Ο σύγχρονος Περιοδικός Πίνακας

Ο σύγχρονος Περιοδικός Πίνακας Η κατάταξη των στοιχείων στο Περιοδικό Σύστημα έγινε με βάση τις φυσικές και χημικές τους ιδιότητες. Η περιοδική κατάταξη των στοιχείων σχετίζεται άμεσα με την ηλεκτρονική τους δομή. Ηλεκτρονική δομή Συμπέρασμα: Οι φυσικές και χημικές ιδιότητες των στοιχείων σχετίζονται με την ηλεκτρονική δομή των στοιχείων. Τριπλός συσχετισμός μεταξύ ηλεκτρονικής δομής, θέσεως στο Περιοδικό Πίνακα και ιδιοτήτων των ατόμων. Θέση στον Π.Π. Ιδιότητες ατόμων

Περίοδος Απεικόνιση ατομικών ακτίνων των στοιχείων των κυρίων ομάδων 1 2 3 4 5 6 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H Li He Be B C N O F Ne Γενικές τάσεις μεταβολής των ατομικών ακτίνων 1. Μέσα σε μια περίοδο, η ατομική ακτίνα τείνει να ελαττώνεται από αριστερά προς τα δεξιά 2. Μέσα σε μια ομάδα, η ατομική ακτίνα τείνει να αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω

Παράγοντες που καθορίζουν την ατομική ακτίνα Είναι οι παράγοντες που καθορίζουν το μέγεθος του εξώτερου τροχιακού του ατόμου: 1. O κύριος κβαντικός αριθμός (n) 2. Tο δραστικό πυρηνικό φορτίο Z eff = το θετικό φορτίο που δρα από πλευράς πυρήνα πάνω σε ένα ηλεκτρόνιο, μειωμένο όμως σε σχέση με το πραγματικό πυρηνικό φορτίο, λόγω της θωράκισης που δημιουργεί κάθε ηλεκτρόνιο που παρεμβάλλεται ανάμεσα στον πυρήνα και το θεωρούμενο ηλεκτρόνιο. Z eff = Ζ s s(σταθερά θωράκισης, ή προάσπισης) : εξαρτάται από τον αριθμό των παρεμβαλλόμενων e και από τον τύπο του υποφλοιού (s, p, d, f) στον οποίον ευρίσκονται τα e ΠΡΟΣΟΧΗ: Στα πολυηλεκτρονικά άτομα: n n eff (δραστικός κύριος κβαντικός αριθ.) Oμάδα IA H (n = 1) Li (n = 2) Na (n = 3) K (n = 4) Rb (n = 5) Cs (n = 6) n eff = 1,0 2,0 3,0 3,7 4 4,2 Ζ eff = 1,0 1,3 2,2 2,2 2,2 2,2

Εξήγηση των τάσεων μεταβολής ατομικών ακτίνων Για τα στοιχεία των κυρίων ομάδων: Μέσα σε μια περίοδο και από αριστερά προς τα δεξιά: Ο n παραμένει σταθερός. Όμως, το Z eff αυξάνεται, οπότε αυξάνεται και η έλξη του πυρήνα πάνω στο εξώτερο ηλεκτρόνιο, με αποτέλεσμα η ατομική ακτίνα τείνει να ελαττώνεται από αριστερά προς τα δεξιά μέσα στον Π.Π. n eff = 2 Li Be B C N O F Ne Ζ eff = 1,3 1,95 2,60 3,25 3,90 4,55 5,20 5,85 Μέσα σε μια ομάδα και από πάνω προς τα κάτω: Το Z eff παραμένει σχεδόν σταθερό. Όμως, ο n αυξάνεται, οπότε αυξάνεται και η απόσταση από το κέντρο του πυρήνα μέχρι την περιοχή του εξώτερου ηλεκτρονίου, δηλαδή η ατομική ακτίνα αυξάνεται.

Ατομική ακτίνα (pm) Ατομική (ομοιοπολική) ακτίνα έναντι Ζ Περίοδος 1η 2η 3η 4η 5η 6η 250 200 150 100 Li Na 50 Ηe Ne Η K Ar Rb Kr Στοιχεία μεταπτ. Η καμπύλη είναι περιοδική: κάθε περίοδος αρχίζει με άτομο της Ομάδας ΙΑ και η ατομική ακτίνα τείνει να μειώνεται μέχρι το άτομο της Ομάδας VIIIA Cs Ατομικός αριθμός Ζ 2 10 18 36 54 86 Xe La Λανθανίδια Rn

Εξήγηση των τάσεων μεταβολής ατομικών ακτίνων Για τα στοιχεία μεταπτώσεως: Κατά μήκος μιας σειράς στοιχείων μεταπτώσεως, η ατομική ακτίνα αρχικά ελαττώνεται σημαντικά, λόγω αυξανόμενου Ζ eff, μετά ελαττώνεται ελαφρά και προς το τέλος της σειράς αυξάνεται. Ο λόγος είναι ότι στα στοιχεία αυτά συμπληρώνονται τα εσωτερικά d τροχιακά, οπότε η θωράκιση του Ζ eff ενισχύεται και η επίδρασή του πάνω στα εξώτατα s ηλεκτρόνια, που καθορίζουν και την ατομική ακτίνα, μειώνεται. Όταν πληθύνουν τα d ηλεκτρόνια, η μείωση της δράσης του Ζ eff πάνω στα εξώτατα s ηλεκτρόνια σημαίνει αύξηση της ατομικής ακτίνας.

Άσκηση 8.6 Προσδιορισμός σχετικών ατομικών μεγεθών από περιοδικές τάσεις Με τη βοήθεια ενός περιοδικού πίνακα, κατατάξτε κατά σειρά αυξανόμενης ακτίνας τα άτομα των στοιχείων Na, Be και Mg. Εξηγείστε. Άσκηση 8.6α Σύγκριση των ατομικών ακτίνων διαφόρων στοιχείων Χρησιμοποιώντας περιοδικές τάσεις, τοποθετείστε τα στοιχεία F, S και Cl κατά σειρά αυξανόμενης ακτίνας. Εξηγείστε.

Ενέργεια ιοντισμού Πρώτη ενέργεια ιοντισμού (Ι 1 ): ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για την απομάκρυνση του ηλεκτρονίου με την υψηλότερη ενέργεια (δηλαδή του εξώτερου ηλεκτρονίου) από το ουδέτερο άτομο στη θεμελιώδη κατάσταση και σε αέρια φάση. Ανάλογα ορίζονται οι δεύτερη (Ι 2 ), τρίτη (Ι 3 ) ενέργεια ιοντισμού Ca(g) Ca + (g) + e Ca + (g) Ca 2+ (g) + e I 1 = 589,5 kj/mol I 2 = 1145 kj/mol

Ενέργεια ιοντισμού (kj/mol) Μεταβολή της ενέργειας ιοντισμού συναρτήσει του ατομικού αριθμού Z Περίοδοι 1 He 2 3 4 5 6 Ne 2000 1500 H 1000 Ar Kr Xe Rn 500 Li Na K Rb Cs 2 10 18 36 54 86 Z Παρατηρούμε ότι οι τιμές τείνουν να αυξάνονται μέσα σε κάθε περίοδο, με εξαίρεση κάποιες μικρές μειώσεις στις ενέργεια ιοντισμού των στοιχείων 3Α και 6A. Μεγάλες πτώσεις έχουμε όταν ξεκινά μια νέα περίοδος. Μέσα σε μια ομάδα, η Ι 1 μειώνεται από πάνω προς τα κάτω.

Διαδοχικές ενέργειες ιοντισμού των δέκα πρώτων στοιχείων (σε kj/mol) Στοιχείο Πρώτη Δεύτερη Τρίτη Τέταρτη Πέμπτη Έκτη Έβδομη Η He Li Be B C N O F Ne 1312 2372 520 899 801 1086 1402 1314 1681 2081 5250 7298 1757 2427 2353 2857 3388 3374 3952 11.815 14.848 3660 4620 4578 5300 6020 6122 21.006 25.025 6222 7475 7469 8407 9370 32.826 37.829 9445 10.989 11.022 12.177 47.276 53.265 13.326 15.164 15.238 64.358 71.333 17.867 19.998 Σύγκριση Ι 1, Ι 2, Ι 3, Γιατί οι ενέργειες ιοντισμού στα δεξιά της κλιμακωτής γραμμής αυξάνονται απότομα;

Γιατί η Ι 3 του μαγνησίου είναι πολύ μεγαλύτερη από τη Ι 2 ; Mg(g) Mg + (g) + e I 1 = 738,1 kj/mol [Ne]3s 1 Mg + (g) Mg 2+ (g) + e I 2 = 1450 kj/mol [Ne] Mg 2+ (g) Mg 3+ (g) + e I 3 = 7730 kj/mol Η Ι 2 αντιστοιχεί στην απομάκρυνση ενός ηλεκτρονίου σθένους (από το τροχιακό 3s), η οποία είναι σχετικά εύκολη. Όμως, η Ι 3 αντιστοιχεί στην απομάκρυνση ενός ηλεκτρονίου από τον κορμό του ιόντος Mg 2+ που έχει την πολύ σταθερή δομή ευγενούς αερίου, του νέου, [Ne]. Μια τέτοια διαδικασία απαιτεί ένα πολύ μεγάλο ποσόν ενέργειας.

Εξήγηση των τάσεων μεταβολής της ενέργειας ιοντισμού Ένα e έλκεται τόσο πιο ισχυρά από τον πυρήνα, όσο μεγαλύτερο είναι το Z eff και όσο μικρότερη είναι η ατομική ακτίνα. Γενικά ισχύει: Μέσα σε μια ομάδα του Π.Π. και από πάνω προς τα κάτω: Η ατομική ακτίνα αυξάνεται, ενώ το Z eff παραμένει σχεδόν αμετάβλητο η Ι 1 ελαττώνεται Μέσα σε μια περίοδο του Π.Π. και από αριστερά προς τα δεξιά: Η ατομική ακτίνα ελαττώνεται, ενώ το Z eff αυξάνεται η Ι 1 αυξάνεται. Εξαιρέσεις: Όταν το e που πρέπει να απομακρυνθεί, βρίσκεται σε συμπληρωμένο ή ημισυμπληρωμένο υποφλοιό. π.χ. Ι 1 (Β) < Ι 1 (Be) και Ι 1 (Ο) < Ι 1 (Ν)

Άσκηση 8.7 Προσδιορισμός σχετικών ενεργειών ιοντισμού από περιοδικές τάσεις Η πρώτη ενέργεια ιοντισμού του ατόμου του χλωρίου είναι 1251 kj/mol. Χωρίς να κοιτάζετε το βιβλίο σας, εξακριβώστε ποια από τις παρακάτω τιμές είναι πιθανότερη ως ενέργεια ιοντισμού του ατόμου του ιωδίου. Εξηγείστε. (α) 1000 kj/mol, (β) 1400 kj/mol. Άσκηση 8.6β Προσδιορισμός σχετικών ενεργειών ιοντισμού από περιοδικές τάσεις Χρησιμοποιώντας περιοδικές τάσεις, τοποθετήστε τα στοιχεία Ar, Na, Cl και Al κατά σειρά αυξανόμενης ενέργειας ιοντισμού. Εξηγείστε.

Ηλεκτρονική συγγένεια Ηλεκτρονική συγγένεια: η μεταβολή ενέργειας που λαμβάνει χώρα κατά τη διαδικασία προσθήκης ενός ηλεκτρονίου σε ουδέτερο άτομο που βρίσκεται στη θεμελιώδη κατάσταση και σε αέρια φάση για να σχηματισθεί ένα αρνητικό ιόν. Cl(g) ([Ne]3s 2 3p 5 ) + e Cl (g) [Ne]3s 2 3p 6 ) ΗΣ 1 = 349 kj/mol Πρώτη ηλεκτρονική συγγένεια (ΗΣ 1 ) Ανάλογα ορίζεται η δεύτερη ηλεκτρονική συγγένεια (ΗΣ 2 ), η τρίτη (ΗΣ 3 ), κ.ο.κ.

Μερικές ηλεκτρονικές συγγένειες (ΗΣ 1 σε kj/mol) Li Be B C N O F Ne -59,6 >0-26,7-122 -7-141 -328 >0 Μεγάλη αρνητική τιμή ΗΣ 1 πολύ σταθερό αρνητικό ιόν Μικρή αρνητική τιμή ΗΣ 1 λιγότερο σταθερό αρνητικό ιόν Cl -349 Br -325 I -295 Τιμές ΗΣ 1 0 υποδηλώνουν ασταθή ιόντα

Ποια είναι η γενική τάση μεταβολής της ΗΣ μέσα στον Π.Π.; Η ηλεκτρονική συγγένεια εξαρτάται από τους ίδιους παράγοντες, από τους οποίους εξαρτάται και η ενέργεια ιοντισμού, δηλαδή την ατομική ακτίνα και το Ζ eff. Μέσα σε μια ομάδα του Π.Π. και από πάνω προς τα κάτω: Η ατομική ακτίνα αυξάνεται, ενώ το Z eff παραμένει σχεδόν αμετάβλητο η ΗΣ 1 (ως αρνητική τιμή) ελαττώνεται Μέσα σε μια περίοδο του Π.Π. και από αριστερά προς τα δεξιά: Η ατομική ακτίνα ελαττώνεται, ενώ το Z eff αυξάνεται η ΗΣ 1 (ως αρνητική τιμή) αυξάνεται (με εξαίρεση τα στοιχεία Ομάδας VA)!!! Τις μεγαλύτερες (αρνητικές) τιμές ΗΣ 1 τις έχουν τα αλογόνα! Οι δεύτερες ηλεκτρονικές συγγένειες, οι ΗΣ 2, είναι πάντοτε θετικές!

Άσκηση 8.8 Προσδιορισμός σχετικών τιμών ΗΣ ή Ε.Α. (Electron Affinity = Ηλεκτρονική Συγγένεια) από περιοδικές τάσεις Χωρίς τη βοήθεια του προηγούμενου Πίνακα ή του βιβλίου σας, χρησιμοποιώντας μόνο τα γενικά σχόλια αυτής της ενότητας, αποφανθείτε ποιο στοιχείο έχει τη μεγαλύτερη αρνητική ηλεκτρονική συγγένεια, ο άνθρακας ή το φθόριο; Άσκηση 8.6γ Σύγκριση των ηλεκτρονικών συγγενειών δύο στοιχείων Με βάση τον γενικό τρόπο μεταβολής της ηλεκτρονικής συγγένειας μέσα στον περιοδικό πίνακα, βρείτε ποιο στοιχείο σε καθένα από τα ακόλουθα ζεύγη έχει τη μεγαλύτερη αρνητική τιμή: (α) Cl, S (β) Se, K

ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ (Χ) Μέτρο της ικανότητας ατόμου ευρισκόμενου σε μόριο να έλκει προς το μέρος του δεσμικά ηλεκτρόνια (Linus Pauling 1932) Ι.Ε. Ε.Α. Δίνεται από τη σχέση: Χ (R. S. Mulliken 1934) 2 Μέσα στον Π.Π. μεταβάλλεται όπως η Ε.Ι. και η Η.Σ.(ή Ε.Α.) Δηλαδή: Αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά και από κάτω προς τα επάνω Άρα: Το F έχει τη μέγιστη και Το Cs την ελάχιστη τιμή ηλεκτραρνητικότητας

ΑΡΙΘΜΟΙ ΟΞΕΙΔΩΣΗΣ Αριθμός οξείδωσης ατόμου σε μια ένωση: Πραγματικό φορτίο του ατόμου αν αυτό εμφανίζεται στην ένωση ως μονατομικό ιόν, ή το υποθετικό φορτίο που αποδίδεται στο άτομο βάσει κάποιων απλών κανόνων Κανόνας Εφαρμόζεται σε Διατύπωση 1 Στοιχεία Ο Α.Ο. ατόμου σε στοιχειακή κατάσταση είναι 0 2 Μονατομικά ιόντα Ο Α.Ο. ατόμου σε μονατομικό ιόν = φορτίο ιόντος 3 Οξυγόνο Ο Α.Ο. του Ο = 2 (εξαιρούνται τα υπεροξείδια π.χ. στο Η 2 Ο 2 όπου ο Α.Ο. του Ο = 1) 4 Υδρογόνο Ο Α.Ο. του Η = +1 στις περισσότερες ενώσεις (σε δυαδικές ενώσεις με μέταλλα = 1) 5 Αλογόνα Ο Α.Ο. του F = 1 παντού (το ίδιο και των άλλων σε δυαδικές ενώσεις εκτός εκείνων με Ο ή αλογόνο < Ζ) 6 Ενώσεις και πολυατομικά ιόντα Άθροισμα Α.Ο. των ατόμων σε μια ένωση = 0 Άθροισμα Α.Ο. των ατόμων σε πολυατομικό ιόν = φορτίο του ιόντος

Πολλοί Α.Ο. αντιστοιχούν στην απώλεια ή την πρόσληψη τόσων ηλεκτρονίων από άτομο ώστε αυτό να αποκτήσει σταθερή Η.Δ. (συμπληρωμένων υποστιβάδων) και είναι χρήσιμοι για την: Αναγραφή χημικών τύπων Ισοστάθμιση εξισώσεων Πρόβλεψη πιθανών προϊόντων σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής Συστηματική ονοματολογία ΑΡΙΘΜΟΙ ΟΞΕΙΔΩΣΗΣ Aριθμοί οξείδωσης των στοιχείων συναρτήσει του ατομικού αριθμού, όπου φαίνεται η περιοδικότητα τους

Ατομικές ιδιότητες και Περιοδικός Πίνακας αύξηση ατομικής ακτίνας αύξηση ενέργειας ιοντισμού πιο αρνητική ηλεκτρονική συγγένεια εντονότερος μεταλλικός χαρακτήρας εντονότερος αμεταλλικός χαρακτήρας

Περιοδικότητα στις ιδιότητες των στοιχείων Φυσικές ιδιότητες Μεταβολές φυσικών ιδιοτήτων μέσα σε μια ομάδα Η τιμή μιας ιδιότητας, όπως π.χ. το σ.ζ. ή το σ.τ., συχνά μεταβάλλεται με κάποια κανονικότητα από πάνω προς τα κάτω μέσα σε μια ομάδα στοιχείων του Π.Π. Μεταβολές φυσικών ιδιοτήτων μέσα σε μια περίοδο Υπάρχουν λίγες ιδιότητες, όπως π.χ. η ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα, που μεταβάλλονται ομαλά με κάποια κανονικότητα κατά μήκος μιας περιόδου του Π.Π. Π.χ., Na, Mg, Al = καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού Si = ημιαγωγός P, S, Cl = κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού

Περιοδικότητα στις ιδιότητες των στοιχείων Χημικές ιδιότητες Διαγώνιες σχέσεις είναι οι ομοιότητες στις χημικές ιδιότητες που παρατηρούνται μεταξύ ορισμένων ζευγών στοιχείων που ανήκουν σε διαφορετικές ομάδες και διαφορετικές περιόδους του Π.Π., όπως Li Mg, Be Al και B Si. Αιτία: η ομοιότητα στις πυκνότητες φορτίων των αντίστοιχων κατιόντων. Αναγωγική ισχύς των μετάλλων 1Α και 2Α Ως ένα βαθμό εξηγείται βάσει των ενεργειών ιοντισμού Π.χ. το Κ είναι πιο ισχυρό αναγωγικό από το Ca διότι έχει μικρότερη ενέργεια ιοντισμού από το Ca Οξειδωτική ισχύς των αλογόνων Εξηγείται βάσει των τιμών ηλεκτρονικής συγγένειας (Cl 2, Br 2, I 2 ). To F 2 είναι το ισχυρότερο οξειδωτικό στοιχείο!!

Αναγωγική ισχύς των μετάλλων 1Α και 2Α Το κάλιο αντιδρά τόσο βίαια με το νερό, ώστε το Η 2 που ελευθερώνεται, αναφλέγεται Το ασβέστιο αντιδρά πιο ήρεμα με το νερό, παράγοντας επίσης Η 2, χωρίς όμως ανάφλεξη.

Οξειδωτική ισχύς των αλογόνων Cl 2 (g) I 2 (s) 2Na(s) + Cl 2 (g) 2NaCl(s) Ένα δραστικό μέταλλο (μικρή Ι 1 ) και ένα δραστικό αμέταλλο (μεγάλη αρνητική ΗΣ 1 ) αντιδρούν έντονα παράγοντας το ιοντικό στερεό NaCl. Cl 2 (g) + 2 I (aq) 2 Cl (aq) + I 2 (s) Το Cl 2 (g) που εισάγεται στο διάλυμα των ιόντων I (aq), ως ισχυρότερο οξειδωτικό από το Ι 2, οξειδώνει τα ιόντα I προς Ι 2

Περιοδικότητα στα στοιχεία των κυρίων ομάδων Μεταβολές μεταλλικού αμέταλλου χαρακτήρα των στοιχείων μέσα στον Π.Π. Βασική όξινη συμπεριφορά των οξειδίων των στοιχείων. Βασικά, όξινα και επαμφοτερίζοντα οξείδια Υδρογόνο, Η 2, 1s 1 Στοιχεία της Ομάδας ΙΑ (αλκαλιμέταλλα, ns 1, n 2, R 2 O, βασικά) Στοιχεία της Ομάδας ΙΙΑ (αλκαλικές γαίες, ns 2, RO, βασικά) Στοιχεία της Ομάδας ΙΙΙΑ (ns 2 np 1, μεγάλη αύξηση μεταλλικού χαρακτήρα, R 2 O 3, B 2 O 3 όξινο, Al 2 O 3, Ga 2 O 3 επαμφοτερίζοντα) Στοιχεία της Ομάδας IVA (ns 2 np 2, η πιο σαφής μεταβολή σε μεταλλικό χαρακτήρα, RO 2, CO, CO 2 όξινο, SiO 2, GeO 2 λιγότερο όξινα, SnO 2, PbO 2 επαμφοτερίζοντα)

Ιδιότητες στοιχείων και οξειδίων (κύριες ομάδες) PbO PbO 2 SnO 2 SiO 2 (διαφανής χαλαζίας) Γάλλιο (σ.τ. 29,8 ο C) Το μέταλλο τήκεται από τη θερμότητα μιας παλάμης Οξείδια μερικών στοιχείων της Ομάδας IVA

Περιοδικότητα στα στοιχεία των κυρίων ομάδων (συνέχεια) Στοιχεία της Ομάδας VΑ (ns 2 np 3, R 2 O 3, R 2 O 5, R 4 O 6, R 2 O 10, NO, N 2 O 3, N 2 O 5, P 4 O 6, P 4 O 10, As 2 O 3, As 2 O 5 όξινα, Sb 2 O 3, Sb 2 O 5 επαμφοτερίζοντα, Bi 2 O 3 βασικό) Στοιχεία της Ομάδας VΙΑ (χαλκογόνα, ns 2 np 4, RO 2, RO 3 όξινα TeO 2, PoO 2 επαμφοτερίζοντα) Στοιχεία της Ομάδας VΙΙΑ (αλογόνα, ns 2 np 5, ασταθή όξινα οξείδια) Στοιχεία της Ομάδας VIIIA (ευγενή αέρια, ns 2 np 6 )

Μεταβατικά στοιχεία Συνοπτικά, τα οξείδια των αντιπροσωπευτικών στοιχείων στους υψηλότερους Α.Ο. τους IA VIIIA βασικό IIA IIIA IVA VA VIA VIIA όξινο Li 2 O BeO B 2 O 3 CO 2 N 2 O 5 OF 2 Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 4 O 10 SO 3 Cl 2 O 7 επαμφοτερίζον K 2 O CaO Ga 2 O 3 GeO 2 As 2 O 5 SeO 3 Br 2 O 7 Rb 2 O SrO In 2 O 3 SnO 2 Sn 2 O 5 TeO 3 I 2 O 7 Cs 2 O BaO Tl 2 O 3 PbO 2 Bi 2 O 5 PoO 3 At 2 O 7

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 9.1 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 πλέγματος Ενέργεια πλέγματος (U): η ενέργεια που απαιτείται για τον πλήρη διαχωρισμό ενός mole μιας στερεάς ιοντικής ένωσης στα ιόντα της σε αέρια φάση. NaCl(s) Na+(g) + Cl (g) U = +788 kj/mol Η ενέργεια πλέγματος έχει πάντοτε θετικό πρόσημο! Ένωση Ενέργεια πλέγματος (kj/mol) Σημείο τήξεως ( ο C) LiF 1017 845 NaBr 736 750 KCl 699 772 MgCl 2 2527 714 CaO 3461 2587 MgO 3890 2800

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 o f = 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 o f = ΔΗ 1 + ΔΗ 2 + ΔΗ 3 + ΔΗ 4 + ΔΗ 5 ΔΗ 5 = ΔΗ o f 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 9.2α 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+ Fe 2+ 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 9.2 & 9.3 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 9.3α 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 9.4 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 Cl [Ne] 3s 2 3p 5 Na + [He] 2s 2 2p 6 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 V 5+ Cr 3+ 81 68 59 64 80 60 77 Fe 3+ > Fe 2+ Mn 2+ Οι ακτίνες κατιόντων ελαττώνονται κατά μήκος μιας περιόδου. Στα ανιόντα έχουμε απότομη αύξηση Ni 2+ Co 2+ Al 3+ 50 Ga 3+ Cu Zn2+ + 72 69 96 74 62 Ag + 126 97 81 71 62 Au + 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 9.5 & 9.6 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 9.3α Σύγκριση ιοντικών και ατομικών ακτίνων Τοποθετήστε τα ακόλουθα χημικά είδη κατά σειρά αυξανόμενης ακτίνας: Rb +, Y 3+, Br, Kr, Sr 2+, Se 2