ΕΞΕΤΑΣΕΙΣ ΣΤΗ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ

ΕΞΕΤΑΣΕΙΣ ΣΤΗ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ Δεδομένα: Α.Β.: Ο = 15,9994 amu, S = 32,066 amu Εξίσωση του Bohr για τα επίπεδα ενέργειας του ατόμου Η: E = R H /n 2 Σχετική ισχύς οξέων (ελάττωση από αριστερά προς τα δεξιά): Η 3 O +, HSO 4, HNO 2, HF, CH 3 COOH, NH 4 +, HCN, H 2 O Γράφετε ευανάγνωστα και καθαρά! Όλες οι απαντήσεις να είναι επαρκώς αιτιολογημένες!!! Απαντήσεις χωρίς αιτιολόγηση δεν αξιολογούνται. Δώστε προσοχή στα σημαντικά ψηφία! Ελέγξτε πόσο λογικό είναι το αποτέλεσμα που βρήκατε Καλή επιτυχία. 1. Σε 400 ml νερού διαλύετε 2,5 g τριοξειδίου του θείου. Αν υποθέσετε ότι ο τελικός όγκος του διαλύματος είναι ίσος με τον όγκο του νερού και ότι η διάσταση του προϊόντος είναι πλήρης, υπολογίστε το ph του διαλύματος που προκύπτει από αυτή τη διάλυση. Υπόδειξη: Γράψτε πρώτα την ισοσταθμισμένη χημική εξίσωση της αντίδρασης που λαμβάνει χώρα και λάβετε υπόψη ότι η διάσταση του προϊόντος στο νερό θεωρείται πλήρης. 2. Για το ηλεκτρόνιο του υδρογονοατόμου δίνονται οι μεταπτώσεις: (α) από τον φλοιό με n = 4 στον φλοιό με n = 2 και (β) από τον φλοιό με n = 5 στον φλοιό με n = 3. Σε ποια περίπτωση εκπέμπεται περισσότερη ενέργεια; Σημείωση: Η τιμή της σταθεράς R H στην εξίσωση του Bohr δεν χρειάζεται. 3. Ποιες από τις παρακάτω προτάσεις είναι σωστές και ποιες λάθος; Γιατί; (α) Η ΝΗ 3 είναι βάση κατά Brönsted Lowry και οξύ κατά Lewis. (β) Το ΗΙ είναι ασθενές οξύ. (γ) Στην αντίδραση CΗ 3 CΟΟΗ + Η + CΗ 3 CΟΟΗ 2 +, το CΗ 3 CΟΟΗ είναι οξύ. (δ) Σε υγρή ΝΗ 3, το ιόν ΝΗ 4 + αντιστοιχεί στο Η + σε υδατικό διάλυμα. 4. Συμπληρώστε τα ακόλουθα κενά. Αιτιολογείστε κάθε απάντηση. (α) Από τα ιόντα NO 2 και NO +, το μικρότερο μήκος δεσμού N O εμφανίζει το ιόν (β) Τα υβριδικά τροχιακά που χρησιμοποιεί ο άνθρακας στο κυανίδιο του υδρογόνου, ΗCΝ, είναι του τύπου (γ) Η γεωμετρία του ιόντος Ι 3 είναι.... (δ) Ο συνολικός αριθμός των s ηλεκτρονίων στο άτομο του Cr είναι.. 5. Δίνονται οι τιμές ατομικών ακτίνων 110 pm, 118 pm, 120 pm, 122 pm, 125 pm και η τυχαία σειρά των στοιχείων Ρ, As, Ga, Ge, Si που έχουν αυτές τις τιμές ατομικών ακτίνων, αλλά δεν είναι γνωστή η αντιστοίχιση. Ποια από τις δεδομένες τιμές ατομικών ακτίνων αντιστοιχεί στο As; 6. Για καθένα από τα ακόλουθα ζεύγη ενώσεων, προβλέψτε ποια ένωση θα εμφανίζει τους ισχυρότερους δεσμούς υδρογόνου. (α) ΝΗ 3 ή ΡΗ 3 ; (β) C 2 H 2 ή Η 2 Ο 2 ; (γ) HF ή HΙ; 1

7. Με τη βοήθεια τυπικών φορτίων, βρείτε ποιος τύπος Lewis (ο Α ή ο Β) είναι ο πλέον πιθανός για καθένα από τα δεδομένα μόρια. (α) Για Cl 2 O (β) Για ΗΝ 3 (γ) Για Ν 2 Ο 8. Για να ελαττώσετε την ισχύ του δεσμού στην υποθετική ένωση CΝ θα προσθέτατε ή θα αφαιρούσατε ένα ηλεκτρόνιο; Εξηγήστε. 9. (α) Σχεδιάστε τις τρεις διαφορετικές τοποθετήσεις των ατόμων Β γύρω από το κεντρικό άτομα Α για ένα μόριο του γενικού τύπου ΑΒ 2 Ε 3. (β) Ποια από αυτές τις δομές περιγράφει καλύτερα τη γεωμετρία του μορίου; (γ) Πώς χαρακτηρίζεται αυτή η γεωμετρία; (δ) Δώστε ένα παράδειγμα ουδέτερης ένωσης και ένα παράδειγμα ιόντος του γενικού τύπου ΑΒ 2 Ε 3. (ε) Ποιος είναι ο τύπος υβριδισμού του ατόμου Α; 10. Στις παρακάτω ισορροπίες, βρείτε τα συζυγή ζεύγη οξέων βάσεων και προβλέψτε αν η θέση ισορροπίας είναι μετατοπισμένη προς τα δεξιά ή προς τα αριστερά: (α) CN (aq) + H 2 O( ) HCN(aq) + OH (aq) (β) Cl (aq) + HF(aq) HCl(aq) + F (aq) (γ) NH 4 + (aq) + NO 2 (aq) HNO 2 (aq) + NH 3 (aq) (δ) HSO 4 (aq) + CH 3 COO (aq) CH 3 COOH(aq) + SO 4 2 (aq) 2

1. Η αντίδραση που λαμβάνει χώρα είναι ΑΠΑΝΤΗΣΕΙΣ SO 3 (g) + H 2 O( ) H 2 SO 4 (aq) (1) Το μοριακό βάρος του SO 3 είναι 80,0642, δηλαδή 1 mol SO 3 = 80,0642 g. Άρα, τα 2,5 g είναι 2,5 g (80,0642 g / mol) = 0,03122 mol. Επειδή, σύμφωνα με την Εξίσωση (1), από 1 mol SO 3 παράγεται 1 mol Η 2 SO 4, από 0,03122 mol SO 3 παράγονται 0,03122 mol H 2 SO 4. Η συγκέντρωση του Η 2 SO 4 είναι 0,03122 mol / 0,400 L = 0,078 Μ. Η πλήρης διάσταση του H 2 SO 4 παριστάνεται από την εξίσωση H 2 SO 4 (aq) + 2 H 2 O( ) 2 H 3 O + (aq) + SO 4 2 (aq) (2) Από την Εξίσωση (2) συνάγεται ότι η συγκέντρωση των H 3 O + είναι διπλάσια εκείνης του H 2 SO 4, δηλαδή είναι: [H 3 O + ] = 2 0,078 Μ = 0,156 Μ. ph = log[h 3 O + ] = log0,156 = 0,807 ή ph = 0,81 (με 2 δεκαδικά ψηφία) 2. Η εκπεμπόμενη ενέργεια ισούται με τη διαφορά ενέργειας ΔΕ των αντίστοιχων ενεργειακών επιπέδων. Η ΔΕ δίνεται από τη σχέση (Ebbing, Σελ. 285) 1 1 ΔE = E i E f = RH n (όπου n f n i το αρχικό επίπεδο ενέργειας και n f το τελικό) i 1 1 Επειδή η R H είναι κοινή σταθερά, η ΔE εξαρτάται μόνο από τη διαφορά. Όσο μεγαλύτερη nf n i είναι η διαφορά αυτή, τόσο μεγαλύτερη είναι η εκπεμπόμενη ενέργεια. Έτσι εξετάζουμε ποια από τις παρακάτω διαφορές είναι απολύτως * μεγαλύτερη. 1 1 1 1 1 1 1 1 (α) 0,1875 (β) 0, 07111 2 4 4 16 3 5 9 25 Επειδή 0,1875 > 0,07111, περισσότερη ενέργεια εκπέμπεται κατά τη μετάπτωση n = 4 n = 2. Παρατήρηση: Αυτό φαίνεται ποιοτικά και στο Σχήμα 7.11 (Σελ. 287). 3. (α) Λάθος. Η αμμωνία ως πρωτονιοδέκτης και ταυτόχρονα δότης ζεύγους ηλεκτρονίων είναι βάση και για τις δύο θεωρίες. (β) Λάθος. Το ΗΙ είναι ένα πολύ ισχυρό οξύ, λόγω του μεγάλου μεγέθους του ιωδίου. (γ) Λάθος. Στην αντίδραση αυτή το CΗ 3 CΟΟΗ δέχεται ένα πρωτόνιο και άρα δρα ως βάση κατά Brönsted Lowry. (δ) Σωστό. Ο αυτοϊοντισμός της υγρής ΝΗ 3 δίνει ως κατιόν το ΝΗ + 4 και ανιόν το ΝΗ 2. Ο αυτοϊοντισμός του νερού δίνει αντίστοιχα το κατιόν Η + (ή Η 3 Ο + ) και το ανιόν ΟΗ : 3

ΝΗ 3 ( ) + ΝΗ 3 ( ) ΝΗ 4 + + ΝΗ 2 Η 2 Ο( ) + Η 2 Ο( ) Η 3 Ο + (aq) + ΟΗ (aq) 4. (α) Από τα ιόντα NO 2 και NO +, το μικρότερο μήκος δεσμού N O εμφανίζει το ιόν ΝΟ +. Οι δομές Lewis των ιόντων αυτών έχουν ως εξής: Στο ιόν NO + η τάξη δεσμού Ν Ο είναι 3 και στο ιόν NO 2 η τάξη δεσμού Ν Ο (λόγω μιας επιπλέον δομής συντονισμού) είναι 1,5. Όσο μεγαλύτερη η τάξη δεσμού τόσο μικρότερο είναι το μήκος του δεσμού. (β) Τα υβριδικά τροχιακά που χρησιμοποιεί ο άνθρακας στο κυανίδιο του υδρογόνου, ΗCΝ, είναι του τύπου sp. Σύμφωνα με τη θεωρία VSEPR, το μόριο Η C Ν:, με γενικό τύπο ΑΒ 2, είναι γραμμικό. Για τη γραμμική γεωμετρία προβλέπεται υβριδισμός sp. (γ) Η γεωμετρία του ιόντος Ι 3 είναι γραμμική. Η δομή Lewis του ιόντος Ι 3 είναι [Ι Ι Ι] Βλέπουμε ότι το ιόν ανήκει στον γενικό τύπο ΑΒ 2 Ε 3 και σύμφωνα με τη θεωρία VSEPR είναι γραμμικό. (δ) Ο συνολικός αριθμός των s ηλεκτρονίων στο άτομο του Cr είναι 7. Το Cr (χρώμιο) έχει ατομικό αριθμό 24 και ηλεκτρονική δομή 1s s p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1. Βλέπουμε ότι συνολικά διαθέτει 7 s ηλεκτρόνια. 5. Γενικά, μέσα στον Π.Π., οι ατομικές ακτίνες αυξάνονται από πάνω προς τα κάτω, μέσα σε μια ομάδα, και από δεξιά προς τα αριστερά, μέσα σε μια περίοδο. Άρα, για να απαντήσουμε στο παραπάνω ερώτημα θα πρέπει να γνωρίζουμε τις θέσεις των δεδομένων στοιχείων μέσα στον Π.Π., οι οποίες έχουν ως εξής: Β C N Al Si P Ga Ge As Συγκρίσεις: Σύμφωνα με τα αναφερθέντα, ως προς τις ατομικές ακτίνες, θα ισχύει: Ga > Ge > As (ίδια περίοδος). Ομοίως: Si > P (ίδια περίοδος). Επίσης: Ge > Si (ίδια ομάδα) και As > P (ίδια ομάδα). Το As βρίσκεται μεν μία θέση δεξιότερα από το Si, διαθέτει όμως έναν επιπλέον ηλεκτρονικό φλοιό, αφού είναι μια περίοδο πιο κάτω και ασφαλώς θα έχει μεγαλύτερη ατομική ακτίνα από το Si. Έτσι, οι ατομικές ακτίνες αυτών των στοιχείων ελαττώνονται κατά τη σειρά: Ga > Ge > As > Si > P, δηλαδή στο As αντιστοιχεί η ακτίνα 120 pm. 6. Για τον σχηματισμό δεσμών Η, θα πρέπει το άτομο που συνδέεται με το Η να είναι: (1) μικρό σε μέγεθος, (2) πολύ ηλεκτραρνητικό και (3) να διαθέτει ένα τουλάχιστον μονήρες ηλεκτρονικό ζεύγος (ΗΖ). Τα άτομα που ικανοποιούν και τα τρία αυτά κριτήρια είναι κυρίως τα F, O και Ν. (α) Το Ν στο μόριο ΝΗ 3 πληροί τα παραπάνω κριτήρια, ενώ ο Ρ διαθέτει μεν ένα μονήρες ΗΖ, όμως το σχετικά μεγάλο ατομικό του μέγεθος και η μικρή ηλεκτραρνητικότητά του δεν επιτρέπουν στο μόριο ΡΗ 3 να σχηματίσει αξιόλογους δεσμούς Η. 4

(β) Στο αιθίνιο, ΗC CH, τα άτομα C δεν διαθέτουν μονήρες ΗΖ. Άρα, δεν υπάρχει δυνατότητα σχηματισμού δεσμών Η. Αντίθετα, στο υπεροξείδιο του υδρογόνου, ΗΟ ΟΗ, πληρούνται και τα τρία κριτήρια και έτσι αυτό σχηματίζει δεσμούς Η. (γ) Στο ΗΙ, το άτομο Ι είναι πολύ μεγάλο. Επίσης, η ηλεκτραρνητικότητα του Ι είναι σαφώς μικρότερη από εκείνη του F. Κατά συνέπεια, το HF σχηματίζει τους ισχυρότερους δεσμούς Η. 7. Για την εύρεση των τυπικών φορτίων (τ.φ.) αφαιρούμε από τα ηλεκτρόνια σθένους του στοιχείου (των οποίων ο αριθμός συμπίπτει με τον αριθμό της ομάδας του στοιχείου στον Π.Π.) τα μονήρη ηλεκτρονικά ζεύγη και τα ηλεκτρόνια των δεσμών διαιρεμένα δια 2. Προτιμώνται οι τύποι που έχουν τα μικρότερα τ.φ. (ει δυνατόν μηδενικά) και οι τύποι που έχουν τα αρνητικά φορτία στα πιο ηλεκτραρνητικά άτομα. (α) Για το Cl 2 O, ο τύπος (Α) έχει μηδενικά τ.φ. σε όλα τα άτομα. Στον τύπο (Β), το πρώτο άτομο Cl έχει τ.φ. = 7 7 = 0, το δεύτερο άτομο Cl έχει τ.φ. = 7 6 = +1 και το άτομο Ο έχει τ.φ. = 6 7 = 1. Πιθανότερος είναι ο τύπος (Α) με τα μηδενικά τ.φ. (β) Για το ΗΝ 3, στον τύπο (Α), το πρώτο άτομο Ν έχει τ.φ. = 5 5 = 0, το δεύτερο άτομο Ν έχει τ.φ. = 5 4 = +1 και το τρίτο άτομο Ν έχει τ.φ. = 5 6 = 1. Στον τύπο (Β), το πρώτο άτομο Ν έχει τ.φ. = 5 4 = +1, το δεύτερο άτομο Ν έχει τ.φ. = 5 4 = +1 και το τρίτο άτομο Ν έχει τ.φ. = 5 7 = 2. Πιθανότερος είναι ο τύπος (Α) με τα λιγότερα και μικρότερα τ.φ. (γ) Για το Ν 2 Ο, στον τύπο (Α), το πρώτο άτομο Ν έχει τ.φ. = 5 6 = 1, το άτομο Ο έχει τ.φ. = 6 4 = +2 και το δεύτερο άτομο Ν έχει τ.φ. = 5 6 = = 1. Στον τύπο (Β), το πρώτο άτομο Ν έχει τ.φ. = 5 5 = 0, το δεύτερο άτομο Ν έχει τ.φ. = 5 4 = = +1 και το άτομο Ο έχει τ.φ. = 6 7 = 1. Πιθανότερος είναι ο τύπος (Β) με τα λιγότερα και μικρότερα τ.φ. 8. Θα πρέπει να κατασκευάσουμε το διάγραμμα ΜΟ ή να γράψουμε την ηλεκτρονική δομή σθένους του μορίου CΝ και να υπολογίσουμε την τάξη δεσμού του μορίου. Ο C ανήκει στην Ομάδα IVΑ και έχει 4 ηλεκτρόνια σθένους, ενώ το Ν που ανήκει στην Ομάδα VA έχει 5 ηλεκτρόνια σθένους. Δηλαδή, συνολικά το μόριο CΝ έχει 9 ηλεκτρόνια σθένους τα οποία κατανέμονται ως εξής (σ 2s ) 2 (σ * 2s) 2 (π 2p ) 4 (σ 2p ) 1. Η τάξη δεσμού στο CΝ είναι (7 2)/2 = 2,5. Επειδή τα υψηλότερης ενέργειας ΜΟ είναι δεσμικά, η προσθήκη ενός ηλεκτρονίου σε αυτά, θα μεγαλώσει την τάξη δεσμού σε (8 2)/2 = 3 και κατά συνέπεια θα κάνει τον δεσμό ισχυρότερο στο ιόν κυανιδίου CΝ. Αντίθετα, η αφαίρεση του ηλεκτρονίου (από το δεσμικό σ 2p ) θα ελαττώσει την τάξη δεσμού σε (6 2)/2 = 2 και ταυτόχρονα την ισχύ του δεσμού. 9. (α) Στα μόρια του γενικού τύπου ΑΒ 2 Ε 3 το κεντρικό άτομο Α συνδέεται με δύο υποκαταστάτες Β και διαθέτει 3 μονήρη ηλεκτρονικά ζεύγη (ΗΖ), δηλαδή περιβάλλεται από 5 συνολικά ΗΖ. Αυτό σημαίνει ότι η διευθέτηση των 5 ΗΖ είναι τριγωνική διπυραμιδική. Σε μια τέτοια διευθέτηση, τα άτομα Β μπορούν να κατέχουν: (1) τις δύο αξονικές θέσεις, (2) δύο ισημερινές θέσεις και (3) μία αξονική και μία ισημερινή θέση: 5

(1) (2) (3) (β) Από τις τρεις πιθανές δομές, η δομή (1) περιγράφει καλύτερη τη γεωμετρία του μορίου. Ο λόγος είναι ότι τα μονήρη ηλεκτρονικά ζεύγη, ως ογκωδέστερα των δεσμικών ΗΖ, καταλαμβάνουν τις πλέον ευρύχωρες θέσεις που είναι οι ισημερινές (γωνίες αξόνων 120 ο ), έναντι των αξονικών θέσεων οι οποίες με τις ισημερινές σχηματίζουν γωνίες 90 ο (λιγότερο ευρύχωρες θέσεις). (γ) Η γεωμετρία του μορίου (δομή 1) χαρακτηρίζεται ως γραμμική. (δ) Παραδείγματα: Σε ένα μόριο του τύπου ΑΒ 2 Ε 3, το κεντρικό άτομο πρέπει να διαθέτει 8 ηλεκτρόνια σθένους. Έτσι, αν πρόκειται για ουδέτερο μόριο, τότε το άτομο Α θα είναι στοιχείο της Ομάδας VIIIA (Kr ή Xe), π.χ. XeF 2. Αν πρόκειται για ιόν, τότε το Α θα είναι αλογόνο με ένα αρνητικό φορτίο (7 + 1 = 8 ηλεκτρόνια), π.χ. Ι 3, IF 2. (ε) Υβριδισμός του Α: Επειδή το Α περιβάλλεται από 5 συνολικά ΗΖ, ο τύπος υβριδισμού του Α θα είναι sp 3 d. 10. Τα συζυγή ζεύγη οξέων βάσεων είναι: (α) HCN CN και Η 2 Ο ΟΗ (β) HF F και ΗCl Cl (γ) NH 4 + NH 3 και HNO 2 NO 2 (δ) CH 3 COOH CH 3 COO και HSO 4 SO 4 2 Η κατεύθυνση μιας οξεοβασικής αντίδρασης είναι από το ισχυρότερο οξύ και βάση προς το ασθενέστερο οξύ και βάση (Σελ. 661). (α) Συγκρίνουμε τη σχετική ισχύ των οξέων ΗCN και Η 2 Ο. Είναι ΗCN > H 2 O ισορροπία προς τα αριστερά. (β) Συγκρίνουμε τη σχετική ισχύ των οξέων ΗF και HCl. Είναι ΗCl > HF ισορροπία προς τα αριστερά. (γ) Συγκρίνουμε τη σχετική ισχύ των οξέων ΝΗ 4 + και ΗΝΟ 2. Είναι ΗΝΟ 2 > ΝH 4 + ισορροπία προς τα αριστερά. (δ) Συγκρίνουμε τη σχετική ισχύ των οξέων ΗSO 4 και CH 3 COOH. Είναι ΗSO 4 > CH 3 COOH ισορροπία προς τα δεξιά. 6