ΕΙΣΑΓΩΓΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ
ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ Άτομο: το μικρότερο σωματίδιο της ύλης που διατηρεί την ταυτότητά του κατά τη διάρκεια των χημικών αντιδράσεων Στοιχείο: αποτελείται από ένα είδος ατόμων Χημική ένωση: αποτελείται από άτομα δύο ή περισσότερων στοιχείων ενωμένων με χημικό τρόπο σε απλή και σταθερή αριθμητική αναλογία. Χημική αντίδραση: αναδιάταξη των ατόμων και δημιουργία νέων χημικών συνδυασμών
ΔΟΜΗ ΤΟΥ ΑΤΟΜΟΥ Πυρήνας (πρωτόνια νετρόνια) Ηλεκτρόνια (μικρή μάζα, αρνητικό φορτίο) 12 n 11 p 23 11 Na 23
ΔΟΜΗ ΠΥΡΗΝΑ Πρωτόνιο: πυρηνικό σωματίδιο με θετικό φορτίο ίσο με αυτό του ηλεκτρονίου και μάζα ~1800 φορές μεγαλύτερη από το ηλεκτρόνιο. Ατομικός αριθμός (Ζ): Ο αριθμός των πρωτονίων του πυρήνα κάθε ατόμου Στοιχείο: Ουσία της οποίας τα άτομα έχουν τον ίδιο ατομικό αριθμό (Ζ). Νετρόνιο: πυρηνικό σωματίδιο χωρίς φορτίο και με μάζα περίπου ίση με τη μάζα του πρωτονίου Μαζικός αριθμός (Α): Ο αριθμός των νουκλεονίων (πρωτονίων (Ζ) και νετρονίων (Ν)) του πυρήνα κάθε ατόμου Α = Ζ + Ν
ΣΥΜΒΟΛΙΣΜΟΣ ΝΟΥΚΛΙΔΙΩΝ Νουκλίδιο: κάθε άτομο Χ που χαρακτηρίζεται από έναν ατομικό αριθμό (Ζ) και ένα μαζικό αριθμό (Α). A Z X 23 11 Na
Ισότοπα άτομα Τα άτομα που έχουν τον ίδιο ατομικό αριθμό (Ζ) και διαφορετικό μαζικό αριθμό (Α). Πρόκειται για άτομα του ίδιου στοιχείου. 12 C 6 13 C 6
Ισοβαρή άτομα Τα άτομα που έχουν τον ίδιο μαζικό αριθμό (Α) και διαφορετικό ατομικό αριθμό (Ζ). Πρόκειται για άτομα διαφορετικών στοιχείων. 40 K 40 19 20Ca
Μόρια Ιόντα Μόριο: το μικρότερο σωματίδιο που υπάρχει σε ελεύθερη κατάσταση και διατηρεί τις ιδιότητες του σώματος. Ιόν: ένα ηλεκτρικά φορτισμένο σωματίδιο που λαμβάνεται από ένα άτομο ή μία ομάδα χημικά ενωμένων ατόμων με προσθήκη ή αφαίρεση ηλεκτρονίων. Ανιόν (αρνητικό ιόν) Κατιόν (θετικό ιόν)
ΟΝΟΜΑΤΟΛΟΓΙΑ ΑΝΟΡΓΑΝΩΝ ΕΝΩΣΕΩΝ Οξέα Οξείδια Βάσεις Άλατα
Οξέα - H x A Αν το Α είναι αμέταλλο (F, Cl, I, S) τότε η ονομασία γίνεται με τη συλλαβή υδρο- και ακολουθεί το όνομα του αμετάλλου, π.χ. υδροχλώριο (HCl (g) ), υδρόθειο (H 2 S (g) ) κ.τ.λ. Όταν οι ενώσεις διαλυθούν στο νερό, φέρουν την κατάληξη -ικό οξύ, π.χ. υδροχλωρικό οξύ (HCl (aq) ) εκτός από το H 2 S (aq) (υδροθειούχο οξύ). Αν το Α είναι πολυατομικό ιόν, τότε η ονομασία γίνεται με το όνομα του ιόντος και ακολουθεί η λέξη οξύ, π.χ. νιτρικό οξύ (ΗΝΟ 3 ), θειικό οξύ (H 2 SO 4 ) κ.τ.λ.
Ιόντα και οξέα
Παραδείγματα οξέων Να ονομαστούν τα οξέα: α) HBr (g) βρωμίδιο του υδρογόνου ή υδροβρώμιο β) HBr (aq) υδροβρωμικό οξύ γ) HF (g) φθορίδιο του υδρογόνου ή υδροφθόριο δ) HF (aq) υδροφθορικό οξύ ε) HClO 4 υπερχλωρικό οξύ στ) HClO 3 χλωρικό οξύ ζ) HClO 2 χλωριώδες οξύ
Βάσεις - Μ(OH) x Μ : μέταλλο ή ΝΗ 4+. Η ονομασία γίνεται με τη λέξη υδροξείδιο και ακολουθεί το όνομα του Μ, π.χ. NaOH υδροξείδιο του νατρίου NH 4 OH υδροξείδιο του αμμωνίου Ca(OH) 2 υδροξείδιο του ασβεστίου Fe(OH) 2 υδροξείδιο του σιδήρου(ιι) Fe(OH) 3 υδροξείδιο του σιδήρου(ιιι)
ΟΞΕΙΔΙΑ Σ 2 Ο x Οξείδιο του Σ Τύπος Ονομασία Παράδειγμα X 2 O υποξείδιο του Χ N 2 O XO μονοξείδιο του Χ CO XO 2 διοξείδιο του Χ CO 2 X 2 O 3 τριοξείδιο του Χ Fe 2 O 3 X 2 O 4 τετροξείδιο του Χ Sb 2 O 4 X 2 O 5 πεντοξείδιο του Χ N 2 O 5 X 2 O 7 επτοξείδιο του Χ Mn 2 O 7 X 3 O 4 επιτεταρτοξείδιο του Χ Fe 3 O 4
Παράδειγμα Οξείδια Να ονομαστούν τα οξείδια: Na 2 O οξείδιο του νατρίου CaO οξείδιο του ασβεστίου Al 2 O 3 οξείδιο του αργιλίου CO μονοξείδιο του άνθρακα CO 2 διοξείδιο του άνθρακα N 2 O 3 τριοξείδιο του αζώτου N 2 O 4 τετροξείδιο του αζώτου N 2 O 5 πεντοξείδιο του αζώτου
Άλατα - M x A y Αν το Α είναι αμέταλλο ή CN -, το άλας ονομάζεται με το όνομα του αμετάλλου και την κατάληξη -ούχο (-ίδιο του) και ακολουθεί το όνομα του Μ Αν το Α είναι πολυατομικό ιόν, τότε το άλας ονομάζεται με το όνομα του ιόντος και ακολουθεί το όνομα του Μ
Παραδείγματα Να ονομαστούν τα άλατα: α) Mg 3 (PO 4 ) 2 φωσφορικό μαγνήσιο β) CrSO 4 θειϊκό χρώμιο(ιι) γ) Cr 2 (SO 4 ) 3 θειϊκό χρώμιο(ιιι) δ) CaCO 3 ανθρακικό ασβέστιο ε) (NH 4 ) 2 CrO 4 χρωμικό αμμώνιο στ) FeCl 3 χλωριούχος σίδηρος(ιιι) ή τριχλωριούχος σίδηρος ή χλωρίδιο του σιδήρου(ιιι) ζ) NaCl χλωριούχο νάτριο ή χλωρίδιο του νατρίου
Υδρίτες Οι ενώσεις που περιέχουν μόρια νερού που είναι χαλαρά ενωμένα στον κρύσταλλό τους. CuSO 4 5H 2 O πενταένυδρος θειικός χαλκός(ιι)
Παραδείγματα Να γραφούν οι τύποι των ενώσεων: φωσφορικός σίδηρος(ιιι) FePO 4 φωσφορικός σίδηρος(ιι) Fe 3 (PO 4 ) 2 οξείδιο του τιτανίου(iv) ΤiΟ 2 νιτρικό θάλλιο(ιιι) Tl(NO 3 ) 3
Κβαντική θεωρία ατόμου
Κύμα Κύμα είναι μια συνεχώς επαναλαμβανόμενη μεταβολή ή ταλάντωση μέσα σε ύλη ή σε ένα φυσικό πεδίο. Χαρακτηρίζεται από : το μήκος κύματος τη συχνότητα την περίοδο
Μήκος κύματος (λ) η απόσταση ανάμεσα σε δύο οποιαδήποτε διαδοχικά πανομοιότυπα σημεία ενός κύματος
Συχνότητα (ν) Ο αριθμός των μηκών κύματος, τα οποία περνούν από ένα σταθερό σημείο στη μονάδα του χρόνου 1 Hz = s -1 c = νλ (c = 3x10 8 m/s, ταχύτητα φωτός στο κενό)
Ενέργεια ενός κύματος Planck Ενέργεια κύματος Ε = h.v h = 6,63x10-34 J.s (σταθερά Planck) Ενέργεια εκπεμπόμενης ακτινοβολίας Ένα άτομο μπορεί να έχει μόνο ορισμένες (κβαντισμένες) τιμές ενέργειας δόνησης Ε = n.h.v (n = 1, 2, 3, ) κβαντικός αριθμός
Ηλεκτρομαγνητικό φάσμα Η περιοχή συχνοτήτων της ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας
Θεωρία Bohr για το άτομο Η Φάσμα Εξήγηση σταθερότητας και γραμμικού φάσματος υδρογόνου 2 συνθήκες (επιτρεπόμενη ενέργεια, ενέργεια μιας μετάπτωσης)
Φάσμα Είναι το σύνολο των συχνοτήτων μιας ακτινοβολίας Συνεχές φάσμα Γραμμικό φάσμα Η
1 η Συνθήκη Bohr (επιτρεπόμενη ενέργεια) Ένα ηλεκτρόνιο επιτρέπεται να έχει ορισμένες μόνο τιμές ενέργειας σε ένα άτομο, οι οποίες ονομάζονται επίπεδα ενέργειας E R n H 2 R H (σταθερά) = 2,179x10-18 J n = 1, 2, 3,
Μετάπτωση η μεταπήδηση ενός ηλεκτρονίου από ένα επίπεδο ενέργειας (Ε i ) σε ένα άλλο χαμηλότερο επίπεδο ενέργειας (Ε f ) με ταυτόχρονη εκπομπή φωτονίου (hv) Μεταπτώσεις στο H
2 η Συνθήκη Bohr η μεταπήδηση ενός ηλεκτρονίου από ένα επίπεδο ενέργειας (Ε i ) σε ένα άλλο χαμηλότερο επίπεδο ενέργειας (Ε f ) γίνεται με ταυτόχρονη εκπομπή φωτονίου (hv), με ενέργεια εκπεμπόμενου φωτονίου: Ε φωτονίου = hv = Ε i Ε f hv E i E f RH RH ( ) ( 2 2 n n i f )
Κβαντομηχανική Κβαντομηχανική ή Κυματομηχανική είναι ο κλάδος της Φυσικής που περιγράφει μαθηματικά τις κυματικές ιδιότητες στοιχειωδών σωματιδίων. Schrodinger (Nobel 1933): κυματική διατύπωση Heisenberg (Nobel 1932): μαθηματική διατύπωση
Heisenberg Αρχή αβεβαιότητας: είναι αδύνατο να γνωρίζουμε με απόλυτη ακρίβεια τη θέση, και ταυτόχρονα την ορμή ενός σωματιδίου, όπως είναι το ηλεκτρόνιο. Το γινόμενο της αβεβαιότητας στη θέση επί την αβεβαιότητα στην ορμή ενός σωματιδίου δεν μπορεί να είναι μικρότερο της σταθεράς του Planck διαιρεμένη δια 4π. h ( x)( px ) 4 Πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίου γύρω από πυρήνα
ΤΡΟΧΙΑΚΑ
Ατομικό τροχιακό Η κυματική συνάρτηση για ένα ηλεκτρόνιο που βρίσκεται σε άτομο ονομάζεται ατομικό τροχιακό. Κάθε ηλεκτρόνιο σε ένα άτομο περιγράφεται από τέσσερις διαφορετικούς κβαντικούς αριθμούς, τρεις από τους οποίους (n, l και m l ) καθορίζουν την κυματική συνάρτηση που δίνει την πιθανότητα εύρεσης του ηλεκτρονίου σε διάφορα σημεία του χώρου.
Κύριος κβαντικός αριθμός, n Καθορίζει την ενέργεια ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο. Τιμές n = 1, 2, 3, 4, 5, Καθορίζει και το μέγεθος του ηλεκτρονικού νέφους. Τροχιακά με ίδιο n ανήκουν στον ίδιο φλοιό (στιβάδα) Κ (n=1), L (n=2), M (n=3), N (n=4).
Κβαντικός αριθμός της στροφορμής Δευτερεύων (αζιμουθιακός) κβαντικός αριθμός l. Τιμές l = 0, 1, 2, (n-1). Διακρίνει τροχιακά με ίδιο n, τα οποία έχουν διαφορετικό σχήμα. Καθορίζει το σχήμα του ηλεκτρονικού νέφους Τροχιακά με ίδιο n αλλά με διαφορετικό l ανήκουν σε διαφορετικό υποφλοιό (υποστιβάδα) ενός δεδομένου φλοιού s (l=0), p (l=1), d (l=2), f (l=3),
Συμβολισμός ατομικών τροχιακών Δείχνει το κύριο ενεργειακό επίπεδο στο οποίο ανήκει το ατομικό τροχιακό και συμπίπτει με το κύριο κβαντικό αριθμό n 1s 2p 3d 4f Δείχνει το είδος του ατομικού τροχιακού (πχ s, p, d ή f)
Ενέργειες τροχιακών για το Η
Μαγνητικός κβαντικός αριθμός m l Τιμές m l = - l,., 0,. + l Καθορίζει τον προσανατολισμό του ηλεκτρονικού νέφους
Επιτρεπτές τιμές κβαντικών αριθμών για ατομικά τροχιακά n l m l Συμβολισμός Αριθμός τροχιακών υποφλοιού στον υποφλοιό 1 0 0 1s 1 2 0 0 2s 1 2 1-1, 0, +1 2p 3 3 0 0 3s 1 3 1-1, 0, +1 3p 3 3 2-2, -1, 0, +1, +2 3d 5 4 0 0 4s 1 4 1-1, 0, +1 4p 3 4 2-2, -1, 0, +1, +2 4d 5 4 3-3, -2, -1, 0, +1, +2, 3 4f 7
Κβαντικός αριθμός του spin Τέταρτος μαγνητικός κβαντικός αριθμός του spin m s Τιμές m s = -1/2 ή +1/2 Αναφέρεται στους δύο δυνατούς προσανατολισμούς του άξονα περιστροφής (spin) ενός ηλεκτρονίου. Εξαρτάται από φορά περιστροφής του ηλεκτρονίου
Spin Ηλεκτρονίου
Παραδείγματα Οι τετράδες κβαντικών αριθμών που ακολουθούν είναι επιτρεπτές για ένα ηλεκτρόνιο ατόμου ; Αν όχι, γιατί; n = 1, l = 1, m l = 0, m s = +1/2 ΜΗ Επιτρεπτή (Πρέπει l < n) n = 3, l = 1, m l = -2, m s = -1/2 ΜΗ Επιτρεπτή (Είναι m l = -1, 0, +1) n = 2, l = 1, m l = 0, m s = +1/2 Επιτρεπτή n = 2, l = 0, m l = 0, m s = 1 ΜΗ Επιτρεπτή (Είναι m s = ±1/2)
Σχήματα ατομικών τροχιακών s ατομικό τροχιακό p ατομικό τροχιακό d ατομικό τροχιακό
s ατομικό τροχιακό n, l = 0, m l = 0 σφαίρα
Τροχιακά ns n, l = 0, m l = 0 ns n = 1 1s n = 2 2s n = 3 3s z z z y y y x x x
p ατομικό τροχιακό n ( 2), l = 1, m l = -1, 0, +1 Δύο λοβοί
ΤΡΟΧΙΑΚΑ np n ( 2), l = 1, m l = -1, 0, +1 np x,z,y m l = +1 np x z m l = -1 np y z m l = 0 np z z y y y x x x
d ατομικό τροχιακό n ( 3), l = 2, m l = -2, -1, 0,+1,+2 4 λοβοί
Τροχιακά nd n ( 3), l = 2, m l = -2, -1, 0, +1, +2 m l = 0 nd z 2 m l = +1 nd xz m l = -1 nd yz m l = +2 nd x 2 -y 2 d x 2 -y 2 m l = -2 nd xy
Παραδείγματα Να βρεθούν οι κβαντικοί αριθμοί που χαρακτηρίζουν τα ατομικά τροχιακά: α) 3s n = 3, l = 0, m l = 0 β) 2p n = 2, l = 1, m l = -1, 0, +1 γ) 3d n = 3, l = 2, m l = -2, -1, 0, +1, +2 δ) 4f n = 4, l = 3, m l = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
Ηλεκτρονικές δομές
Ηλεκτρονική δομή Ηλεκτρονική δομή ενός ατόμου είναι μία συγκεκριμένη κατανομή των ηλεκτρονίων του στους διαθέσιμους υποφλοιούς. Διάγραμμα τροχιακών 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 1s 1s 2s 2s 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p
Αρχές δόμησης Απαγορευτική αρχή Pauli Αρχή ελάχιστης ενέργειας Κανόνας του Hund
Απαγορευτική αρχή Pauli
Απαγορευτική αρχή Pauli Δύο ηλεκτρόνια σε ένα άτομο δεν μπορούν ποτέ να έχουν και τους τέσσερις κβαντικούς αριθμούς (n, l, m l, m s ) ίδιους. Ένα τροχιακό (n, l, m l ) μπορεί να χωρέσει το πολύ δύο ηλεκτρόνια, τα οποία όμως θα πρέπει να έχουν αντίθετα spin, δηλ. το ένα θα έχει m s = +1/2 και το άλλο m s = -1/2.
Τροχιακά αριθμός ηλεκτρονίων Μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων = 2(2l +1) Υποφλοιός Αριθμός τροχιακών Μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων s (l = 0) 1 2 p (l = 1) 3 6 d (l = 2) 5 10 f (l = 3) 7 14
ΔΙΑΙΡΕΣΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑΚΩΝ ΣΤΑΘΜΩΝ ΣΕ ΤΡΟΧΙΑΚΑ Κβαντικοί αριθμοί Τροχιακά Αριθμός n l m l Είδος Αριθμός ηλεκτρονίων Ολικός Αριθμός ηλεκτρονίων 1 0 0 s 1 2x1 = 2 2 2 0 0 s 1 2x1 = 2 0-1, 0, 1 p 3 2x3 = 6 8 3 0 0 s 1 2x1 = 2 1-1, 0, 1 p 3 2x3 = 6 2-2, -1, 0, 1, 2 d 5 2x5 = 10 18 4 0 0 s 1 2x1 = 2 1-1, 0, 1 p 3 2x3 = 6 2-2, -1, 0, 1, 2 d 5 2x5 = 10 3-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 f 7 2x7 = 14 32
Παραδείγματα Ποιο από τα ακόλουθα διαγράμματα τροχιακών είναι επιτρεπτό και ποιο αδύνατο σύμφωνα με την απαγορευτική αρχή του Pauli και γιατί ; 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p Επιτρεπτό Αδύνατο 3e στο 2s Αδύνατο 2e στο 2p με ίδιο spin
Παραδείγματα Ποιο από τα ακόλουθα διαγράμματα τροχιακών είναι επιτρεπτό και ποιο αδύνατο σύμφωνα με την απαγορευτική αρχή του Pauli και γιατί ; 1s 3 2s 1 Αδύνατο - 3e στο 1s 1s 2 2s 1 2p 7 Αδύνατο - 7e στο 2p 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2 Επιτρεπτό
Αρχή ελάχιστης ενέργειας
Αρχή ελάχιστης ενέργειας Τα ηλεκτρόνια καταλαμβάνουν πρώτα τα διαθέσιμα τροχιακά χαμηλότερης ενέργειας και μετά, εφόσον υπάρχει περίσσεια ηλεκτρονίων, καταλαμβάνουν τροχιακά υψηλότερης ενέργειας δημιουργώντας μια δομή με τη μικρότερη δυνατή ενέργεια. Έτσι το άτομο στη θεμελιώδη κατάσταση έχει τη μικρότερη ενέργεια και συνεπώς τη μέγιστη σταθερότητα.
Ενέργεια τροχιακών 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5g 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f 6g 7g 6h
Διάγραμμα τροχιακών άνθρακα 6 C : 1s 2 2s 2 2p 2 Διάγραμμα τροχιακών 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p?
Κανόνας του Hund
Κανόνας του Hund Ηλεκτρόνια που καταλαμβάνουν τροχιακά της ίδιας ενέργειας έχουν κατά προτίμηση παράλληλα spin. Η προσθήκη δεύτερου ηλεκτρονίου στο ίδιο τροχιακό έχει σαν αποτέλεσμα να αναπτυχθούν απωστικές δυνάμεις van der Waals, οι οποίες πρέπει να υπερνικηθούν με τη καταβολή ενέργειας (ενέργειας σύζευξης).
Κατανομή 6 ηλεκτρονίων σε d-ao ΛΑΘΟΣ ΤΡΟΠΟΣ ΣΩΣΤΟΣ ΤΡΟΠΟΣ
Παραδείγματα 6 C 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2s 2p 8 O 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p
Μαγνητικές ιδιότητες ατόμων Παραμαγνητική ουσία είναι μία ουσία που έλκεται ασθενώς από ένα μαγνητικό πεδίο και έλξη αυτή είναι γενικά το αποτέλεσμα ύπαρξης ασύζευκτων ηλεκτρονίων. Διαμαγνητική ουσία είναι μία ουσία η οποία δεν έλκεται, ή και απωθείται ελαφρά, από ένα μαγνητικό πεδίο. Η ιδιότητα αυτή σημαίνει ότι η ουσία έχει μόνο συζευγμένα ηλεκτρόνια.
Παράδειγμα Να γραφεί το διάγραμμα τροχιακών για το 26 Fe. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2
Εξαιρέσεις αρχής δόμησης Η ενέργεια των 3d με τα 4s είναι παραπλήσια. Η διαμόρφωση 3d 5 4s 1 (Cr) είναι σταθερότερη της 3d 4 4s 2. (Διαμόρφωση με ημισυμπληρωμένα d τροχιακά) Η διαμόρφωση 3d 10 4s 1 (Cu) είναι σταθερότερη της 3d 9 4s 2. (Διαμόρφωση με συμπληρωμένα d τροχιακά)
Ευσταθείς διαμορφώσεις Διαμόρφωση ευγενών αερίων Διαμόρφωση με συμπληρωμένα d τροχιακά. Zn (3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 ) Zn +2 (3s 2 3p 6 3d 10 ) Διαμόρφωση με ημισυμπληρωμένα d ή p τροχιακά. Mn (3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 ) Mn +2 (3s 2 3p 6 3d 5 ) Διαμόρφωση με συμπληρωμένα s τροχιακά. He (1s 2 ), Be (1s 2 2s 2 ) πολύ σταθερά
Διαμόρφωση ιόντων Για να βρεθεί η διαμόρφωση των ιόντων, αφαιρείται από την ηλεκτρονική δομή των αντίστοιχων ατόμων ο απαιτούμενος αριθμός ηλεκτρονίων Zn (3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 ) Zn +2 (3s 2 3p 6 3d 10 ) ΟΧΙ Zn +2 (3s 2 3p 6 3d 8 4s 2 ) Cu (3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ) Cu +1 (3s 2 3p 6 3d 10 ) Cu +2 (3s 2 3p 6 3d 9 ) Mn (3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 ) Mn +2 (3s 2 3p 6 3d 5 ) Mn +3 (3s 2 3p 6 3d 4 ) Mn +4 (3s 2 3p 6 3d 3 )
Ισοηλεκτρονικά ιόντα Πρόκειται για ιόντα που περιέχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων. O (1s 2 2s 2 2p 4 ) O 2- (1s 2 2s 2 2p 6 ) F (1s 2 2s 2 2p 5 ) F - (1s 2 2s 2 2p 6 ) Ne (1s 2 2s 2 2p 6 ) Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) Na + (1s 2 2s 2 2p 6 ) Mg (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ) Mg 2+ (1s 2 2s 2 2p 6 )
Παραδείγματα Διάγραμμα τροχιακών για τη θεμελιώδη κατάσταση: 27 Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2 29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 ΟΜΩΣ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1
Δομή & κβαντικοί αριθμοί Να γραφούν οι κβαντικοί αριθμοί του ηλεκτρονίου με την υψηλότερη ενέργεια στο άτομο του 17 Cl. 1s 2s 2p 3s 3p 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5g 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 n = 3, l = 1, m l = -1, 0, +1 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f 6g 7g 6h