Γενική & Ανόργανη Χημεία 2017-18
118 στοιχεία στον Περιοδικό Πίνακα 92 φυσικά Υπόλοιπα: Συνθετικά Tεχνήτιο (Ζ=43) το πρώτο συνθετικό στοιχείο το οποίο ανακαλύφθηκε, Συμπλήρωσε το κενό μεταξύ, Μολυβδαινίου (Ζ=42) και Ρουθηνίου (Ζ=44) Τα Προμήθιο (Ζ=61), Αστάτιο (Ζ=85), Φράνκιο (Ζ=87) και τα υπερουράνια στοιχεία συναποτελούν τα συνθετικά στοιχεία. Υπερουράνια, ονομάζονται τα στοιχεία με ατομικό αριθμό μεγαλύτερο του ουρανίου(ζ=92). Η ανακάλυψη συνθετικών στοιχείων σταθμός Dr. Glenn Seaborg,Dr. Edwin McMillan, Βραβείο Nobel Χημείας για την ανακάλυψη των υπερουράνιων στοιχείων. Γενική & Ανόργανη Χημεία 2017-18
Γενική & Ανόργανη Χημεία 2017-18
Γενική & Ανόργανη Χημεία 2017-18
Περιοδικότητα Η ενέργεια ιοντισμού μειώνεται προς τα κάτω σε μια ομάδα
Ενέργεια ιοντισμού Η ενέργεια ιοντισμού συνοδεύει την απομάκρυνση ηλεκτρονίωνδημιουργία κατιόντων Η ενέργεια που απαιτείται για την απόσπαση ενός επιπλέον ηλεκτρονίου από ένα άτομο απαιτεί πολύ περισσότερη ενέργεια
Ενέργεια Ιοντισμού Η δεύτερη και η Τρίτη ενέργειες ιοντισμού παρίστανται με τα σχήματα : X + (g) + ενέργεια X 2+ (g) + e - X 2+ (g) + ενέργεια X 3+ (g) + e - Απαιτείται περισσότερη ενέργεια για την απόσπαση του 2 ου ηλεκτρονίου, και ακόμα περισσότερη για την απόσπαση του 3 ου
Ενέργεια Ιοντισμού /kjmol -1 Ατομικός Αριθμός, Ζ
Η Ενέργεια Ιοντισμού Εξαιρέσεις στην περιοδικότητα: B, Al, Ga, κτλ.: Οι ενέργειες ιοντισμού τους είναι ελαφρώς μικρότερες από τις αντίστοιχες τιμές των στοιχείων τα οποία προηγούνται αυτών στην περίοδό τους. Πρό του ιοντισμού η διαμόρφωση είναι: ns 2 np 1. Μετά τον ιοντισμό η διαμόρφωση είναι: ns 2. Υψηλότερη ενέργεια μικρότερη ακτίνα. Στοιχεία της ομάδας 6A. Πρό του ιοντισμού η διαμόρφωση είναι: ns 2 np 4. Μετά τον ιοντισμό η διαμόρφωση είναι: ns 2 np 3 όπου κάθε p ηλεκτρόνιο σε διαφορετικό τροχιακό (Κανόνας Hund). Απώσεις μεταξύ δύο ηλεκτρονίων του αυτού τροχιακού οδηγούν σε αύξηση της ενέργειας (μειώνουν την E I ).
Πρώτη ενέργεια ιοντισμούkjmol -1 Κορυφή στο Mg και πλατώ μεταξύ P και S. Γιατί;; Στοιχείο
Ενέργεια Ιοντισμού (KJ/mol) Z Τα μερικώς συμπληρωμένα τροχιακά είναι καθοριστικής σημασίας για την ενέργεια
Παράδειγμα: Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 [Ne] ηλεκτρόνια σθένους Εσωτερικά ηλεκτρόνια IE 1 = 735 kj/mol Mg + (g) [Ne] 3s 1 IE 2 = 1445 kj/mol Mg +2 (g) [Ne] IE 3 = 7730 kj/mol Mg +3 (g) 1s 2 2s 2 2p 5
Ενέργεια ιοντισμού Ενέργειες ιοντισμού του Al: Al(g) Al + (g) + e - I 1 = 580 kj/mol 1η ενέργεια ιοντισμού Al + (g) Al 2+ (g) + e - I 2 = 1815 kj/mol 2η ενέργεια ιοντισμού Al 2+ (g) Al 3+ (g) + e - I 3 = 2750 kj/mol 3η ενέργεια ιοντισμού Al 3+ (g) Al 4+ (g) + e - I 4 = 11,600 kj/mol 4η ενέργεια ιοντισμού Al: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 1 ο ηλεκτρόνιο: 3p ηλεκτρόνιο σθένους 2 ο ηλεκτρόνιο: 3s ηλεκτρόνιο σθένους 3ο ηλεκτρόνιο: 3s ηλεκτρόνιο σθένους 4 ο ηλεκτρόνιο: 2p εσωτερικό ηλεκτρόνιο! Απαιτείται κατά πολύ μεγαλύτερη ενέργεια για την απόσπαση εσωτερικών ηλεκτρονίων
Η ενέργεια ιοντισμού 4 η 3 η 2 η 1 η
Απομάκρυνση περισσοτέρων του ενός ηλεκτρονίων Ενέργεια ιοντισμού ( kj/mol) 1 2 3 4 5 6 7 8 H 1312 He 2372 5250 Li 520 7297 11810 Be 899 1757 14845 21000 B 800 2426 3659 25020 32820 C 1086 2352 4619 6221 37820 47260 N 1402 2855 4576 7473 9442 53250 64340 O 1314 3388 5296 7467 10987 13320 71320 84070 F 1680 3375 6045 8408 11020 15160 17860 92010 Ne 2080 3963 6130 9361 12180 15240 Na 496 4563 6913 9541 13350 16600 20113 25666 Mg 737 1450 7731 10545 13627 17995 21700 25662
Μονοατομικά ιόντα Στοιχεία κυρίων ομάδων Τα στοιχεία των ομάδων 1A, 2A, 6A και 7A τα οποία σχηματίζουν εύκολα ιόντα χάνουν ή κερδίζουν ηλεκτρόνια προκειμένου να αποκτήσουν συμπληρωμένη στιβάδα σθένους και άρα δομή ευγενούς αερίου. Τα ιόντα τους λέγονται ισοηλεκτρονικά με τα πλησιέστερα ευγενή αέρια. Τα στοιχεία των ομάδων 3A, 4A και 5A σχηματίζουν κατιόντα με διαφορετικό τρόπο: αποκτούν δομές ψευδοευγενών αερίων. Sn ([Kr]5s 2 4d 10 5p 2 ) Sn +4 ([Kr]4d 10 ) + 4e - Sn ([Kr]5s 2 4d 10 5p 2 ) Sn +2 ([Kr]5s 2 4d 10 ) + 2e -
Μεταβλητό σθένος Στα βαρύτερα στοιχεία τα εξωτερικά ηλεκτρόνια συγκρατούνται χαλαρότερα Μεταβλητό σθένος
Ιόντα κυρίων ομάδων και διαμορφώσεις ευγενών αερίων Πρόσληψη ηλεκτρονίων Απώλεια ηλεκτρονίων
Το Αδρανές Ζεύγος Παρόλο ότι το αργίλιο και το ίνδιο ανήκουν στην ομάδα 13, το μεν αργίλιο σχηματίζει ιόντα Al 3+, Αλλά το ίνδιο, σχηματίζει τόσο In 3+ όσο και ιόντα In +. Η τάση σχηματισμού ιόντων με φορτίο, δύο μονάδες μικρότερο από το αναμενόμενο για τον αριθμό της αντίστοιχης ομάδας, ονομάζεται φαινόμενο αδρανούς ζεύγους. Άλλο παράδειγμα φαινομένου αδρανούς ζεύγους, συναντάται στην Ομάδα 14: Ο κασσίτερος, σχηματίζει οξείδιο του κασσιτέρου (IV) κατά τη θέρμανσή του στον αέρα, αλλά το βαρύτερό του άτομο του μολύβδου χάνει τα δύο του p ηλεκτρόνια και σχηματίζει οξείδιο του μολύβδου (II). Το oξείδιο του κασσιτέρου (II) είναι δυνατόν να παρασκευασθεί, αλλά οξειδώνεται ταχύτατα στο οξείδιο του κασσιτέρου (IV). Ο μόλυβδος, εμφανίζει φαινόμενο αδρανούς ζεύγους εντονότερα. Γενική & Ανόργανη Χημεία 2016-17
Το φαινόμενο του αδρανούς ζεύγους, οφείλεται εν μέρει στις σχετικές ενέργειες των p- και s- ηλεκτρονίων στους φλοιούς σθένους. Στις τελευταίες περιόδους του περιοδικού πίνακα, τα ηλεκτρόνια σθένους s, έχουν πολύ χαμηλή ενέργεια λόγω της μεγάλης τους διείσδυσης και της μικρής θωράκισης των ηλεκτρονίων d. Τα s ηλεκτρόνια σθένους λοιπόν, είναι δυνατόν να παραμείνουν συνδεδεμένα με τα άτομα κατά το σχηματισμό ιόντων. Το φαινόμενο του αδρανούς ζεύγους, είναι εντονώτερο στα βαρύτερα μέλη μιας ομάδας στα οποία, η διαφορά ενέργειας μεταξύ s- και ηλεκτρονίων είναι μέγιστη Ακόμα και στην περίπτωση αυτή, το ζεύγος των ηλεκτρονίων s-είναι δυνατό να απομακρυνθούν από το άτομο, υπό δραστικές πειραματικές συνθήκες. Το αδρανές ζεύγος θα ήταν καλύτερα να ονομαζόταν ράθυμο ζεύγος. Γενική & Ανόργανη Χημεία 2016-17