ΛΥΣΕΙΣ. 1. Χαρακτηρίστε τα παρακάτω στοιχεία ως διαµαγνητικά ή. Η ηλεκτρονική δοµή του 38 Sr είναι: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 2



Σχετικά έγγραφα
Ι ΙΟΤΗΤΕΣ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ. Παππάς Χρήστος Επίκουρος Καθηγητής

τροχιακά Η στιβάδα καθορίζεται από τον κύριο κβαντικό αριθµό (n) Η υποστιβάδα καθορίζεται από τους δύο πρώτους κβαντικούς αριθµούς (n, l)

ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ Ι: Ο ΙΟΝΤΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ ΚΑΙ ΜΙΑ ΠΡΩΤΗ ΠΡΟΣΕΓΓΙΣΗ ΤΟΥ ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΥ ΔΕΣΜΟΥ. Παππάς Χρήστος Επίκουρος Καθηγητής

Νόµοςπεριοδικότητας του Moseley:Η χηµική συµπεριφορά (οι ιδιότητες) των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατοµικού τους αριθµού.

ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ

ΙΟΝΤΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ

ΝΟΜΟΣ ΤΗΣ ΠΕΡΙΟ ΙΚΟΤΗΤΑΣ : Οι ιδιότητες των χηµικών στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατοµικού τους αριθµού.

ΓΗ ΚΑΙ ΣΥΜΠΑΝ. Εικόνα 1. Φωτογραφία του γαλαξία μας (από αρχείο της NASA)

ΠΕΡΙΟΔΙΚΟ ΣΥΣΤΗΜΑ ΤΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ (1) Ηλία Σκαλτσά ΠΕ ο Γυμνάσιο Αγ. Παρασκευής

Το άτομο του Υδρογόνου

Αναπληρωτής Καθηγητής Τμήμα Συντήρησης Αρχαιοτήτων και Έργων Τέχνης Πανεπιστήμιο Δυτικής Αττικής - ΣΑΕΤ

Περιοδικό Σύστημα Ιστορική Εξέλιξη

Estimation of grain boundary segregation enthalpy and its role in stable nanocrystalline alloy design

Εξαιρέσεις στις ηλεκτρονιακές διαμορφώσεις

Ασκήσεις. Γράψτε μια δομή Lewis για καθένα από τα παρακάτω μόρια και βρείτε τα τυπικά φορτία των ατόμων. (α) CΟ (β) ΗΝO 3 (γ) ClΟ 3 (δ) ΡΟCl 3

Κατανομή μετάλλων και αμετάλλων στον Π.Π.

Ιοντικός Δεσμός Πολωσιμότητα ιόντος Κανόνες Fajans

Μάθημα 10 ο. Ο Περιοδικός Πίνακας και ο Νόμος της Περιοδικότητας. Μέγεθος ατόμων Ενέργεια Ιοντισμού Ηλεκτρονιακή συγγένεια Ηλεκτραρνητικότητα

και να υπολογίσετε την ενωτική ενέργεια του κρυσταλλικού πλέγματος του. ίνονται: Ενθαλπία σχηματισμού SrCl 2

Πανεπιστήμιο Δυτικής Μακεδονίας. Τμήμα Μηχανολόγων Μηχανικών. Χημεία. Ενότητα 4: Περιοδικό σύστημα των στοιχείων

ΟΜΗ ΑΤΟΜΟΥ ΚΑΙ ΠΕΡΙΟ ΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ

Ατομικό βάρος Άλλα αμέταλλα Be Βηρύλλιο Αλκαλικές γαίες

Appendix B Table of Radionuclides Γ Container 1 Posting Level cm per (mci) mci

Γεωμετρία Μορίων Θεωρία VSEPR

Μάθημα 9ο. Τα πολυηλεκτρονιακά άτομα: Θωράκιση και Διείσδυση Το δραστικό φορτίο του πυρήνα Ο Περιοδικός Πίνακας και ο Νόμος της Περιοδικότητας

Μεταβολή ορισμένων περιοδικών ιδιοτήτων

SUPPLEMENTAL INFORMATION. Fully Automated Total Metals and Chromium Speciation Single Platform Introduction System for ICP-MS

Αλληλεπίδραση ακτίνων-χ με την ύλη

ΠΑΓΚΥΠΡΙΑ ΟΛΥΜΠΙΑΔΑ ΧΗΜΕΙΑΣ Για τη A τάξη Λυκείων ΥΠΟ ΤΗΝ ΑΙΓΙΔΑ ΤΟΥ ΥΠΟΥΡΓΕΙΟΥ ΠΑΙΔΕΙΑΣ ΚΑΙ ΠΟΛΙΤΙΣΜΟΥ

Ζαχαριάδου Φωτεινή Σελίδα 1 από 21. Γ Λυκείου Κατεύθυνσης Κεφάλαιο 1: Ηλεκτρονιακή δοµή του ατόµου

Ανόργανη Χημεία. Τμήμα Τεχνολογίας Τροφίμων. Ενότητα 5 η : Ομοιοπολικοί δεσμοί & μοριακή δομή. Δρ. Δημήτρης Π. Μακρής Αναπληρωτής Καθηγητής


1o Kριτήριο Αξιολόγησης

Μάθημα 12ο. O Περιοδικός Πίνακας Και το περιεχόμενό του

Κεφάλαιο 8. Ηλεκτρονικές Διατάξεις και Περιοδικό Σύστημα

ΘΕΜΑΤΑ ΑΠΟ ΠΜΔΧ ΣΧΕΤΙΚΑ ΜΕ ΤΟ 1 ΚΕΦΑΛΑΙΟ ΤΗΣ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ

Μοριακή Γεωμετρία Πολικότητα των Μορίων. Εισαγωγική Χημεία

Γενική & Ανόργανη Χημεία

Κεφάλαιο 1 Χημικός δεσμός

Ασκήσεις. 5Β: 1s 2 2s 2 2p 2, β) 10 Νe: 1s 2 2s 2 2p 4 3s 2, γ) 19 Κ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6,

Μετά το τέλος της μελέτης του 2ου κεφαλαίου, ο μαθητής θα πρέπει να είναι σε θέση: Να γνωρίζει τα βασικά σημεία του ατομικού προτύπου του Bohr.

1. (α) Ποιες είναι οι τιμές των κβαντικών αριθμών για το ηλεκτρόνιο. (β) Ποια ουδέτερα άτομα ή ιόντα μπορεί να έχουν αυτή την ηλεκτρονική διάταξη;

ΧΗΜΙΚΟΣ ΕΣΜΟΣ ΙΙ : ΚΒΑΝΤΟΜΗΧΑΝΙΚΗ ΘΕΩΡΗΣΗ ΤΟΥ ΕΣΜΟΥ

ΣΥΣΤΑΣΗ ΤΟΥ ΦΛΟΙΟΥ ΤΗΣ ΓΗΣ.

ΕΞΕΤΑΣΕΙΣ ΣΤΗ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΜΑΤΑ

Μάθημα 21 ο. Το σχήμα των μορίων. Θεωρία VSEPR. Θεωρία Δεσμού Σθένους- Υβριδισμός

ΕΞΕΤΑΣΕΙΣ ΣΤΗ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ

Μάθημα 11ο. Ηλεκτρονιακή διαμόρφωση Πολυηλεκτρονιακών ατόμων-b

ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ. ΘΕΜΑΤΑ ΠΑΝΕΛΛΗΝΙΩΝ 1 ου ΚΕΦΑΛΑΙΟΥ

ΕΞΕΤΑΣΕΙΣ ΣΤΗ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ

Μάθημα 14ο. Περιοδικότητα των ιδιοτήτων των ατόμων των στοιχείων

Μεταλλικός δεσμός - Κρυσταλλικές δομές Ασκήσεις

ΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΥΝΑΜΕΙΣ ΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΤΑΞΥ ΙΟΝΤΩΝ

Ανόργανη Χημεία. Τμήμα Τεχνολογίας Τροφίμων. Ενότητα 4 η : Ιοντικοί Δεσμοί Χημεία Κύριων Ομάδων. Δρ. Δημήτρης Π. Μακρής Αναπληρωτής Καθηγητής

5. Ηλεκτρονικές Δομές και Περιοδικότητα

Ημερομηνία: Τρίτη 18 Απριλίου 2017 Διάρκεια Εξέτασης: 3 ώρες ΕΚΦΩΝΗΣΕΙΣ

Χημικοί Χημικ σμ σμ & Μοριακά Τροχιακά

ΧΗΜΙΚΟΙ ΔΕΣΜΟΙ. Να δίδουν τον ορισμό του χημικού δεσμού. Να γνωρίζουν τα είδη των δεσμών. Να εξηγούν το σχηματισμό του ιοντικού ομοιοπολικού δεσμού.

ΧΗΜΕΙΑ Α ΛΥΚΕΙΟΥ. ΑΠΑΝΤΗΣΕΙΣ ΘΕΜΑ Α A1. Ποιο από τα επόμενα άτομα έχει μεγαλύτερη ατομική ακτίνα; α. 11 Na β. 12 Mg γ. 14 Si δ.

Εισαγωγή σε προχωρημένες μεθόδους υπολογισμού στην Επιστήμη των Υλικών

3. Περιοδικότητα στις ατομικές, φυσικές και χημικές ιδιότητες των στοιχείων

7. Μοριακή Γεωμετρία και Θεωρία του Χημικού Δεσμού

ΙΟΝΤΙΚΟΣ ΚΑΙ ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ ΙΟΝΤΙΚΟΣ Ή ΕΤΕΡΟΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ

ΑΣΚΗΣΗ 2. Σπάνιες Γαίες (Rare Earth Elements, REE) Εφαρμογές των κανονικοποιημένων διαγραμμάτων REE

Κεφάλαιο 2 Ο Χημικός Δεσμός

3. Περιοδικότητα στις ατομικές, φυσικές και χημικές ιδιότητες των στοιχείων

ΥΛΙΚΑ ΠΑΡΟΝ ΚΑΙ ΜΕΛΛΟΝ

ΑΡΙΘΜΟΣ (Ή ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ) ΟΞΕΙ ΩΣΗΣ 1

κυματικής συνάρτησης (Ψ) κυματική συνάρτηση

Μάθημα 20 ο. Το σχήμα των μορίων

Κεφάλαιο 8.6. Περιοδικό Σύστημα και Περιοδικές Ιδιότητες των Στοιχείων

Βασικά σωματίδια της ύλης


ΕΞΕΤΑΣΕΙΣ ΣΤΗ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ

I. Ιδιότητες των στοιχείων. Χ. Στουραϊτη

ΓΕΝΙΚΗ ΚΑΙ ΑΝΟΡΓΑΝΗ ΧΗΜΕΙΑ

Οι δομές, οι οποίες δεν περιέχουν τυπικά φορτία υψηλά (δηλαδή είναι 2) είναι:

ΓΕΝΙΚΑ ΓΙΑ ΤΗΝ ΟΞΕΙΔΩΣΗ ΚΑΙ ΤΗΝ ΑΝΑΓΩΓΗ

Μοριακά Πρότυπα (Μοντέλα)

Χημικοί Χημικ σμ σμ & Μοριακά Τροχιακά

ΘΕΜΑ 1 ο 1. Πόσα ηλεκτρόνια στη θεµελιώδη κατάσταση του στοιχείου 18 Ar έχουν. 2. Ο µέγιστος αριθµός των ηλεκτρονίων που είναι δυνατόν να υπάρχουν

ΑΠΑΝΤΗΣΕΙΣ ΧΗΜΕΙΑ Α ΛΥΚΕΙΟΥ

H περιοδικότητα των ιδιοτήτων των ατόμων των στοιχείων-iοντικός Δεσμός. Εισαγωγική Χημεία

ΘΕΜΑ 1 ο 1. Πόσα ηλεκτρόνια στη θεµελιώδη κατάσταση του στοιχείου 18 Ar έχουν. 2. Ο µέγιστος αριθµός των ηλεκτρονίων που είναι δυνατόν να υπάρχουν

Ομοιοπολικοί δεσμοί. Δύο μοριακές ενώσεις. Το ιωδοφόρμιο, CHI 3, είναι ένα εύτηκτο, κίτρινο στερεό (σημείο τήξεως 120 ο C).

ΕΞΕΤΑΣΕΙΣ ΣΤΗ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ

ΜΕΡΟΣ Α' (Διάρκεια εξέτασης: 15 min)

Κεφάλαιο 2 Χημικοί Δεσμοί

Ο σύγχρονος Περιοδικός Πίνακας

ΕΞΕΤΑΣΕΙΣ ΣΤΗ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ

Ομάδα προσανατολισμού θετικών σπουδών

Ενέργεια Δεσμoύ Ισχύς των Δεσμών. Εισαγωγική Χημεία

ΑΡΙΘΜΟΣ ΟΞΕΙΔΩΣΗΣ - ΓΡΑΦΗ ΧΗΜΙΚΩΝ ΤΥΠΩΝ- ΟΝΟΜΑΤΟΛΟΓΙΑ

4 o. Ηλεκτρονιακή θεωρία σθένους Ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis ΑΠΑΡΑΙΤΗΤΕΣ ΓΝΩΣΕΙΣ ΘΕΩΡΙΑΣ 87.

Κεφάλαιο 9. Ιοντικός και Ομοιοπολικός Δεσμός

Άτομο: Η μικρότερη μονάδα ενός στοιχείου που διατηρεί τις χημικές του ιδιότητες

ΘΕΜΑ 1. Δίνονται. h = 6,63 10 ΑΠΑΝΤΗΣΗΗ Ε 1. σχέση. οπότε έχουμε: ii) Με βάση ΘΕΜΑ 2. η: [Αr] 3d s ατομική ακτίνα. τις απαντήσεις σας.

5. Οργανομεταλλικές Ενώσεις των ΜΜ

ΛΥΣΕΙΣ ΑΣΚΗΣΕΩΝ ΚΕΦΑΛΑΙΟΥ 2 Α

ΠΩΣ ΙΑΤΑΣΣΟΝΤΑΙ ΤΑ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑ ΣΤΗΝ ΕΞΩΤΕΡΙΚΗ ΣΤΙΒΑ Α

Transcript:

ΛΥΣΕΙΣ 1. Χαρακτηρίστε τα παρακάτω στοιχεία ως διαµαγνητικά ή παραµαγνητικά: 38 Sr, 13 Al, 32 Ge. Η ηλεκτρονική δοµή του 38 Sr είναι: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 2 Η ηλεκτρονική δοµή του 13 Al είναι: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Η ηλεκτρονική δοµή του 32Ge είναι: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2

ΛΥΣΕΙΣ 1. Σε ποια περίοδο και σε ποια οµάδα του περιοδικού πίνακα ανήκουν τα στοιχεία: 28 Ni, 20 Ca, 14 Si. Η ηλεκτρονική δοµή του 28 Ni είναι: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 n max = 4 άρα ανήκει στη 4η περίοδο. Τα τελευταία ηλεκτρόνια που τοποθετήθηκαν ήταν στη 3d υποστιβάδα άρα ανήκει στον d τοµέα. Επειδή τοποθετήθηκαν 8 ηλεκτρόνια στη d υποστιβάδα ανήκει στη 10η οµάδα. Η ηλεκτρονική δοµή του 20 Ca είναι: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 n max = 4 άρα ανήκει στη 4η περίοδο. Τα τελευταία ηλεκτρόνια που τοποθετήθηκαν ήταν στη 4s υποστιβάδα άρα ανήκει στον s τοµέα. Επειδή τοποθετήθηκαν 2 ηλεκτρόνια στη s υποστιβάδα ανήκει στη 2η οµάδα.

ΤΟ ΜΕΓΕΘΟΣ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ

ΤΟ ΜΕΓΕΘΟΣ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ Πως µεταβάλλεται το µέγεθος των ατόµων σε µια οµάδα ή περίοδο του Περιοδικού Πίνακα;

ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΑΚΤΙΝΕΣ Πως ορίζονται; Θεωρούµε τα ιόντα ενός κρυστάλλου σαν σκληρές σφαίρες, οπότε οι ακτίνες των ιόντων θα είναι οι ακτίνες των σφαιρών. Ποιοι παράγοντες επηρεάζουν τις ιοντικές ακτίνες; Ο ατοµικός αοµ αριθµός και το φορτίο ο των ιόντων Η κρυσταλλική δοµή

ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΑΚΤΙΝΕΣ Παράγοντες που επηρεάζουν τις ιοντικές ακτίνες Ο ατοµικός αριθµός και το φορτίο των ιόντων Η ιοντική ακτίνα αυξάνει ανάλογα µε την ατοµική ακτίνα (2η οµάδα) : Be 2+ < Mg 2+ < Ca 2+ < Sr 2+ < Ba 2+ Στα ισοηλεκτρονικά ιόντα η ιοντική ακτίνα ελαττώνεται καθώς ο Ζ µεγαλώνει, διότι αυξάνει το πυρηνικό φορτίο και ο ηλεκτρονικός φλοιός έλκεται ισχυρότερα 8O 2- > 9 F - > 11 Na + > 12 Mg 2+ > 13 Al 3+ ( έχουν όλα 10 ηλεκτρόνια)

ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΑΚΤΙΝΕΣ Παράγοντες που επηρεάζουν τις ιοντικές ακτίνες Ο ατοµικός αριθµός και το φορτίο των ιόντων Για µέταλλα που σχηµατίζουν περισσότερα του ενός κατιόντα οι ιοντικές ακτίνες ελαττώνονται καθώς το φορτίο µεγαλώνει Fe 2+ :[Ar]3d 6, Fe 3+ :[Ar]3d 5 Μεγαλύτερη άπωση µεταξύ των 6 ηλεκτρονίων σθένους του Fe 2+ Fe 2+ > Fe 3+ Τα κατιόντα έχουν µικρότερη ακτίνα από τα άτοµα ενώ τα ανιόντα µεγαλύτερη A x+ < A, B x- > B

ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΙΟΝΙΣΜΟΥ Τι είναι η ενέργεια ιονισµού µ (Ι); Μ (g) M + (g) + e, Η 1 =ΙΙ 1 (ενέργεια έ 1 ου ιονισµού) Μ + (g) M 2+ (g) + e, Η 2 =Ι 2 (ενέργεια 2 ου ιονισµού) M 2+ (g) M 3+ (g) +e, Η 3 =Ι 3 (ενέργεια 3 ου ιονισµού) Ι 1 <Ι 2 <Ι 3

ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΙΟΝΙΣΜΟΥ Ποια ηλεκτρόνια αποµακρύνονται κατά τους ιονισµούς των στοιχείων; Αποµακρύνονται εκείνα τα ηλεκτρόνια που χρειάζονται τη λιγότερη ενέργεια για να αποσπασθούν, δηλαδή τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας. Ca (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ) Ca 2+ (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ) Fe (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ) Fe 2+ (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 )

ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΙΟΝΙΣΜΟΥ Πως µεταβάλλεται η ενέργεια ιονισµού σε µια οµάδα ή περίοδο του Περιοδικού Πίνακα; Όσο µεγαλύτερο είναι το µέγεθος του ατόµου τόσο ευκολότερα αποσπώνται ηλεκτρόνια από την εξωτερική στιβάδα. Εποµένως η ενέργεια ιονισµού µεταβάλλεται Εποµένως η ενέργεια ιονισµού µεταβάλλεται αντίστροφα από το µέγεθος (ατοµική ακτίνα)

ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΙΟΝΙΣΜΟΥ Πως µεταβάλλεται η ενέργεια ιονισµού; Αντίθετα από την ατοµική ακτίνα 18 17 16 15 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 ΟΜΑ Α ΠΕΡΙΟ ΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ 18 17 16 15 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 ΟΜΑ Α ΠΕΡΙΟ ΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ 10 9 8 7 6 5 4 3 2 He 1 ΠΕΡΙΟ ΟΣ 10 9 8 7 6 5 4 3 2 He Η 1 ΠΕΡΙΟ ΟΣ 36 Kr 35 Br 34 Se 33 As 32 Ge 31 Ga 30 Zn 29 Cu 28 Ni 27 Co 26 Fe 25 Mn 24 Cr 23 V 22 Ti 21 Sc 20 Ca 19 K 4 18 Ar 17 Cl 16 S 15 P 14 Si 13 Al 12 Mg 11 Na 3 Ne F O N C B Be Li 2 36 Kr 35 Br 34 Se 33 As 32 Ge 31 Ga 30 Zn 29 Cu 28 Ni 27 Co 26 Fe 25 Mn 24 Cr 23 V 22 Ti 21 Sc 20 Ca 19 K 4 18 Ar 17 Cl 16 S 15 P 14 Si 13 Al 12 Mg 11 Na 3 Ne F O N C B Be Li 2 111 110 109 108 107 106 105 104 103 88 87 86 Rn 85 At 84 Po 83 Bi 82 Pb 81 Tl 80 Hg 79 Au 78 Pt 77 Ir 76 Os 75 Re 74 W 73 Ta 72 Hf 71 Lu 56 Ba 55 Cs 6 54 Xe 53 I 52 Te 51 Sb 50 Sn 49 In 48 Cd 47 Ag 46 Pd 45 Rh 44 Ru 43 Tc 42 Mo 41 Nb 40 Zr 39 Y 38 Sr 37 Rb 5 111 110 109 108 107 106 105 104 103 88 87 86 Rn 85 At 84 Po 83 Bi 82 Pb 81 Tl 80 Hg 79 Au 78 Pt 77 Ir 76 Os 75 Re 74 W 73 Ta 72 Hf 71 Lu 56 Ba 55 Cs 6 54 Xe 53 I 52 Te 51 Sb 50 Sn 49 In 48 Cd 47 Ag 46 Pd 45 Rh 44 Ru 43 Tc 42 Mo 41 Nb 40 Zr 39 Y 38 Sr 37 Rb 5 70 69 68 67 66 65 64 63 62 61 60 59 58 57 ΛΑΝΘΑΝΙ ΕΣ 111 Rg 110 Ds 109 Mt 108 Hs 107 Bh 106 Sg 105 Db 104 Rf 103 Lr 88 Ra 87 Fr 7 70 69 68 67 66 65 64 63 62 61 60 59 58 57 ΛΑΝΘΑΝΙ ΕΣ 111 Rg 110 Ds 109 Mt 108 Hs 107 Bh 106 Sg 105 Db 104 Rf 103 Lr 88 Ra 87 Fr 7 102 No 101 Md 100 Fm 99 Es 98 Cf 97 Bk 96 Cm 95 Am 94 Pu 93 Np 92 U 91 Pa 90 Th 89 Ac ΑΚΤΙΝΙ ΕΣ Yb Tm Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm Pm Nd Pr Ce La ΛΑΝΘΑΝΙ ΕΣ 102 No 101 Md 100 Fm 99 Es 98 Cf 97 Bk 96 Cm 95 Am 94 Pu 93 Np 92 U 91 Pa 90 Th 89 Ac ΑΚΤΙΝΙ ΕΣ Yb Tm Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm Pm Nd Pr Ce La ΛΑΝΘΑΝΙ ΕΣ

ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΗ ΣΥΓΓΕΝΕΙΑ Τι είναι ηλεκτρονική συγγένεια; Είναι η ενέργεια που απαλευθερώνεται όταν στο άτοµο προστεθεί ένα ηλεκτρόνιο X (g) + e X - (g) Η<0 X - (g) X (g) + e Η>0 Θεωρητικά η ηλεκτρονική συγγένεια είναι ίση και αντίθετη µε την ενέργεια ιονισµού Μεταβάλλεται όπως και η ενέργεια ιονισµού Στα στοιχεία που η προσθήκη ενός e είναι εξώθερµη έχουν θετική ηλεκτρονική συγγένεια. ΑΠΟΚΛΙΣΕΙΣ Το F έχει µικρότερη ηλεκτρονική συγγένεια από το Cl, αφού λόγω µικρού µεγέθους η άπωση του πυρήνα είναι πολύ µεγαλύτερη.

ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ Τι είναι ηλεκτραρνητικότητα; Είναι η τάση των στοιχείων να αποκτούν αρνητικό φορτίο. εν είναι ένα σταθερό µέγεθος, διότι η τιµή της δεν εξαρτάται µόνον από τη δοµή του ατόµου αλλά και από τον αριθµό και τη φύση των ατόµων που είναι ενωµένα µε το στοιχείο. ΠΑΡΑ ΕΙΓΜΑ Η λ ό Ρ ί δ ή ώ PF Η ηλεκτραρνητικότητα του Ρ είναι διαφορετική στις ενώσεις PF 5 και PCl 3

ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ Πως υπολογίζεται; Με τις µεθόδους Pauling, Allred-Roshow και Mulliken. Υπολογισµός κατά Mulliken Χ=1/2(Ι+Α) Χ= ηλεκτραρνητικότητα Ι= ενέργεια ιονισµού Α= ηλεκτρονική συγγένεια Μας ενδιαφέρουν οι διαφορές της ηλεκτραρνητικότητας.

ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ Που χρησιµεύει η γνώση της ηλεκτραρνητικότητας; Στην πρόβλεψη: 1. Της δραστικότητας ενός στοιχείου 2. του τύπου του δεσµού 3. Της πολικότητας ενός οµοιοπολικού δεσµού

ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ Πως µεταβάλλεται; 18 17 16 15 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 ΟΜΑ Α ΠΕΡΙΟ ΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ 18 17 16 15 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 ΟΜΑ Α ΠΕΡΙΟ ΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ 10 9 8 7 6 5 4 3 2 He 1 ΠΕΡΙΟ ΟΣ 10 9 8 7 6 5 4 3 2 He 1 ΠΕΡΙΟ ΟΣ 36 Kr 35 Br 34 Se 33 As 32 Ge 31 Ga 30 Zn 29 Cu 28 Ni 27 Co 26 Fe 25 Mn 24 Cr 23 V 22 Ti 21 Sc 20 Ca 19 K 4 18 Ar 17 Cl 16 S 15 P 14 Si 13 Al 12 Mg 11 Na 3 Ne F O N C B Be Li 2 36 Kr 35 Br 34 Se 33 As 32 Ge 31 Ga 30 Zn 29 Cu 28 Ni 27 Co 26 Fe 25 Mn 24 Cr 23 V 22 Ti 21 Sc 20 Ca 19 K 4 18 Ar 17 Cl 16 S 15 P 14 Si 13 Al 12 Mg 11 Na 3 Ne F O N C B Be Li 2 111 110 109 108 107 106 105 104 103 88 87 86 Rn 85 At 84 Po 83 Bi 82 Pb 81 Tl 80 Hg 79 Au 78 Pt 77 Ir 76 Os 75 Re 74 W 73 Ta 72 Hf 71 Lu 56 Ba 55 Cs 6 54 Xe 53 I 52 Te 51 Sb 50 Sn 49 In 48 Cd 47 Ag 46 Pd 45 Rh 44 Ru 43 Tc 42 Mo 41 Nb 40 Zr 39 Y 38 Sr 37 Rb 5 111 110 109 108 107 106 105 104 103 88 87 86 Rn 85 At 84 Po 83 Bi 82 Pb 81 Tl 80 Hg 79 Au 78 Pt 77 Ir 76 Os 75 Re 74 W 73 Ta 72 Hf 71 Lu 56 Ba 55 Cs 6 54 Xe 53 I 52 Te 51 Sb 50 Sn 49 In 48 Cd 47 Ag 46 Pd 45 Rh 44 Ru 43 Tc 42 Mo 41 Nb 40 Zr 39 Y 38 Sr 37 Rb 5 70 69 68 67 66 65 64 63 62 61 60 59 58 57 ΛΑΝΘΑΝΙ ΕΣ 111 Rg 110 Ds 109 Mt 108 Hs 107 Bh 106 Sg 105 Db 104 Rf 103 Lr 88 Ra 87 Fr 7 70 69 68 67 66 65 64 63 62 61 60 59 58 57 ΛΑΝΘΑΝΙ ΕΣ 111 Rg 110 Ds 109 Mt 108 Hs 107 Bh 106 Sg 105 Db 104 Rf 103 Lr 88 Ra 87 Fr 7 102 No 101 Md 100 Fm 99 Es 98 Cf 97 Bk 96 Cm 95 Am 94 Pu 93 Np 92 U 91 Pa 90 Th 89 Ac ΑΚΤΙΝΙ ΕΣ Yb Tm Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm Pm Nd Pr Ce La ΛΑΝΘΑΝΙ ΕΣ 102 No 101 Md 100 Fm 99 Es 98 Cf 97 Bk 96 Cm 95 Am 94 Pu 93 Np 92 U 91 Pa 90 Th 89 Ac ΑΚΤΙΝΙ ΕΣ Yb Tm Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm Pm Nd Pr Ce La ΛΑΝΘΑΝΙ ΕΣ

ΑΣΚΗΣΗ Να καταταγούν τα παρακάτω άτοµα κατά σειρά αυξανόµενου µεγέθους και κατά σειρά αυξανόµενης ηλεκτραρνητικότητας: 7 Ν, 5 Β και 9 F Οι ηλεκτρονικές δοµές των ατόµων είναι 7Ν : 1s 2 2s 2 2p 3 Εποµένως ανήκει στη 2η περίοδο και 15η οµάδα 5Β: 1s 2 2s 2 2p 1 Εποµένως ανήκει στη 2η περίοδο και 13η οµάδα 9F: 1s 2 2s 2 2p 5 Εποµένως ανήκει στη 2η περίοδο και 17η οµάδα Άρα τα άτοµα ανήκουν στην ίδια περίοδο. Σε µια περίοδο το µέγεθος αυξάνει από τα δεξιά προς τα αριστερά ενώ η ηλεκτραρνητικότητα αντίθετα. Συνεπώς η ταξινόµηση είναι Μέγεθος: F, N, B Ηλεκτραρνητικότητα: B,N,F

ΠΡΟΤΕΙΝΟΜΕΝΕΣ ΑΣΚΗΣΕΙΣ 1. Να βρεθεί ο ατοµικός αριθµός του στοιχείου το οποίο έχει παρόµοιες χηµικές ιδιότητες µε το 17 Cl αλλά έχει µεγαλύτερη ενέργεια 1 ου ιοντισµού από αυτό. 2. Να καταταγούν τα παρακάτω άτοµα και ιόντα κατά σειρά αυξανόµενου µεγέθους. 11 Νa +, 8 O 2-, 9 F -, 10 Ne και 12 Mg 2+. 3. Να καταταγούν τα παρακάτω άτοµα κατά σειρά αυξανόµενης ηλεκτραρνητικότητας. 20 Ca, 16 S, 34 Se. Ποια από τα άτοµα αυτά έλκονται ισχυρά από ένα µαγνητικό πεδίο και γιατί; 4. Ποιο από τα παρακάτω άτοµα έχει το µεγαλύτερο µέγεθος; Το άτοµο του 26 Fe ήτου 24 Cr;

ΧΗΜΙΚΟΣ ΕΣΜΟΣ Ι: Ο ΙΟΝΤΙΚΟΣ ΕΣΜΟΣ ΚΑΙ ΜΙΑ ΠΡΩΤΗ ΠΡΟΣΕΓΓΙΣΗ ΤΟΥ ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΥ ΕΣΜΟΥ

Είδη εσµών Ιοντικός εσµός (Ionic bond), που σχηµατίζεται πάντα µεταξύ ηλεκτροθετικών και ηλεκτραρνητικών στοιχείων και περιλαµβάνει την πλήρη µεταφορά ενός ή περισσοτέρων ηλεκτρονίων από το ηλεκτροθετικό στο ηλεκτραρνητικό άτοµο Οµοιοπολικός ή οµοσθενής εσµός (Covalent bond), που σχηµατίζεται πάντα µεταξύ οµοσθενών στοιχείων µε αµοιβαία συνεισφορά ηλεκτρονίων µεταξύ των ατόµων και δηµιουργία κοινών ηλεκτρονικών ζευγών Μεταλλικός δεσµός (Metallic bond), που σχηµατίζεται πάντα µεταξύ µετάλλων και στον οποίο τα ηλεκτρόνια σθένους κινούνται ελεύθερα στο χώρο ανάµεσα στα θετικά ιόντα των στοιχείων

ΙΟΝΤΙΚΟΣ ΕΣΜΟΣ ΠΑΡΑ ΕΙΓΜΑ Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s) Na + (1s 2 2s 2 2p 6 ) + e e+ Cl (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ) Cl - (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ) NaCl

ΙΟΝΤΙΚΟΣ ΕΣΜΟΣ ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΠΛΕΓΜΑΤΟΣ Είναι η ενέργεια που αποδίδεται, όταν τα ιόντα φέρνονται από άπειρη απόσταση στην απόσταση που έχουν στο κρυσταλλικό πλέγµα, δηλαδή είναι η εκλυόµενη ενέργεια κατά την αντίδραση M + (g) + X - (g) MX (s) Απαρτίζεται από: Την ενέργεια Coulomb (λόγω ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης των ιόντων) Την ενέργεια απώσεων (λόγω αλληλοεισχώρησης των ηλεκτρονικών στιβάδων γειτονικών ιόντων) Την ενέργεια van der Waals Την ενέργεια µηδενικού σηµείου (λόγω της ενέργειας δόνησης των ιόντων)

ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΕΣΜΟΣ ΘΕΩΡΙΑ Lewis Ένας οµοιοπολικός ή οµοσθενής δεσµός σχηµατίζεται µεταξύ δύο ατόµων, όταν τα άτοµα αυτά µοιράζονται από κοινού ένα ζεύγος ηλεκτρονίων. Κατά τη δηµιουργία του οµοιοπολικού ή οµοσθενούς δεσµού η εξωτερική στιβάδα καθενός από τα συνδεόµενα άτοµα αποκτά δοµή ευγενούς αερίου.

ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΕΣΜΟΣ οµές Lewis Για ένα χηµικό στοιχείο F Για µια χηµική ένωση H F ή H F

ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΕΣΜΟΣ Πως σχεδιάζουµε τη δοµή κατά Lewis µιας ένωσης; 1. Βρίσκουµε τις ηλεκτρονικές δοµές. 7N: 1s 2 2s 2 2p 3, 9 F: 1s 2 2s 2 2p 5 Έστω η ένωση ΝF 3 2. Βρίσκουµε το συνολικό αριθµό των εξωτερικών ηλεκτρονίων της ένωσης. 1Χ5 (Ν) + 3Χ7(F) = 26 3. Κάποιο από τα άτοµα είναι κεντρικό άτοµο. Κεντρικό είναι εκείνο το άτοµο µε τον µικρότερο δείκτη. Αν υπάρχουν δύο ή περισσότερα τέτοια άτοµα, κεντρικό είναι το λιγότερο ηλεκτραρνητικό. Στο παράδειγµα κεντρικό είναι το Ν.

ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΕΣΜΟΣ Πως σχεδιάζουµε δάζ τη δοµή κατά Lewis µιας ένωσης; 4. Συνδέουµε µ τα άτοµα µ µεταξύ ξ τους και τοποθετούµε µ το σύνολο των εξωτερικών ηλεκτρονίων έτσι ώστε κάθε άτοµο να έχει δοµή ευγενούς αερίου. F N F F N F F ή F

ΕΞΑΙΡΕΣΕΙΣ ΑΠΟ ΤΟΝ ΚΑΝΟΝΑ ΤΗΣ ΟΚΤΑ ΑΣ Τα άτοµα Η και Ηe Τα στοιχεία µεταπτώσεως που βρίσκονται στην 3η,4η,5η,6η και 7η περίοδο του περιοδικού πίνακα µπορούν να έχουν περισσότερα από οκτώ ηλεκτρόνια σθένους λόγω των άδειων d ατοµικών τροχιακών Τα άτοµα όπως το βόριο (Β) και το βηρύλλιο (Be) που έχουν λιγότερα από τέσσερα ηλεκτρόνια στη στοιβάδα σθένους τους ακόµα µ και αν χρησιµοποιήσουν όλα τα ηλεκτρόνια τους δεν είναι δυνατό να ικανοποιήσουν τον κανόνα της οκτάδας Ο κανόνας της οκτάδας δεν ισχύει στα µόρια που έχουν περιττό συνολικό αριθµό ηλεκτρονίων σθένους (πχ ΝΟ, ΝΟ 2 ) F Be F N O

ΣΥΝΤΟΝΙΣΜΟΣ ή ΜΕΣΟΜΕΡΕΙΑ S S O O O O οµές συντονισµού O S O

ΠΟΛΩΜΕΝΟΙ ΑΠΟΛΟΙ ΕΣΜΟΙ δ+ δ- Η Η Η Cl Οµοιοπολικός ή οµοσθενής µη πολικός δεσµός Οµοιοπολικός ή οµοσθενής πολικός δεσµόςµ ιπολική ροπή µ=δr

Η ΓΕΩΜΕΤΡΙΑ ΤΩΝ ΜΟΡΙΩΝ ΘΕΩΡΙΑ ΑΠΩΣΗΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΩΝ ΖΕΥΓΩΝ ΤΗΣ ΣΤΙΒΑ ΑΣ ΣΘΕΝΟΥΣ (Valence- Shell Electron- Pair Repulsion VSEPR) Βασικές Αρχές Η γεωµετρική δοµή των µορίων ί καθορίζεται αποκλειστικά από την απώθηση των ηλεκτρονικών ζευγών της στοιβάδας σθένους του κεντρικού ατόµου του µορίου Οι τριπλοί δεσµοί προκαλούν µεγαλύτερη απώθηση από τους διπλούς δεσµούς και οι διπλοί από τους απλούς δεσµούς

Η ΓΕΩΜΕΤΡΙΑ ΤΩΝ ΜΟΡΙΩΝ ΘΕΩΡΙΑ ΑΠΩΣΗΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΩΝ ΖΕΥΓΩΝ ΤΗΣ ΣΤΙΒΑ ΑΣ ΣΘΕΝΟΥΣ (Valence- Shell Electron- Pair Repulsion VSEPR) Βασικές Αρχές Τα ασύζευκτα ζεύγη ηλεκτρονίων καταλαµβάνουν περισσότερο χώρο γύρω από το κεντρικό άτοµο σε σχέση µε τα δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων επειδή έλκονται µόνο από τον ένα πυρήνα ενώ τα δεσµικά µοιράζονται ανάµεσα σε δύο πυρήνες. Συνεπώς, το µέγεθος της απώθησης των ζευγών ακολουθεί τη σειρά: 2 ασύζευκτα ζεύγη > 1 ασύζευκτο και 1 δεσµικό ζεύγος > 2 δεσµικά ζεύγη ηλεκτρονίων. Η παρουσία των ασύζευκτων ζευγών στο κεντρικό άτοµο προκαλεί ελαφρά παραµόρφωση της γεωµετρικής δοµής του µορίου (distortion) αλλάζοντας τις γωνίες ανάµεσα στους άξονες των δεσµών σε σχέση µε την ιδανική γεωµετρική δοµή Ιδανική γωνία 109,28 ο Ιδανική γωνία 109,28 ο

Η ΓΕΩΜΕΤΡΙΑ ΤΩΝ ΜΟΡΙΩΝ ΘΕΩΡΙΑ ΑΠΩΣΗΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΩΝ ΖΕΥΓΩΝ ΤΗΣ ΣΤΙΒΑ ΑΣ ΣΘΕΝΟΥΣ (Valence- Shell Electron- Pair Repulsion VSEPR) Βασικές Αρχές 107,48 0 102,300, Υπό την επίδραση ισχυρά ηλεκτραρνητικών υποκαταστατών τα δεσµικά ηλεκτρονικά ζεύγη συστέλλονται και διεκδικούν λιγότερο χώρο, µε αποτέλεσµα τα υπόλοιπα δεσµικά και ελεύθερα ζεύγη ηλεκτρονίων να µπορούν να απλωθούν περισσότερο. Έτσι οι γωνίες δεσµών µικραίνουν όσο αυξάνει η ηλεκτραρνητικότητα των υποκαταστατών.

ΘΕΩΡΙΑ VSEPR υνατότητες διευθέτησης n σηµείων (ηλεκτρονικών ζευγών) πάνω στην επιφάνεια µιας σφαίρας (κεντρικό άτοµο), έτσι ώστε οι µεταξύ τους αποστάσεις να είναι οι µεγαλύτερες δυνατές.

ΘΕΩΡΙΑ VSEPR ΟΙ ιδανικές γεωµετρίες για τα µόρια του τύπου ΑΧ η E m, Α= κεντρικό άτοµο, Χ=υποκαταστάτης, η= ο αριθµός των υποκαταστατών, Ε= ελεύθερα ζεύγη ηλεκτρονίων του κεντρικού ατόµου (ψευδοϋποκαταστάτες), m= ο αριθµός των ελευθέρων ζευγών ηλεκτρονίων Σύνολο Γεωµετρία µορίου υποκαταστατών και ψευδοϋποκαταστατών 2 Γραµµικό Ο πολλαπλός δεσµός αντιµετωπίζεται ως απλός. 3 Τριγωνικό 4 Τετραεδρικό 5 Τριγωνικό διπυραµιδικό 6 Οκταεδρικό

ΘΕΩΡΙΑ VSEPR ΚΑΝΟΝΕΣ ΓΙΑ ΤΗΝ ΕΥΡΕΣΗ ΤΗΣ ΓΕΩΜΕΤΡΙΑΣ Βρίσκουµε τον ηλεκτρονικό τύπο κατά Lewis Μετράµε τα δεσµικά και τα ελεύθερα ζεύγη ηλεκτρονίων του κεντρικού ατόµου (κάθε ελεύθερο ζεύγος αντιστοιχεί σε έναν υποκαταστάτη) Με βάση τον πίνακα, βρίσκουµε τη γεωµετρία Όταν υπάρχουν ελεύθερα ζεύγη, οι γωνίες των δεσµών µικραίνουν Τα ελεύθερα ζεύγη προτιµούν να καταλαµβάνουν τις πιο ευρύχωρες θέσεις γύρω από το κεντρικό άτοµο Αν όλες οι θέσεις είναι ισοδύναµες, τα ελεύθερα ζεύγη θα είναι trans µεταξύ τους Οι πολλαπλοί δεσµοί καταλαµβάνουν µικρότερο χώρο από τους απλούς. Ηλεκτραρνητικοί υποκαταστάτες καταλαµβάνουν µικρότερο χώρο

ΘΕΩΡΙΑ VSEPR ΠΑΡΑ ΕΙΓΜΑΤΑ 1. BeCl 2 Cl Be Cl Γεωµετρία: ΓΡΑΜΜΙΚΗ 2. SF 6 F F S F F Γεωµετρία: ΟΚΤΑΕ ΡΟ F F

ΘΕΩΡΙΑ VSEPR ΠΑΡΑ ΕΙΓΜΑΤΑ 3. NO 2 - N O N O O O Γεωµετρία ηλεκτρονικών ζευγών (Συνολική γεωµετρία): ΤΡΙΓΩΝΙΚΗ Μοριακή γεωµετρία (Πραγµατική γεωµετρία): ΓΩΝΙΑΚΗ

ΘΕΩΡΙΑ VSEPR ΠΑΡΑ ΕΙΓΜΑΤΑ 4. PCl 3 F 2 Γεωµετρία: ΤΡΙΓΩΝΙΚΗ ΙΠΥΡΑΜΙ Α

ΘΕΩΡΙΑ VSEPR ΠΑΡΑ ΕΙΓΜΑΤΑ 4. H 2 CO Γεωµετρία: ΤΡΙΓΩΝΙΚΗ

ΕΝΕΡΓΕΙΕΣ ΜΗΚΗ ΕΣΜΩΝ Τι ονοµάζουµε ενέργεια δεσµού, ενέργεια διάστασης και τι µήκος δεσµού; Ενέργεια δεσµού είναι η ενέργεια που έχει ένα µόριο ΑΒ όταν σχηµατίζεται χηµικός δεσµός. Η απόσταση µεταξύ των πυρήνων των Α και Β, όταν έχει σχηµατιστεί ο δεσµός, λέγεται µήκος δεσµού. Ενέργεια διάστασης ονοµάζεται η ενέργεια που απαιτείται για να σπάσει ο δεσµός µ ΑΒ

ΕΝΕΡΓΕΙΕΣ ΜΗΚΗ ΕΣΜΩΝ Η καµπύλη ενέργειας για δύο άτοµα Η που σχηµατίζουν χηµικό δεσµό D e = ενέργεια δεσµού, D 0 = ενέργεια διάστασης, r e = µήκος δεσµού 1/2hv=ενέργεια µηδενικού σηµείου

ΕΝΕΡΓΕΙΕΣ ΜΗΚΗ ΕΣΜΩΝ Σχέση ενέργειας δεσµού και ενέργειας διάστασης D e =D 0 +1/2hv Στη περίπτωση του Η 2 το 1/2hv=25 kj/mol. Όταν αυξάνει η ατοµική µ µάζα ζ η ν µικραίνει. Για το λόγο αυτό στα άλλα διατοµικά µόρια ισχύει η σχέση D e D 0 Στα πολυατοµικά µόρια η ενέργεια δεσµού λέγεται µέση ενέργεια δεσµού και ισούται µε το µέσο όρο όλο των επιµέρους ενεργειών διάστασης.

ΕΝΕΡΓΕΙΕΣ ΜΗΚΗ ΕΣΜΩΝ Παράγοντες που επηρεάζουν την ενέργεια δεσµού 1. H πολλαπλότητα του δεσµού. Όσο αυξάνει η πολλαπλότητα του δεσµού αυξάνει και η ενέργεια του δεσµού. E-E: 125-505 kj/mol, E=E: 420-710 kj/mol, E E: 800-1090 kj/mol 2. Το µήκος του δεσµού. Όσο αυξάνει το µήκος του δεσµού µειώνεται η ενέργεια του δεσµού. Το HCl έχει µήκος δεσµού 127pm και ενέργεια δεσµού 431 kj/mol ενώ το HBr 141 pm και 366 kj/mol αντίστοιχα. 3. Η πολικότητα του δεσµού. Όσο αυξάνει η πολικότητα αυξάνει η ενέργεια του δεσµού. Το HCl έχει ενέργεια δεσµού 431 kj/mol ενώ το HBr 366 kj/mol

ΕΝΕΡΓΕΙΕΣ ΜΗΚΗ ΕΣΜΩΝ Παράγοντες που επηρεάζουν την µήκος του δεσµού 1. Το µέγεθος των συνδεδεµένων ατόµων H-F < H-Cl < H-Br < H-I 2. H πολικότητα του δεσµού. Όσο αυξάνει η πολικότητα µειώνεται το µήκος του δεσµού H-F < H-Cl < H-Br < H-I 3. Η πολλαπλότητα του δεσµού. µ E-E > E=E > E E

ΠΡΟΤΕΙΝΟΜΕΝΕΣ ΑΣΚΗΣΕΙΣ 1. Κατατάξτε τις παρακάτω ενώσεις κατά σειρά αυξανόµενης γωνίας δεσµών και εξηγείστε την απάντησή σας. α)ash 3,NH 3,PH 3, β) Η 2 Ο, ΟCl 2 2. Ποια η πραγµατική γεωµετρία των παρακάτω µορίων και ιόντων; SnCl 2,PF 3,CO 3 2-,ClF 3,ICl 4-. Να εξηγήσετε τις απαντήσεις σας. 3. ίνονται οι ενώσεις Η 2 Ο και H 2 S. Σε ποια από τις ενώσεις παρατηρούνται µεγαλύτερα µήκη δεσµών και σε ποια µεγαλύτερη ενέργεια δεσµών; Να εξηγηθούν οιαπαντήσεις.