Μετά το τέλος της µελέτης του 1ου κεφαλαίου, ο µαθητής θα πρέπει να είναι σε θέση:

Μετά το τέλος της µελέτης του 1ου κεφαλαίου, ο µαθητής θα πρέπει να είναι σε θέση: Να διατυπώνει το νόµο περιοδικότητας του Moseley. Να γνωρίζει τι είναι οµάδα και τι περίοδος του περιοδικού πίνακα. Να βρίσκει την οµάδα και την περίοδο στην οποία ανήκει ένα χηµικό στοιχείο. Να γνωρίζει τι ονοµάζουµε τοµέα του περιοδικού πίνακα. Να βρίσκει τον τοµέα που ανήκει ένα στοιχείο. Να γνωρίζει ποια στοιχεία ονοµάζονται στοιχεία µετάπτωσης και ποιες είναι οι χαρακτηριστικές τους ιδιότητες. Να γνωρίζει πως ορίζεται η ατοµική ακτίνα και πως µεταβάλλεται κατά µήκος µίας οµάδας και κατά µήκος µίας περιόδου του περιοδικού πίνακα. Να συγκρίνει το µέγεθος ατόµων ή ιόντων. Να γνωρίζει πως ορίζονται η ενέργειες πρώτου και δεύτερου ιοντισµού. Να γνωρίζει από ποιες παραµέτρους καθορίζεται η ενέργεια ιοντισµού ενός ατόµου. Να γνωρίζει πως µεταβάλλεται η ενέργεια πρώτου ιοντισµού στον περιοδικό πίνακα. Να συγκρίνει την ενέργεια πρώτου ιοντισµού δύο ή περισσότερων στοιχείων. Να γνωρίζει τι είναι η ηλεκτροθετικότητα και ποια στοιχεία χαρακτηρίζονται ηλεκτροθετικά. Να γνωρίζει τι είναι η ηλεκτραρνητικότητα και ποια στοιχεία χαρακτηρίζονται ηλεκτραρνητικά. Να συγκρίνει δύο ή περισσότερα άτοµα ως προς την ηλεκτροθετικότητα ή ηλεκτραρνητικότητα. Να γνωρίζει τις βασικές αρχές της ηλεκτρονιακής θεωρίας του σθένους. Να γράφει τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis ιοντικών και οµοιοπολικών ενώσεων.

Περιοδικός πίνακας - Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis 30. Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία Βήµα 1 ο Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία Νόµος περιοδικότητας του Moseley: Η χηµική συµπεριφορά (οι ιδιότητες) των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατοµικού τους αριθµού. Περιοδικός πίνακας: α. Είναι µια ταξινόµηση των στοιχείων κατά αύξοντα ατοµικό αριθµό, έτσι ώστε να βρίσκονται στην ίδια στήλη τα στοιχεία που έχουν παρόµοιες ιδιότητες. β. Περιλαµβάνει 7 οριζόντιες γραµµές που ονοµάζονται περίοδοι, και 18 κατακόρυφες στήλες, που ονοµάζονται οµάδες. γ. Τα στοιχεία που ανήκουν στην ίδια περίοδο έχουν τον ίδιο αριθµό στιβάδων που έχουν χρησιµοποιηθεί για τη ηλεκτρονιακή δόµηση του ατόµου του στοιχείου. δ. Η οµάδα στην οποία ανήκει ένα στοιχείο, καθορίζεται από τον αριθµό των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας (ηλεκτρόνια σθένους). ε. Τα στοιχεία που ανήκουν στην ίδια κύρια οµάδα του περιοδικού πίνακα έχουν τον ίδιο αριθµό ηλεκτρονίων στην εξωτερική τους στιβάδα. Τοµείς του περιοδικού πίνακα: Τοµέας του περιοδικού πίνακα ονοµάζεται το σύνολο στοιχείων των οποίων τα άτοµα έχουν τα τελευταία τους ηλεκτρόνια (µε τη µέγιστη ενέργεια, σύµφωνα µε την αρχή ηλεκτρονιακής δόµησης) στον ίδιο τύπο υποστιβάδας π.χ. s, p, d, f. Τοµέας s: Περιλαµβάνει τα στοιχεία των οµάδων, τα άτοµα των οποίων έχουν εξωτερική ηλεκτρονιακή δοµή ns x όπου x = 1, 2. Περιλαµβάνει δύο κύριες οµάδες του περιοδικού πίνακα: τα αλκάλια και τις αλκαλικές γαίες. Οι οµάδες αυτές ονοµάζονται: Με βάση τους τοµείς: s 1 s 2 Με την κλασική αρίθµηση: IA IIA Με τη νέα αρίθµηση: 1 2 Τα αλκάλια έχουν εξωτερική ηλεκτρονιακή δοµή ns 1 ενώ οι αλκαλικές γαίες ns 2. Το υδρογόνο ανήκει στον τοµέα s και στην ΙΑ οµάδα, αλλά δεν είναι αλκάλιο ούτε µέταλλο, είναι αµέταλλο.

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 1 ο Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία 31. Τοµέας p: Περιλαµβάνει τα στοιχεία, τα άτοµα των οποίων έχουν εξωτερική ηλεκτρονιακή δοµή ns 2 np x. Αποτελείται από 6 οµάδες οι οποίες ονοµάζονται: Με βάση τους τοµείς: p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6 Με την κλασική αρίθµηση: IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Με τη νέα αρίθµηση: 13 14 15 16 17 18 Το He που έχει δοµή 1s 2, δεν ανήκει στον τοµέα s, αλλά στον τοµέα p. Τα ευγενή αέρια έχουν συµπληρωµένη την εξωτερική τους στιβάδα. Τοµέας d: Περιλαµβάνει στοιχεία που έχουν ηλεκτρονιακή δοµή: (n - 1)d x ns 2, µε x = 1,..., 10 Στα στοιχεία αυτά το τελευταίο ηλεκτρόνιο τοποθετείται σε d τροχιακό της προτελευταίας στιβάδας. Περιλαµβάνει στοιχεία που ανήκουν στις περιόδους 4 έως 7 και στις οµάδες: Με βάση τους τοµείς: d 1 d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 10 Με την κλασική αρίθµηση: IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB Με τη νέα αρίθµηση: 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Τα στοιχεία του τοµέα d ονοµάζονται στοιχεία µετάπτωσης ή µεταβατικά. Τοµέας f: Περιλαµβάνει στοιχεία των οποίων το τελευταίο ηλεκτρόνιο ανήκει σε f υποστιβάδα. Τα άτοµα τους συµπληρώνουν σταδιακά (από αριστερά προς τα δεξιά σε µία περίοδο) µε ηλεκτρόνια τροχιακά f της προ-προτελευταίας στιβάδας, οπότε είναι της µορφής: (n - 2)f x ns 2, όπου x = 1, 2,..., 14. Στον τοµέα αυτό ανήκουν οι λανθανίδες οι οποίες έχουν πολύ όµοιες ιδιότητες µε το λανθάνιο (La), και τις ακτινίδες, που έχουν πολύ όµοιες ιδιότητες µε το ακτίνιο (Ac) και βρίσκονται στην 6η και 7η περίοδο αντίστοιχα. Τα στοιχεία αυτά χαρακτηρίζονται ως εσωτερικά στοιχεία µεταπτώσεως. Όλα τα στοιχεία του τοµέα f ανήκουν στην 3η ή στην ΙΙΙB οµάδα του περιοδικού πίνακα. Οι τοµείς s, p περιέχουν όλες τις κύριες οµάδες του περιοδικού πίνακα. Οι τοµείς d, f περιέχουν όλες τις δευτερεύουσες οµάδες του περιοδικού πίνακα.

Περιοδικός πίνακας - Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis 32. Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία Βήµα 1 ο Στοιχεία µετάπτωσης: Ονοµάζονται τα στοιχεία που καταλαµβάνουν τον τοµέα d του περιοδικού πίνακα. Κατά την ηλεκτρονιακή τους δόµηση το τελευταίο ηλεκτρόνιο τοποθετείται στην προτελευταία υποστιβάδα, δηλαδή στην (n - 1)d υποστιβάδα, ενώ η ns υποστιβάδα είναι συµπληρωµένη σχεδόν σε όλα αυτά τα στοιχεία. 1η σειρά στοιχείων µετάπτωσης: Είναι τα στοιχεία της 4ης περιόδου. Στα στοιχεία αυτά γίνεται πλήρωση της 3d υποστιβάδας, ενώ η 4s είναι είδη συµπληρωµένη γιατί έχει µικρότερη ενέργεια. 2η σειρά στοιχείων µετάπτωσης: Είναι τα στοιχεία της 5ης περιόδου. Στα στοιχεία αυτά γίνεται πλήρωση της 4d υποστιβάδας, ενώ η 5s είναι είδη συµπληρωµένη γιατί έχει µικρότερη ενέργεια. 3η σειρά στοιχείων µετάπτωσης: Είναι τα στοιχεία της 6ης περιόδου. Στα στοιχεία αυτά γίνεται πλήρωση της 5d υποστιβάδας, ενώ η 6s είναι είδη συµπληρωµένη γιατί έχει µικρότερη ενέργεια. Οι βασικές χαρακτηριστικές ιδιότητες των στοιχείων µεταπτώσεως είναι: 1. έχουν µεταλλικό χαρακτήρα 2. έχουν πολλούς αριθµούς οξείδωσης 3. είναι παραµαγνητικά 4. σχηµατίζουν σύµπλοκα ιόντα 5. σχηµατίζουν έγχρωµες ενώσεις 6. έχουν την ικανότητα να καταλύουν αντιδράσεις. Το 24 Cr και ο 29 Cu παρουσιάζουν µια ιδιοµορφία στην ηλεκτρονιακή τους δοµή, δηλαδή έχουν στην τελευταία s υποστιβάδα ένα ηλεκτρονίο ώστε η τελευταία d υποστιβάδα να είναι ηµισυµπληρωµένη ή συµπληρωµένη αντίστοιχα. 24 Cr: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 3d 5, 4s 1 29 Cu: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 3d 10, 4s 1 Μεταβολή ορισµένων περιοδικών ιδιοτήτων: Η ατοµική ακτίνα: Ορίζεται ως το µισό της απόστασης µεταξύ των πυρήνων δυο γειτονικών ατό- µων, όπως αυτά διατάσσονται στο κρυσταλλικό πλέγµα του στοιχείου. Κατά µήκος µιας περιόδου η ατοµική ακτίνα ελλατώνεται από τα αριστερά προς τα δεξιά. Σε µια οµάδα του περιοδικού πίνακα η ατοµική ακτίνα αυξάνεται καθώς προχωρούµε από πάνω προς τα κάτω. Αποτέλεσµα των παραπάνω είναι η ατοµική ακτίνα να αυξάνεται από δεξιά προς τα αριστερά και από πάνω προς τα κάτω στο περιοδικό πίνακα. Στα στοιχεία µεταπτώσεως, η αύξηση του ατοµικού αριθµού συνοδεύται από µικρή ελλάτωση της ατοµικής ακτίνας, γιατί τα επιπλέον ηλεκτρόνια που προστίθενται συµπληρώνουν εσωτερικές υποστιβάδες d, που ελάχιστα επηρεάζουν την ατοµική ακτίνα.

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 1 ο Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία 33. Για τις ακτίνες των ιόντων ισχύουν τα παρακάτω: α. Οι ακτίνες των θετικών ιόντων είναι µικρότερες από τις ακτίνες των αντίστοιχων ατόµων. β. Οι ακτίνες των αρνητικών ιόντων είναι µεγαλύτερες από τις ακτίνες των αντίστοιχων ατόµων. γ. Σε µια σειρά ιόντων µε τον ίδιο αριθµό ηλεκτρονίων η ατοµική ακτίνα των ιόντων ελαττώνεται καθώς αυξάνεται ο ατοµικός αριθµός. Ενέργεια ιοντισµού (E i ): Ορίζεται η ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για την πλήρη αποµάκρυνση ενός ηλεκτρονίου από ελεύθερο άτοµο, που βρίσκεται στη θεµελιώδη κατάσταση και σε αέρια φάση και συµβολίζεται E i1. ηλαδή: Σ (g) Σ + (g) + e, E i1 = Η 1 > 0 Η ενέργεια ιοντισµού εκφράζεται σε KJ mol 1. Η ενέργεια ιοντισµού δείχνει την τάση που έχει το άτοµο ενός στοιχείου να χάσει ηλεκτρόνια µετατρεπόµενο σε κατιόν. Ενέργεια δευτέρου ιοντισµού (E i2 ) είναι η απαιτούµενη ενέργεια για την απόσπαση και δευτέρου ηλεκτρονίου από το ιόν Σ + (g). ηλαδή: Σ + (g) Σ2+ (g) + e, E i2 = Η 2 > 0 Η δεύτερη ενέργεια ιοντισµού έχει µεγαλύτερη τιµή από την πρώτη, καθώς πιο εύκολα αποσπάται το ηλεκτρόνιο από το ουδέτερο άτοµο παρά από φορτισµένο ιόν, Η 1 < Η 2. Η τιµή της ενέργειας ιοντισµού καθορίζεται από τις παρακάτω παραµέτρους: α. Η ατοµική ακτίνα: Όταν µεγαλώνει η ατοµική ακτίνα η ενέργεια ιοντισµού ελαττώνεται και αντίστροφα. β. Το φορτίο του πυρήνα: Όταν αυξάνεται φορτίο του πυρήνα αυξάνεται και η ενέργεια ιοντισµού, δηλαδή όταν αυξάνεται ο ατοµικός αριθµός, αυξάνεται η ενέργεια ιοντισµού. γ. Τα ενδιάµεσα ηλεκτρόνια: Την έλξη πυρήνα - τελευταίου ηλεκτρονίου ε- πηρεάζουν τα ενδιάµεσα ηλεκτρόνια, τα οποία απωθούν το εξωτερικό ηλεκτρόνιο, µε αποτέλεσµα η ενέργεια ιοντισµού να ελαττώνεται. Το φορτίο του πυρήνα σε συνδυασµό µε τα ενδιάµεσα ηλεκτρόνια καθορίζουν το δραστικό πυρηνικό φορτίο. Αποτέλεσµα των παραπάνω είναι η ενέργεια πρώτου ιοντισµού να αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά και από κάτω προς τα πάνω στο περιοδικό πίνακα.

Περιοδικός πίνακας - Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis 34. Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία Βήµα 1 ο Ηλεκτροθετικότητα, ονοµάζεται η τάση που έχουν τα άτοµα να αποβάλλουν ηλεκτρόνια. Η ηλεκτροθετικότητα µεταβάλλεται όπως και η ατοµική ακτίνα, δηλαδή αυξάνεται από δεξιά προς τα αριστερά και από πάνω προς τα κάτω στο περιοδικό πίνακα. Ηλεκτροθετικά στοιχεία: Τα µέταλλα έχουν σχετικά χαµηλές ενέργειες ιοντισµού γι αυτό αποβάλλουν εύκολα ηλεκτρόνια και µετατρέπονται σε ηλεκτροθετικά ιόντα. Για το λόγο αυτό χαρακτηρίζονται ως ηλεκτροθετικά στοιχεία. Ηλεκτραρνητικότητα, ονοµάζεται η τάση που έχουν τα άτοµα να προσλαµβάνουν ηλεκτρόνια. Η ηλεκτραρνητικότητα µεταβάλλεται όπως και η ενέργεια πρώτου ιοντισµού, δηλαδή αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά και από κάτω προς τα πάνω στο περιοδικό πίνακα. Ηλεκτραρνητικά στοιχεία: Τα αµέταλλα έχουν την τάση να προσλαµβάνουν ηλεκτρόνια και να µετατρέπονται σε ηλεκτραρνητικά ιόντα, για αυτό χαρακτηρίζονται ως ηλεκτραρνητικά στοιχεία. Ηλεκτρονιακή θεωρία σθένους: Aποτελεί την πληρέστερη προ-κβαντική θεωρία περιγραφής των χηµικών δεσµών. Οι βασικές αρχές της θεωρίας αυτής είναι: Στο σχηµατισµό χηµικών δεσµών συµµετέχουν µόνο τα ηλεκτρόνια σθένους. Τα άτοµα που συµµετέχουν στον σχηµατισµό χηµικών δεσµών τείνουν να αποκτήσουν 8 ηλεκτρόνια στην εξωτερική τους στοιβάδα ή 2 ηλεκτρόνια αν η εξωτερική στοιβάδα είναι η K (κανόνας της οκτάδας). Τα άτοµα για να αποκτήσουν δοµή ευγενούς αερίου, ανάλογα µε τον αριθµό ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας που έχουν σε ελεύθερη κατάσταση, αποβάλλουν, προσλαµβάνουν ηλεκτρόνια (ετεροπολικός δεσµός) ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια και σχηµατίζουν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων (οµοιοπολικός δεσµός).

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 1 ο Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία 35. Σύµβολα ατόµων κατά Lewis: Τα σύµβολα ατόµων κατά Lewis περιλαµβάνουν το χηµικό σύµβολο του κάθε στοιχείου και τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας, τα οποία συµβολίζονται µε τελείες. Ετεροπολικές ή ιοντικές ενώσεις: Ενώσεις που σχηµατίζονται µε τη δηµιουργία ετεροπολικού δεσµού ανάµεσα στα συνδεόµενα άτοµα. Ο ετεροπολικός δεσµός σχηµατίζεται µε µεταφορά ηλεκτρονίων από άτοµα ενός η- λεκτροθετικού στοιχείου (µέταλλο) σε άτοµα ηλεκτραρνητικού στοιχείου (αµέταλλο). Τα ιόντα που σχηµατίζονται συγκρατούνται µεταξύ τους µε δυνάµεις ηλεκτροστατικής φύσεως, σχηµατίζοντας κρυσταλλικό πλέγµα. Ο χηµικός τύπος των ετεροπολικών ενώσεων δείχνει την αναλογία των ιόντων στο κρυσταλλικό πλέγµα της ένωσης. Στις ετεροπολικές ενώσεις ανήκουν τα: α άλατα β. οξείδια των µετάλλων γ. Τα υδροξείδια των µετάλλων δ. Τα υδρίδια των µετάλλων Οµοιοπολικός δεσµός: Σχηµατίζεται µε αµοιβαία συνεισφορά ενός ή περισσοτέρων µονήρων ηλεκτρονίων µε αποτέλεσµα τα άτοµα συνδέονται µεταξύ τους µε ένα ή περισσότερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. Τα ηλεκτρόνια που αποτελούν ένα ζευγάρι έχουν αντιπαράλληλο spin. Ανάλογα µε τον αριθµό των κοινών ζευγαριών ηλεκτρονίων µεταξύ δύο ατόµων, ο οµοιοπολικός δεσµός χαρακτηρίζεται ως απλός, διπλός ή τριπλός. Στις οµοιοπολικές ενώσεις ανήκουν: α. τα οξέα β. τα οξείδια των αµετάλλων γ. οι ενώσεις µεταξύ αµετάλλων δ. οι περισσότερες οργανικές ενώσεις Ηµιπολικός δεσµός ή δοτικός οµοιοπολικός δεσµός: Οµοιοπολικός δεσµός στον οποίο το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων που συνδέει τα άτο- µα το προσφέρει εξ ολοκλήρου το ένα από τα δύο άτοµα. Συµβολίζεται µε που έχει κατεύθυνση προς το άτοµο το οποίο δέχεται το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Για παράδειγµα, ο σχηµατισµός του ΝΗ 4 Cl από ΝΗ 3 και ΗCl µε τη χρήση των ηλεκτρονιακών τύπων Lewis περιγράφεται ως εξής: Ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis: Ο ηλεκτρονιακός τύπος ενός µορίου εκφράζει ό,τι και ο µοριακός του τύπος, επιπλέον όµως δείχνει και τον τρόπο κατανοµής των ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα των ατόµων που αποτελούν το µόριο. Για να γράψουµε τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis των οµοιοπολικών ενώσεων τα βήµατα που ακολουθού- µε είναι τα παρακάτω:

Περιοδικός πίνακας - Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis 36. Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία Βήµα 1 ο 1. Υπολογίζουµε το άθροισµα των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας που περιέχονται στο µόριο. Αν είναι ανιόν προσθέτουµε τόσα ηλεκτρόνια όσο είναι και το φορτίο του. Αν είναι κατιόν αφαιρούµε τόσα ηλεκτρόνια όσο είναι το φορτίο του. 2. Βρίσκουµε το κεντρικό άτοµο της ένωσης. Κεντρικό άτοµο είναι αυτό µε δείκτη 1 στο µοριακό τύπο της ένωσης. Αν υπάρχουν 2 άτοµα µε δείκτη 1 τότε ως κεντρικό άτοµο θα θεωρήσουµε το λιγότερο ηλεκτραρνητικό. Η σειρά ηλεκτραρνητικότητας είναι: F > O > N, Cl > Br > S, C, I > H Το υδρογόνο δεν γίνεται ποτέ κεντρικό άτοµο. 3. Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα περιφερειακά άτοµα, τα ζεύγη ηλεκτρονίων που βρίσκονται µεταξύ δύο ατόµων δηµιουργούν τον µεταξύ τους δεσµό και ονοµάζονται δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων. Στις ενώσεις που περιέχουν και οξυγόνο και υδρογόνο κάθε άτοµο υδρογόνου συνδέεται µε δεσµικό ζεύγος ηλεκτρονίων µε άτοµο οξυγόνου, το οποίο στη συνέχεια συνδέεται µε το κεντρικό άτοµο. Ο κανόνας αυτός έχει και εξαιρέσεις, όπως οι αιθέρες, οι κετόνες, οι αλδε δες και τα καρβοξυλικά οξέα. 4. Αφαιρούµε τα ηλεκτρόνια που χρησιµοποιήθηκαν για τον σχηµατισµό δεσµικών ζευγών από το άθροισµα. Τα ηλεκτρόνια που περισσεύουν τα τοποθετούµε σε δυάδες, µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων, πρώτα στα περιφερειακά άτοµα, ώστε αυτά να αποκτήσουν ηλεκτρονιακή δοµή ευγενούς αερίου και στη συνέχεια στο κεντρικό άτοµο. 5. Αν µετά τα παραπάνω το κεντρικό άτοµο δεν έχει οκτάδα ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα, ένα ή περισσότερα µη δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων των διπλανών του περιφερειακών ατόµων τα µετατρέπουµε σε δεσµικά µεταξύ αυτών των ατόµων και του κεντρικού, ώστε το τελευταίο να αποκτήσει την επιθυ- µητή ηλεκτρονιακή δοµή. Έτσι σχηµατίζονται διπλοί ή και τριπλοί δεσµοί µεταξύ του κεντρικού ατόµου και κάποιων διπλανών του. Αποκλίσεις από τον κανόνα της οκτάδας: Σε ορισµένα οµοιοπολικά µόρια το κεντρικό άτοµο δεν αποκτά δοµή ευγενούς αερίου. Και σε αυτή την περίπτωση όµως, το σύστηµα οδηγείται σε χαµηλότερη ενεργειακή στάθµη, δηλαδή σε σταθερότερη κατάσταση. Για παράδειγµα, οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis του ΒF 3 και του PCl 5 είναι: Παρατηρούµε ότι στην ένωση BF 3 το B δεν αποκτά ηλεκτρονιακή οκτάδα στην στιβάδα σθένους αλλά έχει έξι ηλεκτρόνια. Παρατηρούµε ότι στην ένωση PCl 5 το άτοµο του P έχει 10 ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους.

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βηµα 2 ο Επαναλαµβάνουµε τις ασκήσεις κλειδιά 37. Επαναλαµβάνουµε τις ασκήσεις - κλειδιά Α. Από το σχολικό βιβλίο Να λύσω τις ασκήσεις: σ. 47: Ασκήσεις 51, 52, 53, 55 σ. 48: Ασκήσεις 56, 58, 59, 60 σ. 49: Ασκήσεις 63, 64, 65 σ. 50: Ασκήσεις 75, 77, 79, 81 Β. Από το 3ο και 4ο Βιλιοµάθηµα (Βιβλιοµαθήµατα Χηµείας Γ Λυκείου θετικής κατεύθυνσης, εκδόσεις ΟΡΟΣΗΜΟ ) Να διαβάσω τις λυµένες ασκήσεις: (3ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 70: Παράδειγµα 1 σ. 71: Παράδειγµα 2 σ. 21: Ασκήσεις 1, 2 σ. 22: Άσκηση 3 (4ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 94: Παράδειγµα 1 σ. 97: Παράδειγµα 2 σ. 100: Άσκηση 1 Να λύσω τις ασκήσεις: (3ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 84: Ασκήσεις 3, 5, 7 σ. 85: Ασκήσεις 8, 10, 11, 13 σ. 86: Το ξεχωριστό θέµα (4ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 108: Ασκήσεις 2, 4, 7, 9 σ. 109: Το ξεχωριστό θέµα

Περιοδικός πίνακας - Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis 38. Λύνουµε περισσότερες ασκήσεις Βήµα 3 ο Λύνουµε περισσότερες ασκήσεις 1. ίνονται τα στοιχεία Μg, S, K, Br, που έχουν ατοµικούς αριθµούς 12, 16, 19, 35, αντίστοιχα. α. Να εντάξετε τα στοιχεία σε περιόδους, κύριες οµάδες και τοµείς του περιοδικού πίνακα. β. Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis των ενώσεων ΜgS, KBr. Λύση: α. Οι ηλεκτρονιακές δοµές των Mg, S, K και Br σε υποστιβάδες και στιβάδες είναι: 12 Μg: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2 ή Κ(2), L(8), M(2) 16 S: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 4 ή Κ(2), L(8), M(6) 19 K: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 1 ή Κ(2), L(8), M(8), N(1) 35 Br: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 3d 10, 4s 2, 4p 5 ή Κ(2), L(8), M(18), N(7) H θέση των παραπάνω στοιχείων στον περιοδικό πίνακα είναι: Μg: 3η περίοδος, 2η ή IIA οµάδα, τοµέας s. 12 16 19 35 S: 3η περίοδος, 16η ή VIA οµάδα, τοµέας p. K: 4η περίοδος, 1η ή IA οµάδα, τοµέας s. Br: 4η περίοδος, 17η ή VIIA οµάδα, τοµέας p. β. Το ΜgS είναι ιοντική ένωση. Το Μg για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου αποβάλλει τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας και µετατρέπεται σε Μg 2+, µε ηλεκρονιακό τύπο κατά Lewis: Το S, για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου, προσλαµβάνει 2 ηλεκτρόνια και µετατρέπεται σε S 2, µε ηλεκρονιακό τύπο κατά Lewis: Συνδυάζοντας τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ιόντων, γράφουµε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του MgS:

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 3 ο Λύνουµε περισσότερες ασκήσεις 39. Το KBr είναι ιοντική ένωση. Το K για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου αποβάλλει τo ηλεκτρόνιo της εξωτερικής στιβάδας και µετατρέπεται σε K +, µε ηλεκρονιακό τύπο κατά Lewis: Το Br, για να αποκτήσει δοµή ευγενούς αερίου, προσλαµβάνει 1 ηλεκτρόνιo και µετατρέπεται σε Br, µε ηλεκρονιακό τύπο κατά Lewis: Συνδυάζοντας τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ιόντων, γράφουµε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του KBr: 2. ίνονται τα στοιχεία H, N, O, που έχουν ατοµικούς αριθµούς 1, 7, 8, αντίστοιχα. α. Να εντάξετε τα στοιχεία σε περιόδους, κύριες οµάδες και τοµέις του περιοδικού πίνακα. β. Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis των ενώσεων HNO 2. Λύση: α. Οι ηλεκτρονιακές δοµές των H, N και O σε υποστιβάδες και στιβάδες είναι: 1 H: 1s1 ή Κ(1) 7 N: 1s2, 2s 2, 2p 3 ή Κ(2), L(5) 8 O: 1s2, 2s 2, 2p 4 ή Κ(2), L(6) H θέση των παραπάνω στοιχείων στον περιοδικό πίνακα είναι: H: 1η περίοδος, 1η ή IA οµάδα, τοµέας s. 1 7 8 N: 2η περίοδος, 15η ή VA οµάδα, τοµέας p. O: 2η περίοδος, 16η ή VIA οµάδα, τοµέας p. β. To HNO 2 είναι οµοιοπολική ένωση. Συνολικός αριθµός ηλεκτρονίων σθένους είναι: 1 + 5 + 2 6 = 18 Κεντρικό άτοµο είναι το Ν. Συνδέουµε το κεντρικό άτοµο µε τα άτοµα του O, και το άτοµο του H µε αυτό του O. Ο : Ν : Ο : Η ή Ο Ν Ο Η Περισσεύουν 18-6 = 12 ηλεκτρόνια τα οποία τοποθετούµε στα άτοµα του O και στο άτοµο του Ν, ώστε να αποκτήσουν δοµή ευγενους αερίου οπότε έχουµε: Ο τύπος δεν είναι αποδεκτός γιατί το N δεν έχει αποκτήσει οκτάδα ηλεκτρονίων. οκιµάζουµε το σχηµατισµό διπλού δεσµού µεταξύ των ατόµων N και O. Ο παραπάνω είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος του ΗΝΟ 2.

Περιοδικός πίνακας - Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis 40. Λύνουµε περισσότερες ασκήσεις Βήµα 3 ο 3. Να διατάξετε τα στοιχεία: 3 Li, 9 F, 10 Ne, 19 K. α. Με βάση το µέγεθος των ατόµων τους. β. Με βάση την ενέργεια πρώτου ιοντισµού. γ. Με βάση την ηλεκτροθετικότητα τους. Λύση: α. Γράφουµε τις ηλεκτρονιακές δοµές των ατόµων και βρίσκουµε την οµάδα και την περίοδο στην οποία ανήκουν: 3 Li: 1s2, 2s 1 ανήκει: 1η οµάδα, 2η περίοδος 9 F: 1s2, 2s 2, 2p 5 ανήκει: 17η οµάδα, 2η περίοδος 10 Ne: 1s2, 2s 2, 2p 6 ανήκει: 18η οµάδα, 2η περίοδος 19 K: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 1 ανήκει: 1η οµάδα, 4η περίοδος Τα Li, F και Ne ανήκουν στην ίδια περίοδο του περιοδικού πίνακα. Μεγαλύτερη ατοµική ακτίνα έχει το Li γιατί έχει µικρότερο δραστικό πυρηνικό φορτίο, στη συνέχεια το F και τη µικρότερη το Νe, που έχει το µεγαλύτερο δραστικό πυρηνικό φορτίο (σε µία περίοδο, η ατοµική ακτίνα αυξάνεται από δεξιά προς αριστερά). Το Li και το Κ ανήκουν στην ίδια οµάδα του περιοδικού πίνακα. Μεγαλύτερη ατοµική ακτίνα έχει το Κ γιατί έχει µεγαλύτερο αριθµό στιβάδων (σε µία οµάδα, η ατοµική ακτίνα αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω). Με βάση τα παραπάνω, η διάταξη των στοιχείων µε βάση το µέγεθος είναι: Κ > Li > F > Ne β. Σε µία περίοδο του περιοδικού πίνακα, η ενέργεια πρώτου ιοντισµού αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά, συνεπώς µε βάση την ενέργεια πρώτου ιοντισµού τα Li, F, Ne κατατάσσονται: Li < F < Ne Σε µία οµάδα του περιοδικού πίνακα, η ενέργεια πρώτου ιοντισµού αυξάνεται από κάτω προς τα πάνω, συνεπώς µε βάση την ενέργεια πρώτου ιοντισµού τα Li, K κατατάσσονται: Li > K Με βάση τα παραπάνω, η κατάταξη των στοιχείων µε βάση την ενέργεια πρώτου ιοντισµού είναι: Κ < Li < F < Ne γ. Όσο µεγαλύτερη είναι η ενέργεια πρώτου ιοντισµού, τοσο µικρότερη είναι η ηλεκτροθετικότητα του στοιχείου, δηλαδή η τάση του να µετατραπεί σε κατιόν. Συνεπώς, η ηλεκτροθετικότητα µεταβάλλεται αντίθετα από την ενέργεια πρώτου ιοντισµού: Κ > Li > F > Ne 4. ίνονται τα στοιχεία Α, Β, Γ, και Ε, που έχουν ατοµικούς αριθµούς 11, 21, 18, 59 και 16 αντίστοιχα. Να επιλέξετε το στοιχείο που: α. Έχει τη µεγαλύτερη ατοµική ακτίνα στην περίοδό του. β. Σχηµατίζει όξινα οξείδια.

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 3 ο Λύνουµε περισσότερες ασκήσεις 41. γ. Ανήκει στον τοµέα f του περιοδικού πίνακα. δ. Σχηµατίζει σύµπλοκα ιόντα. ε. Είναι χηµικά αδρανές. Λύση: Γράφουµε τις ηλεκτρονιακές δοµές και βρίσκουµε τη θέση στον περιοδικό πίνακα των Α, Β, Γ, και Ε: 11 Α: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 1 Τοµέας s, 3η περίοδος, 1η οµάδα. 21 Β: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 1 Τοµέας d, 4η περίοδος, 3η οµάδα. 18 Γ: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6 Τοµέας p, 3η περίοδος, 18η οµάδα. 59 : 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 3d 10, 4s 2, 4p 6, 4d 10, 5s 2, 5p 6, 4f 3, 6s 2 Τοµέας f, 6η περίοδος, 3η οµάδα. 16 E: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 4 Τοµέας p, 3η περίοδος, 16η οµάδα. α. Το στοιχείο µε τη µεγαλύτερη ακτίνα σε κάθε περίοδο, είναι αυτό που βρίσκεται στην 1η οµάδα (αλκάλιο). Άρα, το στοιχείο µε τη µεγαλύτερη ακτίνα στη περίοδό του είναι το A. β. Όξινα οξείδια σχηµατίζουν τα αµέταλλα χηµικά στοιχεία. Από τα παραπάνω στοιχεία, αµέταλλο είναι το Ε. Άρα το στοιχείο που σχηµατίζει όξινα οξείδια είναι το Ε. γ. Το στοιχείο που ανήκει στον τοµέα f είναι το. δ. Σύµπλοκα ιόντα σχηµατίζουν τα στοιχεία µετάπτωσης, δηλαδή τα στοιχεία του τοµέα d. Άρα, το στοιχείο που σχηµατίζει σύµπλοκα ιόντα είναι το Β. ε. Τα ευγενή αέρια βρίσκονται στην 18η ή VIIIA οµάδα του περιοδικού πίνακα. Άρα το στοιχείο που είναι ευγενές αέριο είναι το Γ.

Περιοδικός πίνακας - Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis 42. Λύνουµε µόνοι µας Βήµα 4 ο Λύνουµε µόνοι µας 1. A. Η τέταρτη περίοδος z του περιοδικού πίνακα περιλαµβάνει: α. 8 στοιχεία β. 16 στοιχεία γ. 18 στοιχεία δ. 32 στοιχεία B Το στοιχείο µε ηλεκτρονιακή δοµή 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ανήκει στην: α. 1η οµάδα β. 15η οµάδα γ. 17η οµάδα δ. 7η οµάδα 2. Τα άτοµα των στοιχείων Α, Β, Γ, και Ε έχουν στη θεµελιώδη κατάσταση 10, 5, 2, 6 και 14 ηλεκτρόνια, των οποίων η τιµή του κύριου κβαντικού αριθµού είναι n = 3. α. Να υπολογήσετε τους ατοµικούς τους αριθµούς. β. Να βρείτε την περίοδο και την οµάδα του περιοδικού πίνακα στην οποία ανήκει το καθένα από αυτά τα στοιχεία. γ. Να ταξινοµήσετε τα στοιχεία αυτά σε µέταλλα και αµέταλλα. Ποια από αυτά ανήκουν στα στοιχεία µετάπτωσης; δ. Να δικαιολογήσετε τον όξινο ή βασικό χαρακτήρα του διαλύµατος που προκύπτει αν διαλυθεί σε H 2 O, Ο 3 ή ΓΟ.

ΧηµείαΓ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 4 ο Λύνουµε µόνοι µας 43. 3. ίνεται το ακόλουθο τµήµα του περιοδικού πίνακα: και τα στοιχεία: 9 F, 26 Fe, 12 Mg, 19 K, 11 Na, 5 B, 8 O, 30 Zn, 18 Ar. α. Να τοποθετήσετε τα παραπάνω στοιχεία στη θέση που κατέχουν στον περιοδικό πίνακα. Σε ποιον τοµέα ανήκει το καθε ένα από αυτά; β. Ποιος είναι ο ατοµικός αριθµός για τα στοιχεία Α, Β, Γ, και ; Σε ποιον τοµέα ανήκει το κάθε ένα από αυτά; γ. Ποιο από τα Α, Β, Γ, και µε πρόσληψη ενός ηλεκτρονίου αποκτά δοµή ευγενούς αερίου; δ. Ποιο από τα Α, Β, Γ, και µε αποβολή δύο ηλεκτρονίων αποκτά δοµή ανάλογη του 18 Ar; ε. Να γραφεί η ηλεκτρονιακή δοµή του στοιχείου στη θεµελιώδη κατάσταση, συναρτήσει του ευγενούς αερίου που προηγείται στον περιοδικό πίνακα.

Περιοδικός πίνακας - Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis 44. Λύνουµε µόνοι µας Βήµα 4 ο 4. Να χαρακτηρίσετε τις ακόλουθες προτάσεις ως σωστές ή λανθασµένες. Να αιτιολογήσετε την απάντησή σας. α. Το 9 F έχει µεγαλύτερη Ε i1, τόσο από το 3 Li όσο και από το 17 Cl. β. Το 12 Mg είναι περισσότερο ηλεκτροθετικό στοιχείο από το 11 Νa. 5. Να γραφούν οι ηλεκτρονιακοί τύποι των παρακάτω ενώσεων και ιόντων: α. COCl 2 β. NH + 4 γ. Ca(NO 3 ) 2 δ. HCO 3

ΧηµείαΓ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 4 ο Λύνουµε µόνοι µας 45. 6. Ένα στοιχείο Α περιέχει 3 µονήρη ηλεκτρόνια σε υποστιβάδα d, στη θεµελιώδη κατάσταση. α. Ποιος είναι ο ελάχιστος ατοµικός αριθµός του Α; β. Σε ποιον τοµέα και σε ποια περίοδο του περιοδικού πίνακα ανήκει; γ. Το Α είναι παραµαγνητικό στοιχείο; 7. Ένα στοιχείο Β περιέχει 3 µονήρη ηλεκτρόνια στην υποστιβάδα 2p, στη θεµελιώδη κατάσταση. α. Να γίνει η ηλεκτρονιακή του δοµή και να βρεθεί ο ατοµικός του αριθµός. β. Να γράψετε την ηλεκτρονιακή δοµή του ιόντος Β 3. Ποιο ευγενές αέριο είναι ισοηλεκτρονιακό µε τύπο Β 3 ; γ. Τι είδους ένωση σχηµατίζει το στοιχείο Β µε το υδρογόνο (οµοιοπολική ή ιοντική) και ποιος είναι ο πιο απλός τύπος αυτής της ένωσης;

Περιοδικός πίνακας - Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis 46. Λύνουµε µόνοι µας Βήµα 4 ο 8. Να γράψετε την ηλεκτρονιακή δοµή: α. Του δεύτερου µέλους των ευγενών αερίων. β. Του τρίτου µέλους των αλογόνων. γ. Του χηµικού στοιχείου που στον περιοδικό πίνακα βρίσκεται ακριβώς κάτω από το 14 Si. δ. Του πρώτου στοιχείου που έχει συµπληρωµένη την 3d υποστιβάδα. 9. Για το στοιχείο Α υπάρχουν τα παρακάτω δεδοµένα: Ανήκει στην 4η περίοδο και στον τοµέα s. To συνολικό άθροισµα των κβαντικών αριθµών του spin των ηλεκτρονίων του στη θεµελιώδη κατάσταση είναι +1/2. α. Ποιος είναι ο ατοµικός αριθµός του Α; β. Ποιος είναι ο ηλεκτρονιακός τύπος του οξειδίου του Α; γ. Να γράψετε τις χηµικές εξισώσεις των αντιδράσεων του παραπάνω οξειδίου µε: 1. H 2 O 2. H 2 SO 4 3. NaOH ίνεται ο ατοµικός αριθµός του οξυγόνου 16.

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 5 ο Ελέγχουµε τη γνώση µας 47. Ελέγχουµε τη γνώση µας Θέµα 1 ο Α. Να αναφέρετε τις χαρακτηριστικές ιδιότητες των στοιχείων µετάπτωσης. (Μονάδες 5) Β. Ποιος δεσµός χαρακτηρίζεται ηµιπολικός ή δοτικός οµοιοπολικός; ώστε ένα παράδειγµα. (Μονάδες 5) Γ. Να συµπληρώσετε τα κενά στην παρακάτω πρόταση: Οι παράµετροι που παίζουν καθοριστικό ρόλο στην τιµή της ενέργειας ιοντισµού είναι: 1. 2............. 3.......... (Μονάδες 5). Ποιες από τις παρακάτω προτάσεις είναι σωστές και ποιες λανθασµένες; Να αιτιολογήσετε την απάντησή σας. α. Η ηλεκτρονιακή δοµή του 29 Cu είναι [Ar], 3d 9, 4s 2. β. Τα στοιχεία του τοµέα f του περιοδικού πίνακα ανήκουν στην 6η και 7η περίοδο. γ. Οι τοµείς s, p, περιέχουν όλες τις κύριες οµάδες του περιοδικού πίνακα. δ. Στον ηλεκτρονιακό τύπο Lewis της ένωσης FNO, κεντρικό άτοµο είναι το Ν. ε. Στην ένωση PCl 5 το άτοµο του P έχει 10 ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους του. (Μονάδες 10)

Περιοδικός πίνακας - Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis 48. Ελέγχουµε τη γνώση µας Βήµα 5 ο Θέµα 2 ο Α. Ποιο από τα παρακάτω στοιχεία έχει µεγαλύτερη 1η ενέργεια ιοντισµού: α. 5 Β β. 20 Ca γ. 7 N δ. 4 Be (Μονάδες 5) Β. Ποιο από τα παρακάτω στοιχεία είναι παραµαγνητικό: α. 38 Sr β. 28 Ni γ. 13 Al δ. 50 Sn (Μονάδες 5) Γ. Ο τοµέας p του περιοδικού πίνακα περιλαµβάνει: α. 2 οµάδες β. 4 οµάδες γ. 6οµάδες δ. 8 οµάδες (Μονάδες 5). ίνεται το στοιχείο 34 Se. α. Σε ποια οµάδα, περίοδο και τοµέα του περιοδικού πίνακα ανήκει το Se; β. Ποιος είναι ο ατοµικός αριθµός του στοιχείου µε τη µεγαλύτερη ατοµική ακτίνα, στην περίοδο του Se; γ. Ποιος ο ατοµικός αριθµός του 1ου στοιχείου της οµάδας του Se; (Μονάδες 3-3-4)

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 5 ο Ελέγχουµε τη γνώση µας 49. Θέµα 3 ο Α. Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των: α. Νa 2 S β. NH 4 F γ. CaSO 4 ίνονται οι ατοµικοί αριθµοί: Na = 11, S = 16, N = 7, H = 1, O = 8, Ca = 20. (Μονάδες 15) Β. Nα εξηγήσετε: α. Γιατί το κατιόν 26 Fe 2+ έχει µεγαλύτερο µέγεθος από το 26 Fe 3+. β. Γιατί το κατιόν 11 Na + έχει µεγαλύτερο µέγεθος από το 12 Mg 2+. γ. Γιατί το ανιόν 8 Ο 2 έχει µεγαλύτερο µέγεθος από το 9 F. (Μονάδες 10)

Περιοδικός πίνακας - Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis 50. Ελέγχουµε τη γνώση µας Βήµα 5 ο Θέµα 4 ο ίνονται τα στοιχεία Α, Β, Γ, για τα οποία γνωρίζουµε ότι: Το Α στη θεµελιώδη κατάσταση έχει µονήρες ηλεκτρόνιο στο 1s ατοµικό τροχιακό. Το Β στη θεµελιώδη κατάσταση έχει 2 ζεύγη ηλεκτρονίων στο 4p ατοµικό τροχιακό. Το Γ είναι το 1ο στοιχείο της 16ης οµάδας του περιοδικού πίνακα. Το ανήκει στην 4η περίοδο, στον τοµέα s και τα ηλεκτρόνιά του στη θεµελιώδη κατάσταση έχουν συνολικό άθροισµα κβαντικών αριθµών spin ίσο µε 0. α. Να βρείτε τους ατοµικούς αριθµούς των Α, Β, Γ και. β. Να εξηγήσετε αν το οξείδιο του είναι όξινο ή βασικό. γ. Να συγκρίνετε ως προς την ενέργεια πρώτου ιοντισµού τα Β και. δ. Να εξηγήσετε γιατί η τιµή της ενέργειας τρίτου ιοντισµού του είναι ση- µαντικά µεγαλύτερη από την τιµή της ενέργειας δεύτερου ιοντισµού. ε. Να γράψετε τον ηλεκτρονιακό τύπο της ένωσης ΑΒΓ 3. (Μονάδες 25)

Μετά το τέλος της µελέτης του 1ου κεφαλαίου, ο µαθητής θα πρέπει να είναι σε θέση: Να γνωρίζει το ατοµικό πρότυπο του Bohr καθώς και τα µειονεκτήµατά του. Να υπολογίζει την ενέργεια που εκπέµπεται ή απορροφάται όταν ένα ηλεκτρόνιο του ατόµου του υδρογόνου µεταπηδά από µία τροχιά σε άλλη. Να γνωρίζει τη κυµατική θεωρία της ύλης του De Broglie. και να υπολογίζει το µήκος κύµατος κινούµενου σωµατιδίου. Να γνωρίζει την αρχή της αβεβαιότητας του Heisenberg. Να γνωρίζει τι συσχετίζει η κυµατική εξίσωση του Schrödinger και τι µπορούµε να υπολογίσουµε µε βάση αυτή την εξίσωση. Να γνωρίζει τι περιγράφουν οι κυµατοσυναρτήσεις ψ και τη φυσική ση- µασία του ψ 2. Να γνωρίζει µε ποιους τρόπους µπορεί να γίνει η σχηµατική απεικόνιση του ηλεκτρονιακού νέφους. Να γνωρίζει τι καθορίζουν και τι τιµές παίρνουν οι κβαντικοί αριθµοι (n, l, m l, m s ). Να απεικονίζει γραφικά τα s και p ατοµικά τροχιακά. Να βρίσκει τους κβαντικούς αριθµούς που χαρακτηρίζουν µία στιβάδα, υποστιβάδα ή ένα τροχιακό ή ένα ηλεκτρόνιο και αντίστροφα. Να ελέγχει αν ένα σύνολο κβαντικών αριθµών είναι δυνατό να υπάρχει ή όχι. Να υπολογίζει τον αριθµό των ατοµικών τροχιακών που αντιστοιχούν σε µία στιβάδα ή σε µία υποστιβάδα ή σε ένα σύνολο κβαντικών αριθµών. Να γνωρίζει τις αρχές δόµησης πολυηλεκτρονικών ατόµων. Να υπολογίζει το µέγιστο αριθµό ηλεκτρονίων µίας στιβάδας ή υποστιβάδας. Να συγκρίνει την ενέργεια υποστιβάδων ή τροχιακών. Να γράφει την ηλεκτρονιακή δοµή ατόµων ή ιόντων και να βρίσκει τον αριθµό µονήρων ηλεκτρονίων ή το συνολικό άθροισµα των τι- µών του κβαντικού αριθµού spin. Να ελέγχει αν µία ηλεκτρονιακή δοµή αντιστοιχεί σε θεµελιώδη, διεγερµένη ή αδύνατη κατάσταση.

Hλεκτρονιακή δοµή 10. Eπαναλαµβάνουµε τη θεωρία Βήµα 1 ο Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία Ατοµικό πρότυπο του Βοhr: 1η συνθήκη (µηχανική συνθήκη): Τα ηλεκτρόνια περιστρέφονται γύρω απ τον πυρήνα σε ορισµένες κυκλικές τροχιές. Κάθε επιτρεπόµενη τροχιά έχει καθορισµένη ενέργεια, είναι δηλαδή κβαντισµένη. -18 2,18 10 Η ενέργεια ηλεκτρονίου στό άτοµο του υδρογόνου είναι: Ε n =- J 2 όπου n = 1,2,3,... (κύριος κβαντικός αριθµός). n Ο κύριος κβαντικός αριθµός (n) είναι χαρακτηριστικός για κάθε επιτρεπόµενη τροχιά. Το αρνητικό πρόσηµο δηλώνει ότι όσο µεγαλύτερη είναι η τιµή του n, τόσο µεγαλύτερη είναι και η ενέργεια του ηλεκτρονίου, δηλαδή όταν το ηλεκτρόνιο αποµακρύνεται από το πυρήνα, η ενέργειά του µεγαλώνει. 2η συνθήκη (οπτική συνθήκη): Το ηλεκτρόνιο εκπέµπει ή απορροφά ενέργεια υπό µορφή ακτινοβολίας µόνο όταν µεταπηδά από µία τροχιά σε µία άλλη, όταν δηλαδή αλλάζει ενεργειακή στάθµη. Η ενέργεια αυτή δίνεται από τη σχέση: Ε= Ε f - E i = h ν Ενέργεια εκπέµπεται όταν µεταπηδά σε χαµηλότερη ενεργειακή στάθµη και απορροφάται όταν µεταπηδά σε υψηλότερη ενεργειακή στάθµη. Η σχέση που συνδέει το µήκος κύµατος (λ) µε τη συχνότητα (ν) µίας ακτινοβολίας είναι: c = λ ν, όπου c η ταχύτητα του φωτός. Μειονεκτήµατα του ατοµικού προτύπου του Bohr: Η εισαγωγή του κύριου κβαντικού αριθµού γίνεται αυθαίρετα. εν κατάφερε να ερµηνεύσει το φάσµα εκποµπής ατόµων µε περισσότερα του ενός ηλεκτρόνια. εν κατάφερε να ερµηνεύσει τη δηµιουργία του χηµικού δεσµού. Με το ατοµικό πρότυπο του Bohr ερµηνεύτηκε το φάσµα εκποµπής του υδρογόνου και των υδρογονοειδών ιόντων. Θεωρία των κβάντα του Max Planck: Η ηλεκτροµαγνητική ακτινοβολία, άρα και το φως, εκπέµπεται, διαδίδεται και απορροφάται κατά ορισµένες ελάχιστες ποσότητες, τα κβάντα (quantum = ποσότητα, πακέτο). Κάθε κβάντο (φωτόνιο) µεταφέρει ποσότητα ενέργειας η οποία είναι ανάλογη

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 1 ο Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία 11. της συχνότητας ν της ακτινοβολίας και δίδεται από τη σχέση: Ε φωτονίου = h ν Συνεχή φάσµατα εκποµπής: Ορισµένα σώµατα (διάπυρα στερεά και υγρά) εκπέµπουν ηλεκτροµαγνητική ακτινοβολία σε όλα τα µήκη κύµατος. Η ανάλυση µε φασµατοσκόπιο αυτής της ακτινοβολίας και η αποτύπωση σε φωτογραφική πλάκα παρέχει συνεχή ταινία χρωµάτων (συνεχές φάσµα). Γραµµικά φάσµατα εκποµπής: Ορισµένα θερµά αέρια ή ατµοί εκπέµπουν ηλεκτροµαγνητική ακτινοβολία µόνον σε ορισµένα µήκη κύµατος (έγχρωµες διακριτές γραµµές, γραµµικό φάσµα). Τα φάσµατα εκποµπής των χηµικών στοιχείων είναι γραµµικά. Κάθε γραµµή του φάσµατος αντιστοιχεί σε εκπεµπόµενη ακτινοβολία καθορισµένης συχνότητας (χρώµα). Κάθε χηµικό στοιχείο έχει το δικό του χαρακτηριστικό γραµµικό φάσµα εκποµπής. Κυµατική θεωρία της ύλης του De Broglie: Τα ηλεκτρόνια όπως και το φώς έχουν δυαδική φύση, δηλαδή έχουν συµπεριφορά σωµατιδίου και κύµατος. Το µήκος κύµατος λ, ενός κινούµενου σωµατιδίου µάζας m και ταχύτητας u δίνεται από τη σχέση: λ = h/(mu) Ο κυµατικός χαρακτήρας εκδηλώνεται σε σωµατίδια που έχουν µικρή µάζα και µεγάλη ταχύτητα. Αρχή της αβεβαιότητας (απροσδιοριστίας) του Heisenberg: Είναι αδύνατο να προσδιορίσουµε µε ακρίβεια συγχρόνως τη θέση και την ορµή ενός µικρού σωµατιδίου π.χ. ενός ηλεκτρονίου. Αποτέλεσµα της αρχής της αβεβαιότητας του Heisenberg ήταν η κατάριψη του ατοµικού προτύπου του Bohr. Κυµατική εξίσωση του Schrödinger: Η εξίσωση αυτή συσχετίζει τη σωµατιδιακή και τη κυµατική συµπεριφορά του ηλεκτρονίου. Με βάση την εξίσωση του Schrödinger µπορούµε να υπολογίσουµε την ενέργεια ενός ηλεκτρονίου και τη πιθανότητα εύρεσης ενός ηλεκτρονίου σε ορισµένο χώρο. Η επίλυσή της γίνεται σχετικά εύκολα στο άτοµο του υδρογόνου και στα υδρογονοειδή ιόντα, δηλαδή σε ιόντα που έχουν ένα ηλεκτρόνιο. Ατοµικό τροχιακό: Η επίλυση της κυµατικής εξίσωσης του Schrödinger οδηγεί στις κυµατοσυναρτήσεις ψ, οι οποίες περιγράφουν τη κατάσταση ενός ηλεκτρονίου ορισµένης ενέργειας Ε ν και ονοµάζονται ατοµικά τροχιακά. Τα ατοµικά τροχιακά είναι συναρτήσεις της µορφής ψ(x, y, z) µε x, y, z τις συντεταγµένες που καθορίζουν τη θέση του ηλεκτρονίου στο χώρο γύρω από το πυρήνα. Το ψ δεν έχει άµεση φυσική σηµασία αλλά αποτελεί µία ένδειξη της παρουσίας ή µη του ηλεκτρονίου σε ένα χώρο γύρω από το πυρήνα. ψ = 0 υποδηλώνει την απουσία του ηλεκτρονίου ενώ ψ 0 υποδηλώνει την παρουσία του ηλεκτρονίου.

Hλεκτρονιακή δοµή 12. Eπαναλαµβάνουµε τη θεωρία Βήµα 1 ο Φυσική σηµασία του ψ 2 : Το ψ 2 εκφράζει τη πιθανότητα να βρεθεί το ηλεκτρόνιο σε ένα ορισµένο σηµείο του χώρου γύρω από το πυρήνα. Το ψ 2, ή ακριβέστερα το -eψ 2 όπου -e το φορτίο του ηλεκτρονίου, εκφράζει τη κατανοµή ή τη πυκνότητα του ηλεκτρονιακού νέφους στο χώρο γύρω από το πυρήνα. Η σχηµατική απεικόνιση της ψ 2 µπορεί να γίνει µε τους τρείς παρακάτω τρόπους: α. Με στιγµές. β. Με πυκνότητα χρώµατος. γ. Με οριακές καµπύλες. Κβαντικοί αριθµοί: Κύριος κβαντικός αριθµός (n): α. Καθορίζει το µεγέθος του ηλεκτρονιακού νέφους (ή τροχιακού). β. Παίρνει ακέραιες θετικές τιµές: 1, 2, 3,... γ. Όσο µεγαλύτερη είναι η τιµή του, τόσο µεγαλύτερο είναι και το µέγεθος του ηλεκτρονιακού νέφους, δηλαδή τόσο πιο αποµακρυσµένο είναι κατά µέσο όρο από το πυρήνα. δ. Καθορίζει ή δείχνει την ενέργεια του ηλεκτρονίου που οφείλεταιστην έλξη ηλεκτρονίου - πυρήνα. Πιο συγκεκριµένα, όσο µεγαλύτερη είναι η τιµή του n, τόσο µεγαλύτερη είναι η ενέργεια του ηλεκτρονίου. Τροχιακά µε τον ίδιο κύριο κβαντικό αριθµό συγκροτούν τη στιβάδα ή φλοιό. Στο παρακάτω πίνακα φαίνεται ο συµβολισµός των στιβάδων ή φλοιών: Êýñéïò êâáíôéêüò áñéèìüò (n): ÓôéâÜäá Þ öëïéüò: 1 2 3 4 5 6 7... K L M N O P Q... ευτερεύων κβαντικός αριθµός ή αζιµουθιακός (l): α. Καθορίζει το σχήµα του ηλεκτρονιακού νέφους (ή τροχιακού). β. Παίρνει ακέραιες θετικές τιµές, που εξαρτώνται από τη τιµή του n, δηλαδή: l = 0, 1, 2, 3,... (n - 1). γ. Εκφράζει την ενέργεια του ηλεκτρονίου, λόγω των απώσεων µε τα άλλα ηλεκτρόνια. Ατοµικά τροχιακά µε τον ίδιο n και l συγκροτούν την υποστιβάδα ή υποφλοιό. Στον πίνακα φαίνεται ο συµβολισµός των υποστιβάδων και των ατοµικών τροχιακών: Μαγνητικός κβαντικός αριθµός (m l ): α. Καθορίζει τον προσανατολισµό του ηλεκτρονιακού νέφους (ή τροχιακού) σε σχέση µε τους άξονες x, y, z.

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βηµα 2 ο Επαναλαµβάνουµε τις ασκήσεις κλειδιά 13. β. Παίρνει ακέραιες τιµές, που εξαρτώνται από τη τιµή του l, δηλαδή: m l = -l, -l +1,..., 0,..., l - 1, l. Σε κάθε τιµή του µαγνητικού κβαντικού αριθµού αντιστοιχεί ένα ατο- µικό τροχιακό. H τιµή του m l ενός ατοµικού τροχιακού δηλώνεται µε ένα δείκτη. Στα s ατοµικά τροχιακά επειδή l = 0, δεν χρησιµοποιείται δείκτης. Για τα τροχιακά p (l = 1) χρησιµοποιούνται τα παρακάτω σύµβολα: Το ατοµικό τροχιακό καθορίζεται µε βάση τους τρείς πρώτους κβαντικούς αριθµούς. π.χ. Αν n=1, l=0, m l =0, έχουµε το 1s ατοµικό τροχιακό. Επειδή για κάθε τιµή l του δευτερεύοντος κβαντικού αριθµού αντιστοιχούν 2l + 1 τιµές του µαγνητικού κβαντικού αριθµού m συµπεραίνουµε l ότι σε κάθε υποστιβάδα αντιστοιχούν 2l + 1 τροχιακά. Kβαντικός αριθµός του spin (m s ): α. Καθορίζει την ιδιοπεριστροφή του ηλεκτρονίου (spin). β. Παίρνει τιµές, +1/2 ή 1/2 και η τιµή του είναι ανεξάρτητη από τις τιµές των άλλων κβαντικών αριθµών. γ. Επειδή δε συµµετέχει στη διαµόρφωση της ενέργειας του ηλεκτρονίου, δε συµµετέχει και στο καθορισµό του τροχιακού. m s = +1/2 σηµαίνει ότι: Το ηλεκτρόνιο περιστρέφεται αριστερόστροφα και λέµε ότι έχει παράλληλο spin ή spin προς τα πάνω ( ). m s = -1/2 σηµαίνει ότι: Το ηλεκτρόνιο περιστρέφεται δεξιόστροφα και λέµε ότι έχει αντιπαράλληλο spin ή spin προς τα κάτω ( ). Το σύνολο των κβαντικών αριθµών (n, l, m l, m s ) περιγράφει πλήρως τη κατάσταση ενός ηλεκτρονίου στο άτοµο. Γραφική απεικόνιση ατοµικών τροχιακών: s ατοµικά τροχιακά: Τα s ατοµικά τροχιακά έχουν l = 0, για αυτό το σχήµα τους είναι σφαιρικό (σφαιρική συµµετρία). Το µέγεθος της σφαίρας µε την οποία συµβολίζουµε το s ατοµικό τροχιακό εξαρτάται από τη τιµή του κύριου κβαντικού αριθµού n. Στα s ατοµικά τροχιακά, η πιθανότητα να βρεθεί το ηλεκτρόνιο σε ορισµένη απόσταση από τον πυρήνα είναι ανεξάρτητη της κατεύθυνσης και υπάρχει πιθανότητα το ηλεκτρόνιο να βρίσκεται πολύ κοντά στον πυρήνα. p ατοµικά τροχιακά: Τα p ατοµικά τροχιακά (l = 1), έχουν σχήµα διπλού λοβού. Ο προσανατολι-

Hλεκτρονιακή δοµή 14. Eπαναλαµβάνουµε τη θεωρία Βήµα 1 ο σµός του λοβού εξαρτάται από τη τιµή του µαγνητικού κβαντικού αριθµού m l ενώ το µέγεθός του από τη τιµή του κύριου κβαντικού αριθµού n. Στα p ατοµικά τροχιακά η πυκνότητα του ηλεκτρονιακού νέφους για ορισµένη απόσταση από τον πυρήνα εξαρτάται από την κατεύθυνση. Αρχές δόµησης πολυηλεκτρονιακών ατόµων: Απαγορευτική αρχή του Pauli: Είναι αδύνατο να υπάρχουν στο ίδιο άτοµο δύο ηλεκτρόνια µε ίδια τετράδα κβαντικών αριθµών (n, l, m l, m s ). Συνεπώς δε µπορεί ένα τροχιακό να χωρέσει πάνω από δύο ηλεκτρόνια. Στον παρακάτω πίνακα φαίνονται οι τέσσερις πρώτες στιβάδες µε τις υποστιβάδες τους και το µεγιστο αριθµό ηλεκτρονίων ανά στιβάδα και υποστιβάδα: Ο µέγιστος αριθµός ηλεκτρονίων ανά υποστιβάδα δεν εξαρτάται από την τιµή του κύριου κβαντικού αριθµού n της υποστιβάδας. Τροχιακό, υποστιβάδα ή στιβάδα που περιέχουν το µέγιστο αριθµό ηλεκτρονίων χαρακτηρίζονται συµπληρωµένα, όταν δεν περιέχουν το µέγιστο αριθ- µό ηλεκτρονίων χαρακτηρίζονται µη συµπληρωµένα και όταν έχουν το µισό του µέγιστου αριθµού ηλεκτρονίων χαρακτηρίζονται ηµισυµπληρωµένα. Αρχή ελάχιστης ενέργειας: Κατά την ηλεκτρονιακή δόµηση ενός πολυηλεκτρονικού ατόµου, τα ηλεκτρόνια οφείλουν να καταλάβουν τροχιακά µε τη µικρότερη ενέργεια, ώστε να α- ποκτήσουν τη µέγιστη σταθερότητα στη θεµελιώδη κατάσταση. Η ενέργεια των ηλεκτρονίων στα πολυηλεκτρονιακά άτοµα καθορίζεται από δυο παράγοντες: τον κύριο κβαντικό αριθµό n, όσο µικρότερος είναι ο n τόσο µικρότερη

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 1 ο Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία 15. είναι και η ενέργεια του ηλεκτρονίου. καθώς και τον αζιµουθιακό κβαντικό αριθµό l, όσο µικρότερος είναι ο l τόσο µικρότερη είναι και η ενέργεια του ηλεκτρονίου. Ανάµεσα σε δυο υποστιβάδες τη χαµηλότερη ενέργεια έχει εκείνη που: α. Έχει το µικρότερο άθροισµα των δύο πρώτων κβαντικών αριθµών (n + l). β. Μεταξύ δύο υποστιβάδων µε το ίδιο άθροισµα n + l, µικρότερη ενέργεια έχει αυτή µε το µικρότερο n. Με βάση τα παραπάνω προκύπτει η σειρά των υποστιβάδων, κατά αύξουσα ενέργεια: 1s - 2s - 2p - 3s - 3p - 4s - 3d - 4p - 5s - 4d - 5p - 6s - 4f - 5d - 6p - 7s - 5f - 6d - 7p Για παράδειγµα: Η κατανοµή των ηλεκτρονίων στο άτοµο του 11 Νa: Το άτοµο του νατρίου περιέχει 11 ηλεκτρόνια. Πρώτα τοποθετούµε 2 e στην υποστιβάδα 1s (1s 2 ). Tοποθετούµε 2 e στην 2s υποστιβάδα (2s 2 ). Tοποθετούµε 6 e στην 2p υποστιβάδα (2p 6 ). To 11 o e το τοποθετούµε στην 3s υποστιβάδα (3s 1 ). Άρα η ηλεκτρονιακή δοµή του νατρίου είναι: Σε υποστιβάδες 11 Νa: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Σε στιβάδες 11Νa: Κ(2)L(8)M(1) Μνηµονικό διάγραµµα συµπλήρωσης ατοµικών τροχιακών. Στο υδρογόνο και στα υδρογονοειδή ιόντα, οι ενεργειακές στάθµες των υποστιβάδων που ανήκουν στην ίδια στιβάδα, ταυτίζονται, γιατί ο l δεν επηρεάζει την τιµή της ενέργειας. Μετά την εισαγωγή ηλεκτρονίων στη 3d υποστιβάδα, αυτή αποκτά µικρότερη ενέργεια από την 4s υποστιβάδα. Το αντίστοιχο συµβαίνει και µε τις 4d και 5s υποστιβάδες. Για αυτό, όταν συµπληρώνουµε τις υποστιβάδες µε ηλεκτρόνια, συµπληρώνουµε πρώτα την 4s και ύστερα την 3d, όµως όταν γράφουµε την ηλεκτρονιακή δοµή, γράφουµε πρώτα την 3d και µετά την 4s. Το ίδιο συµβαίνει και µε τις 4d και 5s υποστιβάδες. Κανόνας του Ηund: Ηλεκτρόνια που καταλαµβάνουν τροχιακά της ίδιας ενέργειας (ίδιας υποστιβάδας) έχουν κατα προτίµηση παράλληλα spin. Με βάση τον κανόνα αυτό, τοποθετούνται τα ηλεκτρόνια µίας µη συµπληρω- µένης υποστιβάδας σε ατοµικά τροχιακά. Για παράδειγµα, η η κατανοµή των ηλεκτρονίων του 8 Ο σε τροχιακά είναι: Αποτέλεσµα του κανόνα του Hund είναι τα ηλεκτρόνια να αποκτούν το µέγιστο άθροισµα των κβαντικών αριθµών του spin.

Hλεκτρονιακή δοµή 16. Επαναλαµβάνουµε τις ασκήσεις κλειδιά Βήµα 2 ο Επαναλαµβάνουµε τις ασκήσεις - κλειδιά Α. Από το σχολικό βιβλίο Να λύσω τις ασκήσεις: σ. 42: Ασκήσεις: 24, 25, 26 σ. 45: Ασκήσεις: 36, 37, 38, 40, 42, 43 σ. 43: Άσκηση: 31 σ. 46: Ασκήσεις: 45, 46, 47 σ. 44: Ασκήσεις: 32, 35 Β. Από το 1ο και 2ο Βιλιοµάθηµα (Βιβλιοµαθήµατα Χηµείας Γ Λυκείου θετικής κατεύθυνσης, εκδόσεις ΟΡΟΣΗΜΟ ) Να διαβάσω τις λυµένες ασκήσεις: (1ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 20: Παράδειγµα 1 σ. 22: Παράδειγµα 2 σ. 25: Ασκήσεις: 4, 5 σ. 26: Ασκήσεις: 6, 7 (2ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 43: Παράδειγµα 1 σ. 44: Παράδειγµα 2 σ. 47: Άσκηση 2 σ. 48: Άσκηση 3 σ. 50: Άσκηση 6 Να λύσω τις ασκήσεις: (1ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 35: Ασκήσεις: 1, 3, 6 σ. 36: Ασκήσεις: 8, 10, 11 σ. 37: Ασκήσεις: 16, 18, 23, 24 σ. 38: Το ξεχωριστό θέµα (2ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 57: Ασκήσεις: 1, 2, 5, 6, 7 σ. 58: Ασκήσεις: 9, 10, 12 σ. 58: Το ξεχωριστό θέµα

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 3 ο Λύνουµε περισσότερες ασκήσεις 17. Λύνουµε περισσότερες ασκήσεις 1. Ηλεκτρόνιο ατόµου του υδρογόνου που βρίσκεται στη θεµελιώδη κατάσταση απορροφά ένα φωτόνιο και µεταπηδά στη στιβάδα Μ. Να υπολογίσετε: α. Το µήκος κύµατος του φωτονίου που απορρόφησε το ηλεκτρόνιο. β. Τη συχνότητα των φωτονίων που εκπέµποται κατά την αποδιέρση, µε όλους τους δυνατούς τρόπους. ίνονται: c = 3 10 8 m/s, h = 6,63 10 34 J s. Λύση: α. Η θεµελιώδης τροχιά αντιστοιχεί σε n = 1 και η στιβάδα M σε n = 3. Η ενέργεια του ηλεκτρονίου σε κάθε τροχιά είναι: 18 18 2,18 10 J 2,18 10 J E1 = E3 = 2 2 1 3 Η µεταβολή στην ενέργεια του ηλεκτρονίου κατά τη µετάπτωση είναι: 18 18 2,18 10 J 2,18 10 J 18 Ε = E3 E1 = = 1,938 10 J 2 2 3 1 Θα υπολογίσουµε τη συχνότητα του φωτονίου εφαρµόζουµε τη σχέση: Ε = hν 18 Ε 1,938 10 J 15-1 Ε = hν ν = = = 2,923 10 s 34 h 6,63 10 J s Το µήκος κύµατος του φωτονίου το υπολογίζουµε από τη σχέση: c = λ ν 8 1 c 3 10 m s -7 c = λν λ = = λ = 1,026 10 m 15 ν 2,923 10 β. Οι πιθανές πορείες αποδιέγερσης είναι οι εξής: 1. Μετάπτωση από n = 3 σε n = 1 (3 1). Στην περίπτωση αυτή εκπέµπεται ένα φωτόνιο µε συχνότητα ν 1. 2. ύο διαδοχικές µεταπτώσειςαπό n = 3 σε n = 2 (3 2) και από από n = 2 σε n = 1 (2 1). Στην περίπτωση αυτή εκπέµπονται δύο φωτόνια µε συχνότητες ν 2 και ν 3 αντίστοιχα. Κατά τη µετάπτωση από n = 3 σε n = 1, η ενέργεια και η συχνότητα του φωτονίου που εκπέµπεται, είναι ίσες µε αυτές του φωτονίου που απορροφήθηκε κατά τη διέγερση. ηλαδή, ν 1 = ν = 2,923 10 15 s 1

Hλεκτρονιακή δοµή 18. Λύνουµε περισσότερες ασκήσεις Βήµα 3 ο 2,18 10 J Η ενέργεια του ηλεκτρονίου στην τροχιά µε ν = 2 είναι: E2 = 2 2 Η µεταβολή στην ενέργεια του ηλεκτρονίου κατά τη µετάπτωση (3 2) είναι: 18 18 2,18 10 J 2,18 10 J 19 Ε 1 = E2 E3 = = 3,028 10 J 2 2 2 3 Θα υπολογίσουµε τη συχνότητα του φωτονίου εφαρµόζουµε τη σχέση: Ε = hν 19 Ε1 3,028 10 J 14-1 Ε1 = hν1 ν1 = = = 4,567 10 s 34 h 6,63 10 J s Η µεταβολή στην ενέργεια του ηλεκτρονίου κατά τη µετάπτωση (2 1) είναι: 18 18 2,18 10 J 2,18 10 J 18 Ε 2 = E1 E2 = = 1,635 10 J 2 2 1 2 Θα υπολογίσουµε τη συχνότητα του φωτονίου εφαρµόζουµε τη σχέση: Ε = hν 18 Ε2 1, 635 10 J 15-1 Ε2 = hν2 ν2 = = = 2,466 10 s 34 h 6,63 10 J s 2. Nα εξετάσετε ποιες από τις παρακάτω τετράδες κβαντικών αριθµών είναι δυνατές: α. (2, 0, 1, +1/2) β. (4, 1, -1, -1/2) γ. (3, 1, 0, 1) δ. (2, 2, 2, +1/2) ε. (3, 2, 0, +1/2) Λύση: α. Η τετράδα (2, 0, 1, +1/2) είναι αδύνατη γιατί η τιµή του m l είναι υποχρεωτικά από -l,...0,...+l. Στη συγκεκριµένη τετράδα, έχουµε l = 0 και m l = 1, το οποίο είναι αδύνατο. β. Η τετράδα (4, 1, -1, -1/2) είναι δυνατή. γ. Η τετράδα (3, 1, 0, 1) είναι αδύνατη γιατί η τιµή του m s είναι υποχρεωτικά +1/2 ή -1/2 και όχι 1 όπως στη συγκεκριµένη τετράδα. δ. Η τετράδα (2, 2, 2, +1/2) είναι αδύνατη γιατί η τιµή του l είναι υποχρεωτικά από 0, έως n - 1. Στη συγκεκριµένη τετράδα, έχουµε n = 2 και l = 2, το οποίο είναι αδύνατο. ε. Η τετράδα (3, 2, 0, +1/2) είναι δυνατή. Να υπενθυµίσουµε ότι µία τετράδα κβαντικών αριθµών είναι γενικά αδύνατη όταν: n < 1, l n, m l > l, m s ±1/2 3. Να τοποθετήσετε τις επόµενες υποστιβάδες κατά σειρά αυξανόµενης ενέργειας, αιτιολογόντας την απάντησή σας: 2s, 6p, 3d, 2p, 7s, 5p α. Για το άτοµο του Βr β. Για το άτοµο του Η 18

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 3 ο Λύνουµε περισσότερες ασκήσεις 19. Λύση: α. Υπολογίζουµε το άθροισµα n + l, για κάθε υποστιβάδα: 2s (n = 2, l = 0): n + l = 2 + 0 = 2 2p (n = 2, l = 1): n + l = 2 + 1 = 3 6p (n = 6, l = 1): n + l = 6 + 1 = 7 7s (n = 7, l = 0): n + l = 7 + 0 = 7 3d (n = 3, l = 2): n + l = 3 + 2 = 5 5p (n = 5, l = 1): n + l = 5 + 1 = 6 Παρατηρούµε ότι τo ζεύγος 6p, 7s έχει το ίδιο άθροισµα n + l, όµως το 7s έχει µεγαλύτερη τιµή n, συνεπώς και µεγαλύτερη ενέργεια. Συνεπώς, µε βάση τα παραπάνω, η κατάταξη των υποστιβάδων κατά αύξουσα ενέργεια είναι: 2s, 2p, 3d, 5p, 6p, 7s β. Στο άτοµο του υδρογόνου και στα υδρογονοειδή ιόντα η ενέργεια της υποστιβάδας εξαρτάται αποκλειστικά από τη στιβάδα στην οποία ανήκει και οι υποστιβάδες που ανήκουν στην ίδια στιβάδα έχουν την ίδια ενέργεια. Συνεπώς, οι υποστιβάδες 2s, 2p που ανήκουν στη στιβάδα L, έχουν την ίδια ενέργεια. Με βάση τα παραπάνω, η κατάταξη των υποστιβάδων κατά αύξουσα ενέργεια είναι: 2s = 2p, 3d, 5p, 6p, 7s 4. Στα παρακάτω άτοµα και ιόντα να γράψετε την ηλεκτρονιακή τους δοµή σε υποστιβάδες, στιβάδες, ατοµικά τροχιακά και να υπολογίσετε το συνολικό άθροισµα των τιµών του κβαντικού αριθµού spin: α. 14 Si β. 26 Fe γ. 15 P 3 δ. 26 Fe 3+ Λύση: α. Το 14 Si είναι αφόρτιστο, συνεπώς ο αριθµός των ηλεκτρονίων θα είναι ίσος µε τον ατοµικό του αριθµό, δηλαδή 14. Η κατανοµή των ηλεκτρονίων του 14 Si σε υποστιβάδες είναι: 14 Si: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 2. Η κατανοµή των ηλεκτρονίων του 14 Si σε στιβάδες είναι: 14 Si: K(2), L(8), M(4). Η κατανοµή των ηλεκτρονίων του 14 Si σε τροχιακά είναι: Παρατηρούµε ότι το άτοµο του Si έχει 2 µονήρη ηλεκτρόνια. Το άθροισµα των κβαντικών αριθµών του spin είναι: 2 (+1/2) = +1. β. Το 26 Fe είναι αφόρτιστο, συνεπώς ο αριθµός των ηλεκτρονίων θα είναι ίσος µε τον ατοµικό του αριθµό, δηλαδή 26. Η κατανοµή των ηλεκτρονίων του 26 Fe σε υποστιβάδες είναι: 26 Fe: 1s2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 3d 6, 4s 2.

Hλεκτρονιακή δοµή 20. Λύνουµε περισσότερες ασκήσεις Βήµα 3 ο Η κατανοµή των ηλεκτρονίων του 26 Fe σε στιβάδες είναι: Fe: K(2), L(8), M(14), N(2). 26 Συνεπώς, η κατανοµή των ηλεκτρονίων του 26 Fe σε τροχιακά είναι: Παρατηρούµε ότι το άτοµο του Fe έχει 4 µονήρη ηλεκτρόνια. Το άθροισµα των κβαντικών αριθµών του spin είναι: 4 (+1/2) = +2. γ. To 15 P 3- έχει φορτίο 3-, συνεπώς ο αριθµός των ηλεκτρονίων είναι κατά 3 µεγαλύτερος από τον ατοµικό του αριθµό, δηλαδή 18. Η κατανοµή των ηλεκτρονίων του 15 P 3- σε υποστιβάδες είναι: 15 P3- : 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6. Η κατανοµή των ηλεκτρονίων του 15 P 3- σε στιβάδες είναι: 15 P 3- : K(2), L(8), M(8). H κατανοµή των ηλεκτρονίων του 15 P 3- σε τροχιακά είναι: Παρατηρούµε ότι το ιόν 15 P 3- δεν έχει µονήρη ηλεκτρόνια, άρα το άθροισµα των κβαντικών αριθµών του spin είναι µηδέν. δ. Κατά τον ιοντισµό του σιδήρου αποβάλλονται πρώτα τα δύο 4s ηλεκτρόνια και στη συνέχεια αποβάλλεται ένα 3d ηλεκτρόνιο. Η κατανοµή των ηλεκτρονίων του 26 Fe 3+ σε υποστιβάδες είναι: 26 Fe3+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 Η κατανοµή των ηλεκτρονίων του 26 Fe 3+ σε στιβάδες είναι: 26 Fe3+ : K(2), L(8), M(13) Συνεπώς, η κατανοµή των ηλεκτρονίων του 26 Fe +3 σε τροχιακά είναι: Παρατηρούµε ότι το ιόν 26 Fe 3+ έχει 5 µονήρη ηλεκτρόνια. Το άθροισµα των κβαντικών αριθµών του spin είναι: 5 (+1/2) = +5/2.