ΣΗΜΕΙΩΣΕΙΣ ΚΕΦΑΛΑΙΟΥ 1 ΣΤΗ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ ΛΥΚΕΙΟ ΚΕΦΑΙΛΑΙΟ 1 ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗ ΔΟΜΗ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ ΚΑΙ ΠΕΡΙΟΔΙΚOΣ ΠΙΝΑΚΑΣ 1)Ατομικό πρότυπο του Bohr ( πυρήνας,..., περιστρεφόμενα ηλεκτρόνια) περιγράφεται απο δύο συνθήκες Α) Μηχανική συνθήκη ( βελάκι σελ 3) Ι) = όπου, Ε = συνολική ενέργεια του ηλεκτρονίου ανα τροχία ( στιβάδα, Κ, L, M ) E I = - 2.1810-18 J n = 1,2,3 = Κύριος κβαντικός αριθμός u ->K L M II) Όταν n και Ε, ( Ε max = 0 το e δεν ανήκει στο άτομο, έχουμε ιοντισμό) Για ν = 1 θεμελιώδη κατάσταση Για ν = 2 πρώτη διεγερμένη κατάσταση Για ν = 3 δεύτερη διεγερμένη κατάσταση Β) Οπτική συνθήκη (1 ο βελάκι σελ 4 ) Ι) Κβαντική θεωρία του Planck, φωτόνια ( 2 ο βελάκι σελ 4 ) Ε = h v = h f = h II)Με βάσει την κβαντική θεωρία του Planck ο Bohr για την οπτική συνθήκη διαμόρφωσε την εξίσωση ΔΕ = Ε f E i = h v, όπου Ε f = τελική ενεργειακή στάθμη, Ε i = αρχική ενεργειακή στάθμη 2)ΣΥΓΧΡΟΝΕΣ ΑΝΤΙΛΗΨΕΙΣ ΓΙΑ ΤΟ ΑΤΟΜΟ ( ΚΒΑΝΤΟΜΗΧΑΝΙΚΗ) Α)Κυματική θεωρία της ύλης του De Broglie ( 1 ο βελάκι / 6) λ = Β)Αρχή της αβεβαιότητας ( απροσδιοριστίας) του Heisenberg ( 2 ο βελάκι / 6 ) Γ)Κυματική εξίσωση του Schrodinger Ασκηση Σχολ. ( 24,25 / 42) Σαλτερής ( 1.9, 1.10, 1.33) I) ατομικά τροχιακά ψ ΙΙ)Το ψ 2 εκφράζει ( 1 ο και 2 ο βελάκι / 7 ) ΙΙ)Γραφική παράσταση πυκνότητας ηλεκτρονιακού νέφους σε συνάρτηση με την απόσταση από τον πυρήνα ( σελ 8) Άσκηση Σχολ. 27, 29 Σαλτερής 2.15 2.16 2.18
3)ΚΒΑΝΤΙΚΟΙ ΑΡΙΘΜΟΙ Α) n, n = Κύριο κβαντικός αριθμός l, l = δευτερεύων ή αζιμουθιακός αριθμός m l, m l = μαγνητικός κβαντικός αριθμός m s, m s = κβαντικός αριμός του spin Κβαντικός αριθμός Τιμές Για το ηλεκτρονιακό νέφος (τροχιακό) Για το ηλεκτρόνιο στιβάδα( K, L, ) n 1, 2,3 Μέγεθος Ενέργεια, έλξη l 0, 1, 2 Σχήμα Πυρήνα-ηλεκτρονίου υποστιβάδα (s, p, d, f ) m l -l, 0, + l Προσανατολισμός Άπωση μεταξύ των ηλεκτρονίων τροχιακό m s + 1 2, 1 2 --- Ιδιοπεριστροφή ( spin) B)Στιβάδα ή φλοιός είναι: Ο αριθμός των τροχιακών μιας στιβάδας είναι n 2 και ο αριθμός των ηλεκτρονίων 2 n 2. Γ)Υποστιβάδα είναι : Μια υποστιβάδα έχει ( 2 l +1) τροχιακά και 2 ( 2 l + 1) ηλεκτρόνια Κάθε στιβάδα με κύριο κβαντικό αριθμό n περιέχει n υποστιβάδες π.χ. Κ ( n =1 ) l = 0 άρα μία υποστιβάδα 1S L ( n = 2 ) l = 0,1 άρα δυο υποστιβάδες ( 2S, 2P) Μια υποστιβάδα συμβολίζεται n l π.χ 2ρ ( n = 2, l = 1 ) Δ)Το ατομικό τροχιακό καθορίζεται με βάσει τους τρείς πρώτους κβαντικόυς αριθμούς (n, l, m l ) και συμβολίζεται nlm l Π.χ 3 p y ( n = 3, l = 1, m l = -1 ). E)Το ηλεκτρόνιο περιγράφεται από μια τετράδα κβαντικών αριθμών ( n, l m l, m s ). ΣΤ)Απεικόνηση των S και ρ ατομικών τροχιακών Ι)Τα S τροχιακά ( l = 0 ) έχουν σφαιρική συμμετρία ΙΙ)Τα ρ τροχιακά ( l = 1) έχουν σχήμα διπλού λοβού
Ζ) Υποστιβάδα s p d f l 0 1 2 3 Πλήθος τροχιακών(2 l+1) Πλήθος ηλεκτρονίων 2 ( 2 l + 1) 1 3 5 7 2 6 10 14 Η)Η n στιβάδα έχει n πλήθος υποστιβάδων, n 2 πλήθος τροχιακών, 2 n 2 πλήθος ηλεκτρονίων Άσκηση Σχολ. 30 εώς 38 Σαλτέρης 3.11, 3.12, 3.13, 3.53 3.57 4) ΑΡΧΕΣ ΔΟΜΗΣΗΣ ΠΟΛΥΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΩΝ ΑΤΟΜΩΝ Α)Απαγορευτική αρχή του Pauli ( βελάκι / 13) Β)Αρχή ελάχιστης ενέργειας ( βελάκι / 14 ) Γ)Μνημονικός κανόνας ( πίνακας 1.3 / 15) Δ)Σύγκριση της ενέργειας των υποστιβάδων ( ή των τροχιακών) (παρατηρήσεις 1 και 2, μπλέ πλαίσιο / 15) Ε)Ηλεκτρονική δόμηση στο! και! (σελ 15 ) ΣΤ)Κανόνας του Hund ( βελάκι / 16) Άσκηση Σχολ. 39-47, 74 Σαλτερή 4.9, 4.11 4.18, 4.56 4.58, 4.76 4.79
5)ΔΟΜΗ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΥ ΠΙΝΑΚΑ ( Τομείς s, p, d, f, στοιχείο μετάπτωσης) α)νόμος περιοδικότητας του Moseley ( σελ 16) β)1 ο και 2 ο βελάκι ( σελ 17) γ)τομείς του Περιοδικού πίνακα Ι)Τομέας Π.Π. είναι...(3 ο βελάκι / 17) ΙΙ) Τομέας Ηλεκτρονική δομή Ομάδας S ns 1 ή ns 2 1,2(IA, IIA) ( 2 ομάδες) p ns 2 np x ( x = 1, 6) 13 18 ( IIIA VIIIA) d Στοιχεία μετάπτωσης f λανθανίδες, ακτινίδες (n-1)d x ns 2 ( x=1, 10) 3 12 (Ομάδες Β) (10 ομάδες) (n-2)l x ns 2 (x= 1, 14) 3 ή ΙΙΙΒ ( Ομάδα 57La και 89Α) III)Κατά μήκος μιας περιόδου του Π.Π ορισμένες ιδιότητες των στοιχείων και των ενώσεων τους μεταβάλλονται περιοδικά ΙV)Στοιχεία μετάπτωσης ( τα στοιχεία που καταλαμβάνουν τον τομέα d του Π.Π) παρουσιάζουν πολλές κοινές ιδιότητες ( κίτρινο πλαίσιο σελ 22) επειδή κατά την ηλεκτρονιακή δόμηση των ατόμων τους το τελευταίο ηλεκτρόνιο εισέρχεται σε εσωτερική υποστιβάδα π.χ. 3d ενώ η 4 η στιβάδα σε όλα σχεδόν αυτά τα στοιχεία παραμένει με 2e. V)H ηλεκτρονιακή δομή του Cr και του Cu παρουσιάζει μια ιδιομορφία ( 2 ο μπλέ πλαίσιο / 22) VI)Το υδρογόνο Η ανήκει στην ΙΑ ομάδα και είναι αμέταλλο. Ασκηση Σχολ. 48, 53 Σαλτερης 5.15 5.19, 5.87 5.90
6)ΜΕΤΑΒΟΛΗ ΟΡΙΣΜΕΝΩΝ ΠΕΡΙΟΔΙΚΩΝ ΙΔΙΟΤΗΤΩΝ Α)Ατομική ακτίνα ( r ) I)Η ατομική ακτίνα καθορίζει το μέγεθος του ατόμου και εξαρτάται απο το : 1)το κύριο κβαντικό αριθμό ( όταν n και r ) 2)δραστικό πυρηνικό φορτίο ( κατά προσέγγιση το φορτίο του πυρήνα μειωμένο κατά το φορτίο των ηλεκτρονίων των εσωτερικών στιβάδων).όταν το δραστικό πυρηνικό φορτίο τότε r ΙΙ)Κατά μήκος μιας περιόδου η ατομική ακτίνα ελαττώνεται από αριστερά προς τα δεξιά γιατί αυξάνεται ο ατομικός αριθμό και κατά συνέπεια αυξάνεται το δραστικό πυρηνικό φορτίο.έτσι λόγω μεγαλύτερης έλξης των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας από τον πυρήνα, η ατομική ακτίνα μειώνεται. ΙΙΙ)Σε μια ομάδα του Π.Π η ατομική ακτίνα αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω διότι προστίθενται στιβάδες στο άτομο, μεγαλώνει η απόσταση των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας με τον πυρήνα, οπότε η έλξη μεταξύ τους μειώνεται και συνεπώς η ατομική ακτίνα αυξάνει. ΙV)Στα στοιχεία μεταπτώσεως, η αύξηση του ατομικού αριθμού συνοδεύεται από μικρή ελάττωση της ατομικής ακτίνας διότι τα επιπλέον ηλεκτρόνια που προστίθενται, συμπληρώνουν εσωτερικές στιβάδες d, που ελάχιστα επηρεάζουν την ατομική ακτίνα. V)Η ατομική ακτίνα ορίζεται ως το μισό της απόστασης μεταξύ των πυρήνων δύο γειτονικών ατόμων και μεταβάλλεται περιοδικά σε συνάρτηση με τον ατομικό αριθμό ( Σχήμα 1.8 / 24 ) VI)Το κατιόν έχει μικρότερο μέγεθος από το αντίστοιχο άτομο, ενώ το ανιόν έχει μεγαλύτερο μέγεθος από το αντίστοιχο άτομο Σ 2+ < Σ + < Σ < Σ - < Σ 2- Β)Ενέργεια Ιοντισμού Ι) Τι ονομάζεται ενέργεια πρώτου ιοντισμού " ( Βελάκι / 24) Σ ( g ) Σ + ( g ) + e - " =#$ >0. II)Ενέργεια δεύτερου ιοντισμού Σ + ( g ) Σ 2+ ( g ) + e - III) " < " < "( < IV)Απο ποιούς παράγοντες εξαρτάται η ενέργεια ιοντισμού ( σελ 24 25) V)Η ενέργεια πρώτου ιοντισμού μεταβάλλεται περιοδικά Π.Π και αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά και απο κάτων προς τα πάνω ( αντίθετα με την ατομική ακτίνα) Π.Π VI)Τα μέταλλα έχουν σχετικά χαμηλές τιμές ενέργειας ιοντισμού με αποτέλεσμα εύκολα να αποβάλλουν ηλεκτρόνια και να μετατρέπονται σε ηλεκτροθετικά ιόντα, για αυτό χαρακτηρίζονται ηλεκτροθετικά στοιχεία η δε τάση που έχουν να αποβάλλουν ηλεκτρόνια ηλεκτροθετικότητα.
Η ηλεκτροθετικότητα μεταβάλλεται όπως η ατομική ακτίνα ( ή αντίθετα απο την ενέργεια πρώτου ιοντισμού E i1 ) Π.Π Μέτρο της ηλεκτροθετικότητας ενός χημικού στοιχείου είναι η ενέργεια πρώτου ιοντισμού E i1. Όσο μικρότερη είναι η Ε ι1 τόσο πιό ηλεκτροθετικό είναι VII) Η ηλεκτραρνητικότητα των χημικών στοιχείων στον Π.Π μεταβάλλεται όπως και η E i1. Σε μια ομάδα του Π.Π αυξάνονται από κάτων πρός τα πάνω ενώ σε μια περίοδο αυξάνονται από αριστερά προς τα δεξιά. Π.Π VIII)Τα ευγενή αέρια ( 18 η ομάδα ή VIII A ) έχουν μεγάλη E i1 επειδή έχουν σταθερή ηλεκτρονιακή δομή Το Η l έχει την μεγαλύτερη E i1 ενώ την μικρότερη το Fr ( τελευταίο στην ομάδα των αλκαλίων). Στα αλκάλια " < " < "( < Στις αλκαλικές γαίες " < " << "( << ") Ασκηση Σχολ. 55 60, 75 77 Σαλτερης 6.13 6.18, 6.64 6.71 7)ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΟΙ ΤΥΠΟ ΚΑΤΑ LEWIS α)οι χημικοί τύποι στους οποίους συμβολίζουμε τα ηλεκτρόνια σθένους σύμφωνα με τον κανόνα της οκτάδας ονομάζονται ηλεκτρονιακοί τύποι κατα Lewis. β)κανόνας της οκτάδας ( 2 ο βελάκι / 27 ) γ)στους δεσμούς συμμετέχουν μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους δ)έχουμε ετεροπολικό δεσμό και ομοιοπολικό δεσμό ε)ο ημιπολικός δεσμός είναι περίπτωση ομοιοπολικού ( σελ 28) στ)ιοντικές ενώσεις είναι τα άλατα, υδροξείδια μετάλλων, οξείδια μετάλλων, υδρίδια μετάλλων και Ομοιοπολικές ενώσεις τα οξέα, οξείδια αμετάλλων, NH 3, μόρια χημικών στοιχείων. ζ)στις ομοιοπολικές ενώσεις και στα πολυατομικά ιόντα χρησιμοποιούμε τους κανόνες ( σελ 29) ενώ στις ιοντικές ενώσεις γράφουμε αρχικά τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ιόντων που την αποτελούν και στη συνέχεια τους συνδυάζουμε με κατάλληλους αριθμούς που δείχνουν την αναλογία των ιόντων Σαλτερης Ασκήσεις 7.9 7.12 ( ομοιοπολικές ενώσεις) Άσκηση 7.10 ( πολυατομικά ιόντα) Στα ιόντα προσθέτουμε ή αφαιρούμε ( ανιόντα ή κατιόντα αντίστοιχα) στο συνολικό αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους, ηλεκτρόνια όσο το φορτίο τους. π.χ *$ ) 5+4 1=8 / *(5,2) $ 23 ( :4+3 6+2=24! 2(2,4) 7 3(2,6)
Σαλτέρης Άσκηση 7.13 ( ιοντικές εξισώσεις) η)στους ηλεκτρονιακούς τύπος Lewis τα ζεύγη των ηλεκτρονίων που συμμετέχουν στη δημιουργία δεσμών ονομάζονται δεσμικά ζεύγη και παριστάνονται με παύλες ενώ εκείνα που δεν συμμετέχουν στην δημιουργία δεσμών ονομάζονται μη δεσμικά ζεύγη και παριστάνονται με τελείες π.χ H C N: 4 δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων 1 μη δεσμικό ζεύγος ηλεκτρονίων θ)στις οργανικές ενώσεις μας κατευθύνει ο συντακτικός τύπος της ένωσης ( που μας δείχνει τα δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων και μετά βάζουμε τα μή δεσμικά ζεύγη ). Σαλτέρης σελ 215. ι)έχουμε και αποκλίσεις από τον κανόνα της οκτάδας Παραδείγματα 1.3 και 1.4 Σχολικό Βιβλίο σελ 30 31. (Μόρια με περίσσεια ηλεκτρονίων) Παράδειγμα με έλλειμα απο Σαλτερή σελ 208 ( Αυτά τα παραδείγματα θα τα συναντήσουμε στην εξήγηση ομοιοπολικού δεσμού με τις αρχές της κβαντομηχανικής ( υβριδισμός σελ 193-194 Σχολικό Βιβλίο) Ασκηση Σχολ. 62 69, 78, 79, 81 Σαλτερης 7.49 7.58 Επαναληπτικα θεματα 8.40 8.49