ισχυρά. + Li F Li + F Τι «χάνει» το Li και τι «κερδίζει» το F σε μέγεθος όταν αντιδρούν;

Μεταβολή των ιοντικών ακτίνων μέσα στον Π.Π. Li + 60 Na + 95 K + 133 Rb + 148 Cs + 169 Be 2+ 31 Mg 2+ 65 Ca 2+ 99 Sr 2+ 113 Ba 2+ 135 Sc 3+ Ti 4+ Οι ιοντικές ακτίνες αυξάνονται από πάνω προς τα κάτω μέσα σε μια ομάδα Cr3+ V5+ Mn 2+ 81 68 59 64 80 60 77 Fe 3+ >Fe 2+ Οι ακτίνες κατιόντων ελαττώνονται κατά μήκος μιας περιόδου. Στα ανιόντα έχουμε απότομη αύξηση Co 2+ Ni 2+ Cu + Zn 2+ 50 72 69 96 74 62 Ag + 126 97 81 71 62 Au + Al 3+ Ga 3+ Tl 3+ Pb 4+ Hg 2+ 137 110 95 N 3 O 2 171 140 In 3+ Sn 4+ Sb 5+ Cd 2+ O 2 > Ο S 2 184 Se 2 198 Te 2 221 F 136 Cl 181 Br 195 I 216

Ασκήσεις Σύγκριση ιοντικών ακτίνων Ποιο έχει τη μεγαλύτερη ακτίνα, το S ή το S 2 ; Εξηγείστε. Τοποθετείστε τα ακόλουθα ιόντα κατά σειρά αυξανόμενης ιοντικής ακτίνας: Sr 2+, Mg 2+, Ca 2+

Ισοηλεκτρονικά ιόντα Ισοηλεκτρονικά είναι τα χημικά είδη που έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων και την ίδια ηλεκτρονική δομή. Τα ιόντα O 2, F, Na +, Mg 2+ και Al 3+ έχουν από 10 ηλεκτρόνια και την ηλεκτρονική δομή του νέου, [Ne], 1s 2 2s 2 2p 6, γι αυτό είναι ισοηλεκτρονικά. Καθώς το πυρηνικό φορτίο αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά, τα ηλεκτρόνια έλκονται όλο και πιο ισχυρά από τον πυρήνα και η ιοντική ακτίνα διαρκώς ελαττώνεται: O 2 > F > Na + > Mg 2+ > Al 3+

Άσκηση Σύγκριση ιοντικών και ατομικών ακτίνων Τοποθετήστε τα ακόλουθα χημικά είδη κατά σειρά αυξανόμενης ακτίνας: Rb +, Y 3+, Br, Kr, Sr 2+, Se 2

Ομοιοπολικοί δεσμοί Ομοιοπολικός δεσμός: χημικός δεσμός που σχηματίζεται με το μοίρασμα ενός ζεύγους e μεταξύ δύο ατόμων (π.χ. Η 2 ) Μοριακές ενώσεις: ενώσεις αποτελούμενες από μόρια (π.χ. H 2 O) Δύο μοριακές ενώσεις με πολύ διαφορετικές ιδιότητες Το ιωδοφόρμιο, CHI 3, είναι ένα εύτηκτο, κίτρινο στερεό (σημείο τήξεως 120 ο C). Το τετραχλωρίδιο του άνθρακα, CCl 4, είναι ένα άχρωμο υγρό.

Σχηματισμός και Περιγραφή Ομοιοπολικού δεσμού άτομα Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ δύο ατόμων Η και η δημιουργία του μορίου Η 2 Μοίρασμα ηλεκτρονίων Η + Η + Μόριο Ομοιοπολικός δεσμός Η κατανομή της ηλεκτρονικής πυκνότητας για το μόριο Η 2. Τα ηλεκτρόνια καταλαμβάνουν τον χώρο γύρω από τα δύο άτομα.

Δυναμική ενέργεια Μεταβολή της δυναμικής ενέργειας για το Η 2 0 H + H Ενέργεια διάστασης δεσμού Μήκος δεσμού Η 2 0 74 pm Η απόσταση μεταξύ των πυρήνων που αντιστοιχεί στο ελάχιστο της καμπύλης δυναμικής ενέργειας είναι το μήκος του δεσμού. Σε αυτή την απόσταση το μόριο Η 2 είναι σταθερό.

Σχηματισμός Ομοιοπολικών Δεσμών με Τύπους Lewis Τύπος Lewis: ο τύπος μιας ένωσης στον οποίον τα e σθένους παριστάνονται με κουκίδες Η + Η Η : Η Η : Η H. +. Cl H Cl H Cl Μονήρη ζεύγη 3H. +. H. Ṇ H N H Δεσμικό ζεύγος Συχνά, ο αριθμός των ομοιοπολικών δεσμών που σχηματίζονται από ένα άτομο ισούται με τον αριθμό των ασύζευκτων e (X) που εμφανίζει το σύμβολο Lewis του στοιχείου: X = 8 αριθμός ομάδας

Ομοιοπολικοί δεσμοί σύνταξης Α + Β Α : Β ή Α + :Β Α : Β Ποια είναι η διαφορά στον τρόπο σχηματισμού του μορίου ΑΒ; Η + + :ΝΗ 3 + Ομοιοπολικός δεσμός σύνταξης: όταν και τα δύο e του δεσμού προσφέρονται από ένα άτομο. Κανόνας της οκτάδας: τάση των ατόμων στα μόρια να έχουν οκτώ ηλεκτρόνια στο φλοιό σθένους τους (δύο για τα άτομα του υδρογόνου)

Άσκηση Χρήση συμβόλων Lewis για την παράσταση του ομοιοπολικού δεσμού Χρησιμοποιήστε σύμβολα Lewis για να δείξετε την αντίδραση σχηματισμού σουλφιδίου του υδρογόνου από άτομα. Σημειώστε τα δεσμικά και μονήρη ζεύγη ηλεκτρονίων στον τύπο Lewis του H 2 S. Το κάθε άτομο Η διαθέτει ένα ασύζευκτο e. Το S ανήκει στην Ομάδα 6Α και επομένως το άτομο του S διαθέτει 8 6 = 2 ασύζευκτα e. Τα 4 ασύζευκτα e συζευγνύονται ανά δύο και σχηματίζουν δύο ομοιοπολικούς δεσμούς S Η. Στο άτομο S απομένουν τα δύο μονήρη ζεύγη e. 2 H. + Ṣ. Μονήρη ζεύγη ηλεκτρονίων S H H Δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων

Κανόνας οκτάδας Πολλαπλοί δεσμοί. H 3H. +. Ṇ H N H H. +. Cl H Cl Τα Cl και Ν υπακούουν στον κανόνα της οκτάδας, ενώ το Η όχι. Τα στοιχεία C, Ν, Ο και F υπακούουν πάντοτε στον κανόνα της οκτάδας. Πολλά στοιχεία μπορεί να υπακούουν, μπορεί και όχι (εξαιρέσεις). H H H H C C ή C C H H H H αιθυλένιο H C C H ή H C C H ακετυλένιο Απλοί, διπλοί και τριπλοί δεσμοί Διπλοί δεσμοί: κυρίως τα άτομα C, Ν, Ο και S. Τριπλοί δεσμοί: κυρίως τα άτομα C και Ν.

Άσκηση Εφαρμογή του κανόνα της οκτάδας Ποια από τις παρακάτω δομές Lewis του ιόντος νιτροσυλίου, ΝΟ +, είναι η σωστή; N O + N O + N O + N O + (α) (β) (γ) (δ)

Πολωμένοι ομοιοπολικοί δεσμοί Όπου τα δεσμικά ηλεκτρόνια βρίσκονται πλησιέστερα στο ένα άτομο απ ότι στο άλλο H H Μη πολωμένος ομοιοπολικός δεσμός H Cl Πολωμένος ομοιοπολικός δεσμός Η Cl Κατανομή της ηλεκτρονικής πυκνότητας στο μόριο HCl. Οι κουκίδες παριστάνουν τις θέσεις των δύο πυρήνων.!!! Μόρια, όπως το ΗCl, ονομάζονται πολικά μόρια H H H Cl Μη πολωμένος ομοιοπολικός δεσμός Πολωμένος ομοιοπολικός δεσμός Na + Cl Ιοντικός δεσμός

Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 Ηλεκτραρνητικότητα Ηλεκτραρνητικότητα: μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου που βρίσκεται ενωμένο σε μόριο να έλκει προς το μέρος του δεσμικά ηλεκτρόνια. Na 0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs Mg 1,2 Ca 1,0 Ba 1,0 Al 1,5 Ga 1,6 In 1,7 C 2,5 Si 1,8 Ge 1,8 Sn 1,8 N 3,0 P 2,1 As 2,0 Sb 1,9 O 3,5 S 2,5 Se 2,4 Te 2,1 Πώς μεταβάλλεται η ηλεκτραρνητικότητα μέσα στον Π.Π.; F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 I 2,5 0,7 Ηλεκτραρνητικότητα κατά Mulliken (1934) X Ηλεκτραρνητικότητες των στοιχείων κατά Pauling βάσει ενεργειών δεσμών (μέσες τιμές)! Το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο είναι το φθόριο με τιμή ηλεκτραρνητικότητας 4,0 I. E E. A. 2

Η απόλυτη τιμή της διαφοράς σε ηλεκτραρνητικότητα δυο συνδεδεμένων ατόμων δίνει χονδρικά το μέτρο της πολικότητας που αναμένεται για το δεσμό! Όταν η διαφορά είναι πολύ μεγάλη ( 2) θεωρείται ιοντικός δεσμός, ενώ όταν είναι μικρότερη του 1,5 θεωρείται ομοιοπολικός. Άσκηση Εκτίμηση της σχετικής πολικότητας δεσμών με βάση τις ηλεκτραρνητικότητες Κατατάξτε τους παρακάτω δεσμούς κατά σειρά αυξανόμενης πολικότητας: H Se, P Cl, N Cl, N F Ένας δεσμός είναι τόσο περισσότερο πολωμένος, όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας, ΔΧ, μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων.

Αναγραφή τύπων Lewis με ηλεκτρόνια-κουκκίδες μορίων Αποτελούν απλή δισδιάστατη παράσταση των θέσεων των δεσμικών και μονήρων e σε ένα μόριο, (υπερτερώντας των συντακτικών τύπων) Τα 4 βασικά βήματα για την αναγραφή ενός τύπου Lewis: 1. Υπολογίζουμε τον συνολικό αριθμό ηλεκτρονίων σθένους 2. Γράφουμε τη σκελετική δομή* του μορίου χρησιμοποιώντας συνήθως ως κεντρικό άτομο το λιγότερο ηλεκτραρνητικό. * Σκελετική δομή είναι ο τύπος που δείχνει απλώς ποια άτομα συνδέονται με ποια μέσα στο μόριο με απλούς δεσμούς. π.χ. η σκελετική δομή του διοξειδίου του άνθρακα είναι Ο C Ο 3. Κατανέμουμε τα ηλεκτρόνια στα άτομα που περιβάλλουν το κεντρικό άτομο (κανόνας οκτάδας). 4. Κατανέμουμε τα υπόλοιπα ηλεκτρόνια ως ζεύγη στο κεντρικό άτομο.

Άσκηση Αναγραφή δομών Lewis (όταν υπάρχουν μόνο απλοί δεσμοί) Γράψτε τον τύπο Lewis για το τριβρωμίδιο του φωσφόρου, PBr 3

Άσκηση 1. Υπολογισμός συνολικού αριθμού ηλεκτρονίων σθένους. Ρ: Ομάδα 5Α 5 ηλεκτρόνια σθένους Br: Ομάδα 7Α 7 ηλεκτρόνια σθένους Ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σθένους: 5 + (3 7) = 26 2. Η σκελετική δομή θα έχει ως κεντρικό άτομο το P, επειδή είναι το λιγότερο ηλεκτραρνητικό, και τα άτομα Br ως περιφερειακά: Br P Br Δαπανήσαμε 6 από τα 26 ηλεκτρόνια Br 3. Κατανέμουμε ηλεκτρονικά ζεύγη στα περιφερειακά άτομα έτσι, ώστε να ικανοποιείται ο κανόνας της οκτάδας. (Απαιτούνται 3 6 = 18 ηλεκτρόνια.) 4. Κατανέμουμε τα υπόλοιπα ηλεκτρόνια (26 24 = 2) στο άτομο Ρ: Br P Br Br

Άσκηση Αναγραφή τύπων Lewis (όταν υπάρχουν πολλαπλοί δεσμοί) Γράψτε τον τύπο Lewis για το διοξείδιο του άνθρακα, CΟ 2. 1. Ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων στο CΟ 2 είναι 4 + (2 6) = 16 2. Χ C < X O C = το κεντρικό άτομο. 3. Κατανέμουμε τα ηλεκτρόνια έτσι, ώστε τα περιφερειακά άτομα να ικανοποιούν τον κανόνα της οκτάδας. O C O 4. Παρατηρούμε ότι, ενώ έχουμε χρησιμοποιήσει και τα 16 e, ο άνθρακας περιβάλλεται μόνο από 4 e, δηλαδή χρειάζεται άλλα 4 e προκειμένου να ικανοποιηθεί ο κανόνας της οκτάδας. Αυτό μπορεί να επιτευχθεί αν μετακινήσουμε από κάθε άτομο Ο ένα ηλεκτρονικό ζεύγος προς το άτομο C, σχηματίζοντας διπλούς δεσμούς C=Ο. O C O ή O C O

Απεντοπισμένοι δεσμοί Συντονισμός ή Μεσομέρεια Τύποι Lewis για το όζον, Ο 3 Ποιος από τους δύο τύπους Lewis για το όζον είναι ο σωστός; Ένα από τα δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων στο όζον είναι απλωμένο στην περιοχή και των τριών ατόμων και όχι εντοπισμένο ανάμεσα σε δύο συγκεκριμένα άτομα οξυγόνου (απεντοπισμένος δεσμός) Ο Η ηλεκτρονική δομή του μορίου που έχει απεντοπισμένους δεσμούς αποδίδεται με αναγραφή όλων των δυνατών τύπων Lewis Ο (Α) Το διπλό βέλος ανάμεσα στους τύπους Α και Β σημαίνει ότι πρέπει να σχηματίσουμε νοερή εικόνα του μορίου συγχωνεύοντας ΚΑΙ τους δυο. Ο Ο Ο (Α) ή Ο Ο Ο Ο (Β) Ο Ο Ο Ο Ο (Β) Ο

Αναγραφή δομών συντονισμού Άσκηση Περιγράψτε το δεσμό στο μυρμηκικό ιόν, ΗCO 2, χρησιμοποιώντας δομές συντονισμού.

Τυπικό φορτίο και τύποι Lewis Πώς από τις τρεις πιθανές δομές Lewis, που μπορούμε να γράψουμε π.χ. για το καρβονυλοχλωρίδιο, CΟCl 2, θα επιλέξουμε τη σωστότερη; Cl C O Cl C O Cl C O Cl Cl (α) (β) (γ) Επιλογή μέσω των τυπικών φορτίων: Τυπικό φορτίο ενός ατόμου σε δομή Lewis: υποθετικό φορτίο που προκύπτει, αν θεωρηθεί ότι τα δεσμικά e μοιράζονται εξίσου μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων και ότι τα e από κάθε μονήρες ζεύγος ανήκουν εξ ολοκλήρου σε ένα άτομο. Cl

Τυπικό φορτίο και τύποι Lewis Κανόνες εύρεσης τυπικών φορτίων (τ.φ.) (1) Κάθε δεσμικό ζεύγος e μοιράζεται εξίσου στα δύο άτομα του δεσμού (2) Κάθε μονήρες ζεύγος e αποδίδεται αυτούσιο στο άτομο που ανήκει τ.φ. = e σθένους ελεύθερου ατόμου e μονήρων ζευγών ½ δεσμικά e Άθροισμα τ.φ: (α) σε ουδέτερα άτομα: τ.φ. = 0, (β) σε ιόντα: τ.φ. = φορτίο ιόντος

Τυπικό φορτίο και τύποι Lewis Παράδειγμα υπολογισμού των τ.φ. του Cl του διπλού δεσμού και του Ο στη δομή (β): τ.φ. Cl: 7 4 ½ (4) = +1 τ.φ. Ο: 6 6 ½ (2) = 1 Cl C Cl O Cl C O +Cl C O Cl C O Cl Cl (α) (β) (γ) Ποια από τις τρεις δομές είναι η επικρατέστερη; Κριτήρια επιλογής: (1) Προτιμώμενα είναι τα μικρά τ.φ. (+1, 1 και καλύτερα το 0) (2) Όχι ομοειδή φορτία σε γειτονικά άτομα (3) Τα αρνητικά τ.φ. στα πιο ηλεκτραρνητικά άτομα η δομή (α) είναι η επικρατέστερη. Cl +

Τυπικό φορτίο και τύποι Lewis τ.φ.: χρήσιμα και στην επιλογή της πιο πιθανής σκελετικής δομής! Cl + + + 2 S O Cl O S Cl Cl O Cl Cl S (α) (β) (γ) Γιατί από τις τρεις σκελετικές δομές του θειονυλοχλωριδίου, SΟCl 2, πιθανότερη είναι η (α); Η δομή (γ) έχει στο ένα άτομο Cl τ.φ. +2 που θεωρείται υψηλό, και γι αυτό η δομή (γ) δεν είναι πιθανή. Στη δομή (β) το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο φέρει θετικό φορτίο. Στη δομή (α) έχουμε μικρά τ.φ. και το αρνητικό τυπικό φορτίο είναι τοποθετημένο στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο (στο Ο).

Άσκηση Υπολογισμός τυπικών φορτίων (τ.φ.) Γράψτε μια δομή Lewis για καθένα από τα παρακάτω μόρια και βρείτε τα τυπικά φορτία των ατόμων. (α) CΟ (β) ΗΝO 3 Οι δομές Lewis των παραπάνω μορίων είναι: Για να βρούμε τα τ.φ., εφαρμόζουμε την Εξίσωση (1). (α) τ.φ. C = 4 2 1/2 (6) = 1 τ.φ. Ο = 6 2 1/2 (6) = +1 (β) τ.φ. Η = 1 1/2 (2) = 0, τ.φ. Ο (ενδιάμεσου) = 6 4 ½(4) = 0 τ.φ. Ν = 5 0 1/2 (8) = +1 τ.φ. Ο (δ.δ.) = 6 4 1/2 (4) = 0 τ.φ. Ο (ακραίου) = 6 6 1/2 (2) = 1 C O + H O C O H O N + N O O O O

143 F 2 199 Cl 2 228 72 pm Μήκος δεσμού και τάξη δεσμού 100 pm 114 pm Μήκη δεσμών και ομοιοπολικές ακτίνες αλογόνων Μήκος δεσμού: απόσταση μεταξύ των πυρήνων δύο ομοιοπολικά ενωμένων ατόμων (προσδιορίζεται με περίθλαση ακτίνων-χ) Ομοιοπολική ακτίνα: το μισό της απόστασης μεταξύ δύο όμοιων ατόμων που είναι ενωμένα ομοιοπολικά με απλό δεσμό 74 pm 161 pm Br 2 266 Μήκος δεσμού σε Η 2 και ΗΙ H 2 HΙ 133 pm Το μήκος δεσμού μεγαλώνει, καθώς μεγαλώνει η ομοιοπολική ακτίνα! I 2

Μήκος δεσμού και τάξη δεσμού Τάξη δεσμού: αριθμός ηλεκτρονικών ζευγών ενός δεσμού. Δηλαδή: C C απλός δεσμός, τάξη δεσμού = 1 C=C διπλός δεσμός, τάξη δεσμού = 2 C C τριπλός δεσμός, τάξη δεσμού = 3 Όταν η τάξη δεσμού μεγαλώνει, το μήκος δεσμού ελαττώνεται! Κάθε παύλα ανάμεσα στα άτομα αντιπροσωπεύει ένα ΗΖ Μέσες τιμές μήκους δεσμών μερικών συνηθισμένων απλών, διπλών και τριπλών δεσμών (σε pm) C H 107 C N 143 C O 143 C=N 138 C=O 121 C N 116 C C 154 N O 136 C=C 134 N=O 122 C C 120 O H 96

Άσκηση Συσχέτιση τάξης δεσμού και μήκους δεσμού Το μυρμηκικό οξύ απομονώθηκε για πρώτη φορά το 1670. Είναι το υγρό που προκαλεί ερεθισμό κατά το τσίμπημα των μυρμηγκιών. Η δομή του μυρμηκικού οξέος είναι H C O H O Ο ένας από τους δεσμούς άνθρακα οξυγόνου έχει μήκος 136 pm και ο άλλος 123 pm. Ποιο είναι το μήκος του δεσμού C=O στο μυρμηκικό οξύ;

Ενέργεια ή ενθαλπία δεσμού (ΒΕ ή D) Ενέργεια του δεσμού Α Β: μέση μεταβολή ενθαλπίας για τη διάσπαση ενός δεσμού Α Β που υπάρχει σε μόριο ευρισκόμενο στην αέρια φάση. Η Η Η C Η (g) Η C(g) + H(g) ΔΗ = 435 kj Η Η Η Η Η Η Η C C Η(g) Η C C(g) + H(g) ΔΗ = 410 kj Η Η Η CH 4 (g) C(g) + 4H(g) ΔH = 1662 kj ΒΕ(C H) = ¼ 1662 kj = 416 kj Η!! Επειδή για τη διάσπαση ενός δεσμού απαιτείται ενέργεια, οι ΒΕ είναι πάντοτε θετικοί αριθμοί.

Ενέργειες δεσμών (σε kj/mol) Η ενέργεια δεσμού είναι μέτρο της ισχύος του δεσμού: όσο μεγαλύτερη η ενέργεια δεσμού, τόσο ισχυρότερος ο χημικός δεσμός Μέσες ενέργειες δεσμών (σε kj/mol) Απλοί Δεσμοί C Η 411 Ν F 283 S Cl 255 C C 346 Ν Cl 313 S Br 217 C N 305 Ν Br 243 S S 226 C O 358 C F 485 H H 432 F F 155 Πολλαπλοί δεσμοί C=C 602 Ν=Ν 418 Ο=Ο 494 C C 835 Ν Ν 942 C=Ν 615 S=Ο 532 C Ν 887 S=S 418 C=Ο 799!!! Πώς σχετίζεται η ενέργεια δεσμού με την τάξη δεσμού;

Υπολογισμός της μεταβολή ενθαλπίας (ΔΗ) μιας αντίδρασης από ενέργειες δεσμών Π.χ., CH 4 (g) + Cl 2 (g) CH 3 Cl(g) + HCl(g) Υποθετική πορεία: H H H C H + Cl Cl H C + H + Cl + Cl H H ΔΗ = BE(C Η) + BE(Cl Cl) H H H C H + H + Cl + Cl H C Cl + H Cl H ΔΗ = BE(C Cl) BE(Η Cl) Γενικώς: ΔΗ = ΣΒΕ(δεσμών που διασπώνται) ΣΒΕ(δεσμών που σχηματίζονται) ΔΗ ΒΕ(C Η) + ΒΕ(Cl Cl) ΒΕ(C Cl) ΒΕ(Η Cl) = (411 + 240 327 428) kj = 104 kj Σε ποιο νόμο στηρίζεται ο παραπάνω γενικός τύπος της ΔΗ; Τι σημαίνει το αρνητικό πρόσημο; Γιατί η τιμή αυτή είναι προσεγγιστική;

Ενέργειες δεσμών στην ερμηνεία της θερμότητας μιας αντίδρασης ή της σταθερότητας προϊόντων Έκρηξη του συμπλόκου τριιωδιδίου του αζώτου αμμωνίας Το καστανέρυθρο σύμπλοκο τριιωδιδίου του αζώτου και αμμωνίας είναι τόσο ευαίσθητο σε έκρηξη, ώστε μπορεί να εκραγεί με το άγγιγμα ενός φτερού. Απλοί δεσμοί αζώτου ιωδίου αντικαθίστανται από πολύ ισχυρούς τριπλούς δεσμούς αζώτου αζώτου (Ν 2 ) και απλούς δεσμούς ιωδίου ιωδίου (Ι 2 ).! Διατυπώστε τη χημική εξίσωση για την παραπάνω αντίδραση

Άσκηση Υπολογισμός της μεταβολής ενθαλπίας μιας αντίδρασης από ενέργειες δεσμών Χρησιμοποιήστε ενέργειες δεσμών προκειμένου να εκτιμήσετε τη μεταβολή ενθαλπίας για την καύση αιθυλενίου, C 2 Η 4, σύμφωνα με την εξίσωση C 2 Η 4 (g) + 3O 2 (g) 2CO 2 (g) + 2H 2 O(g) Γράφουμε την αντίδραση με συντακτικούς τύπους για να ξεχωρίσουμε εύκολα τους δεσμούς που διασπώνται και τους δεσμούς που σχηματίζονται. H H C C H H + 3 O 2 2 O C O + 2 H O H Διασπώνται: ένας δεσμός C=C, τέσσερις δεσμοί C Η και τρεις δεσμοί Ο=Ο, ενώ σχηματίζονται τέσσερις δεσμοί C=Ο και τέσσερις δεσμοί Ο Η.

Άσκηση Παίρνουμε τις τιμές ενεργειών δεσμών που χρειαζόμαστε από τον κατάλληλο Πίνακα και εφαρμόζουμε την εξίσωση: ΔΗ αντίδρ. = ΔΗ(δεσμών που διασπώνται) + ΔΗ(δεσμών που σχηματίζονται) Προσέχουμε οι ενέργειες των δεσμών που διασπώνται να έχουν θετικά πρόσημα, ενώ οι ενέργειες των δεσμών που σχηματίζονται να έχουν αρνητικά πρόσημα. Έτσι βρίσκουμε: ΔΗαντίδρ. = BE(C=C) + 4BE(C H) + 3BE(O=O) 4BE(C=O) 4BE(O H) = [602 + (4 411) + (3 494) (4 799) (4 459)] kj = 1304 kj

Αναφορά Το υλικό της παρουσίασης προέρχεται από τις Πανεπιστημιακές παραδόσεις της καθηγήτριας Μαγδαληνής Σουπιώνη Oι εικόνες που περιέχονται στην ενότητα προέρχονται από το προσωπικό αρχείο της καθηγήτριας Μαγδαληνής Σουπιώνη

Σημείωμα Αναφοράς Copyright, Πανεπιστήμιο Πατρών, Μαγδαληνή Σουπιώνη. «Γενική Χημεία». Έκδοση: 1.0. Πάτρα 2015. Διαθέσιμο από τη δικτυακή διεύθυνση: https://eclass.upatras.gr/courses/bio253/

Σημείωμα Αδειοδότησης Το παρόν υλικό διατίθεται με τους όρους της άδειας χρήσης Creative Commons Αναφορά, Μη Εμπορική Χρήση Παρόμοια Διανομή 4.0 [1] ή μεταγενέστερη, Διεθνής Έκδοση. Εξαιρούνται τα αυτοτελή έργα τρίτων π.χ. φωτογραφίες, διαγράμματα κ.λ.π., τα οποία εμπεριέχονται σε αυτό και τα οποία αναφέρονται μαζί με τους όρους χρήσης τους στο «Σημείωμα Χρήσης Έργων Τρίτων». [1] http://creativecommons.org/licenses/by-nc-sa/4.0/ Ως Μη Εμπορική ορίζεται η χρήση: που δεν περιλαμβάνει άμεσο ή έμμεσο οικονομικό όφελος από την χρήση του έργου, για το διανομέα του έργου και αδειοδόχο που δεν περιλαμβάνει οικονομική συναλλαγή ως προϋπόθεση για τη χρήση ή πρόσβαση στο έργο που δεν προσπορίζει στο διανομέα του έργου και αδειοδόχο έμμεσο οικονομικό όφελος (π.χ. διαφημίσεις) από την προβολή του έργου σε διαδικτυακό τόπο Ο δικαιούχος μπορεί να παρέχει στον αδειοδόχο ξεχωριστή άδεια να χρησιμοποιεί το έργο για εμπορική χρήση, εφόσον αυτό του ζητηθεί

Τέλος Ενότητας