Διεθνές Σύστημα (S.I.)

Web page: www.ma8eno.gr e-mail: vrentzou@ma8eno.gr Η αποτελεσματική μάθηση δεν θέλει κόπο αλλά τρόπο, δηλαδή ma8eno.gr Συνοπτική Θεωρία Χημείας Α Λυκείου Διεθνές Σύστημα (S.I.) Μέγεθος Σύμβολο Μονάδα Σύμβολο Μήκος L μέτρο meter m Μάζα m χιλιόγραμμο Kilogram Kg Χρόνος t δευτερόλεπτο second sec Ένταση ρεύματος i Αμπέρ Amperes A Θερμοκρασία T Βαθμός Κέλβιν Kelvin K Ποσότητα μολ mole mole Ένταση φωτός I Καντέλα Candela cd Πολλαπλάσια - Υποπολλαπλάσια Πολλαπλάσια Υποπολλαπλάσια deka da = 10 1 deci d = 10-1 hecto h = 10 2 centi c = 10-2 Kilo K = 10 3 milli m = 10-3 Mega M = 10 6 micro μ = 10-6 Giga G = 10 9 nano n = 10-9 Terra T = 10 12 pico p = 10-12 Peta P = 10 15 femto f = 10-15 Exa E = 10 18 atto a = 10-18 Μονάδες εμβαδού όγκου Τυπικά είναι το m 2 και το m 3. Οι μετατροπές από τις βασικές μονάδες γίνονται ως εξής: cm = 10-2 m Ο (cm) 2 = (10-2 m) 2 Ο cm 2 = 10-4 m 2 mm = 10-3 m Ο (mm) 3 = (10-2 m) 3 Ο mm 3 = 10-6 m 3 Ακόμα ισχύουν: 1 L = 10-3 m 3, 1 m 3 = 10 3 L 1 L = 10 3 ml, 1 ml = 10-3 L

Πυκνότητα Εκφράζει τη μάζα ενός υλικού που περιέχεται σε ορισμένο όγκο του και υπολογίζεται από τη σχέση ρ = m/v, όπου m η μάζα του υλικού και V ο όγκος του. Δομικά σωματίδια της ύλης Άτομο είναι το μικρότερο σωματίδιο ενός στοιχείου που μπορεί να πάρει μέρος στο σχηματισμό χημικών ενώσεων. Μόριο είναι το μικρότερο κομμάτι μιας καθορισμένης ουσίας (ένωσης ή στοιχείου) που μπορεί να υπάρξει ελεύθερο, διατηρώντας τις ιδιότητες της ύλης από την οποία προέρχεται. Είδη μορίων Χημικά στοιχεία: Αποτελείται από όμοια άτομα με ίδιο ατομικό αριθμό. Χημικές ενώσεις: Αποτελείται από διαφορετικά άτομα με διαφορετικό ατομικό αριθμό. Ατομικότητα στοιχείου : Ο αριθμός των ατόμων που αποτελούν το μόριο ενός χημικού στοιχείου ή μιας χημικής ένωσης. Ατομικότητας στοιχείων σε συνήθεις συνθήκες (Ρ=1atm, θ=25 ο C) Μονοατομικά Διατομικά Τριατομικά O 3 ( όζον) Τετρατομικά Μέταλλο, ευγενή αέρια H P 2,O2, N 2, F2,Cl2, Br2, I2 4, As4, Sb4 Σημείωση: Τα πολυατομικά στοιχεία P, As, Sb, S έχουν μεταβλητή ατομικότητα, η οποία εξαρτάται από τις συνθήκες. Στα μονοατομικά στοιχεία η έννοια του ατόμου και του μορίου ταυτίζονται. Ιόντα είναι φορτισμένα άτομα (μονοατομικά ιόντα) είτε φορτισμένα συγκροτήματα ατόμων (πολυατομικά ιόντα). Οι ενώσεις που αποτελούνται από ιόντα λέγονται ιοντικές ενώσεις, όπως για παράδειγμα το NaCl. Διαφορές άτομο μόριο και άτομο ιόν Άτομο- μόριο Το μόριο υπάρχει ελεύθερο στη φύση διατηρώντας τις ιδιότητες της ύλης από την οποία προέρχεται ενώ για το άτομο δεν ισχύουν πάντα αυτά. Άτομο - ιόν Το άτομο είναι ηλεκτρικά ουδέτερο, ενώ το ιόν έχει ηλεκτρικό φορτίο.

Δομή του ατόμου Μάζα και φορτίο υποατομικών στοιχείων Σωματίδιο Σχετική Σχετικό Θέση Μάζα (g) Φορτίο (σύμβολο) μάζα φορτίο Ηλεκτρόνιο (e) Γύρω από 9,11 10-28 1/1830-1,60 10-19 -1 τον πυρήνα Πρωτόνιο (ρ) Πυρήνας 1,67 10-24 1 + 1,60 10-19 +1 Νετρόνιο (n) Πυρήνας 1,67 10-24 1 0 0 Σε κάθε άτομο ο αριθμός των πρωτονίων του πυρήνα είναι ίσος με τον αριθμό των συνολικών ηλεκτρονίων, με αποτέλεσμα το άτομο να εμφανίζεται ηλεκτρικά ουδέτερο. Ατομικός αριθμός ενός ατόμου ονομάζεται ο αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα του (Ζ). Μαζικός αριθμός (Α) ενός ατόμου ονομάζεται το άθροισμα του αριθμού των πρωτονίων (ρ) και των νετρονίων (η) του πυρήνα του. Η σχέση που συνδέει τον ατομικό και μαζικό αριθμό ενός στοιχείου είναι: A = Z + n Ισότοπα ονομάζονται τα άτομα που έχουν τον ίδιο ατομικό, αλλά διαφορετικό μαζικό αριθμό. Τα ισότοπα έχουν τις ίδιες χημικές ιδιότητες και διαφορετικές φυσικές. Στοιχεία με ίδιο μαζικό και διαφορετικό ατομικό αριθμό ονομάζονται ισοβαρή και διαφέρουν στις φυσικές και χημικές ιδιότητες. Το άτομο ενός στοιχείου συμβολίζεται: Α ΖΧ

Φυσικά και χημικά φαινόμενα Μεταβολές της φυσικής κατάστασης υλικών Φυσικά φαινόμενα : Μεταβολές κατά τις οποίες αλλάζουν μόνο οι φυσικές ιδιότητες των υλικών. Χημικά φαινόμενα: Μεταβολές κατά τις οποίες αλλάζει ριζικά η χημική σύσταση. Φυσικές ιδιότητες χαρακτηρίζονται οι ιδιότητες του σώματος στις οποίες δεν παρατηρείται μεταβολή στη χημική του σύσταση. Φυσικές σταθερές που είναι τα χαρακτηριστικά γνωρίσματα μιας ουσίας είναι σημείο πήξης,σημείο τήξης,σημείο βρασμού,πυκνότητα και ιξώδες Χημικές ιδιότητες χαρακτηρίζονται οι ιδιότητες του σώματος που περιγράφουν τους τρόπους με τους οποίους τα σώματα αλλάζουν χημική σύσταση, δηλαδή μετατρέπονται σε άλλα σώματα. Το ιξώδες είναι μια φυσική ιδιότητα των υγρών που χαρακτηρίζει τη δυσκολία ροής του υγρού. Για παράδειγμα, το μέλι έχει μεγάλο ιξώδες, ενώ το νερό μικρό. Το ιξώδες ελαττώνεται όταν αυξάνεται η θερμοκρασία. Διαφορές χημικών ενώσεων - μιγμάτων Ένωση μίγμα Ορισμός Αποτελείται από δύο ή περισσότερα διαφορετικά εί- Αποτελείται από ένα είδος μορίων. δη μορίων. Σύσταση Καθορισμένη Μεταβλητή Καθορισμένες αλλά διαφορετικές Ιδιότητες από τις ιδιότητες Εμφανίζει τις ιδιότητες των των στοιχείων που την αποτελούν. συστατικών του. Μπορεί να διαχωριστεί στα Μπορεί να διαχωριστεί στα Διαχωρισμός συστατικά της μόνον με χημικές συστατικά του με φυσικές διεργασίες. διεργασίες. Φυσικές σταθερές Έχουν καθορισμένες φυσικές σταθερές. Δεν έχουν καθορισμένες φυσικές σταθερές.

Ταξινόμηση της ύλης - Διαλύματα Ύλη Καθαρές ουσίες Μίγματα Στοιχεία Ενώσεις Ομογενή Ετερογενή Μείγματα: Ονομάζουμε τα σώματα που αποτελούνται από δύο ή περισσότερες χημικές ουσίες, οι οποίες συνυπάρχουν, χωρίς να αντιδρούν μεταξύ τους (σώματα των οποίων η σύσταση δεν είναι σταθερή) Ετερογενή: Τα μείγματα των οποίων τα συστατικά είναι διακριτά. Ομογενή :Τα μείγματα των οποίων τα συστατικά δεν είναι διακριτά με γυμνό μάτι ή κοινό μικροσκόπιο. Τα ομογενή μείγματα ονομάζονται και διαλύματα. Διαλύτη θεωρούμε το συστατικό που έχει την ίδια φυσική κατάσταση με το διάλυμα.στα υγρά διαλύματα ο διαλύτης βρίσκεται συνήθως σε μεγαλύτερη αναλογία. Χημικά στοιχεία και χημικές ενώσεις Χημική ένωση: Κάθε ουσία η οποία έχει σταθερή σύσταση και διασπάται σε απλούστερες ουσίες. Χημικά στοιχεία: Οι ουσίες που δε διασπώνται σε άλλες πιο απλές ουσίες. Τα περισσότερα χημικά στοιχεία είναι μέταλλα όπως ο σίδηρος, ο χαλκός, ο χρυσός, ο άργυρος, ο υδράργυρος, το αργίλιο (αλουμίνιο), ο μόλυβδος κ.ά. ή αμέταλλα, όπως είναι το οξυγόνο, το υδρογόνο, το άζωτο, ο άνθρακας, το θείο κ.ά. Χημικά στοιχεία Χημικές ενώσεις Τα μόριά τους αποτελούνται από όμοια άτομα. Τα μόριά τους αποτελούνται από διαφορετικά άτομα. Δύο ή περισσότερα είδη μορίων Μη σταθερή σύσταση Τα συστατικά διατηρούν τις ιδιότητες τους. Μη καθορισμένες φυσικές σταθερές Διαχωρίζεται στα συστατικά με φυσικές μεθόδους Μέταλλα: Διαφορές Μιγμάτων Χημικών Ενώσεων Ένα είδος μορίων Σταθερή σύσταση Ιδιότητες διαφορετικές των συστατικών τους Καθορισμένες φυσικές σταθερές Διαχωρίζεται στα συστατικά με χημικές μεθόδους α. Είναι στερεά, εκτός από τον υδράργυρο (Hg) που είναι υγρός. β. Είναι αγωγοί της θερμότητας και του ηλεκτρισμού. γ. Είναι ελατά (μπορούν να γίνουν ελάσματα), είναι όλκιμα (μπορούν κα γίνουν σύρματα).

δ. Μετατρέπονται σχετικά εύκολα σε θετικά ιόντα. Αμέταλλα: α. Είναι αέρια ή στερεά (εκτός από το Br 2 που είναι υγρό). β. Δεν είναι αγωγοί της θερμότητας και του ηλεκτρισμού. γ. Δεν είναι ελατά ούτε όλκιμα. δ. Μετατρέπονται σχετικά εύκολα σε αρνητικά ιόντα. Ημιμέταλλα ή μεταλλοειδή: Ονομάζονται τα στοιχεία εκείνα που εμφανίζουν μερικές μόνο ιδιότητες των μετάλλων ή εμφανίζουν ιδιότητες «μεταξύ» μετάλλου και αμετάλλου (ημιμέταλλα ή μεταλλοειδή). Κράμα ονομάζουμε κάθε ομογενές μίγμα με μεταλλικές ιδιότητες που ένα τουλάχιστον από τα συστατικά του είναι μέταλλο. Διαλύματα Διάλυμα ονομάζουμε κάθε ομογενές μείγμα που αποτελείται από δύο ή περισσότερες ουσίες. Διαλυτότητα ονομάζεται το ποσό της διαλυμένης ουσίας που μπορεί να διαλυθεί σε ορισμένη ποσότητα διαλύτη και υπό ορισμένες συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας ώστε να προκύψει κορεσμένο διάλυμα. Η διαλυτότητα των στερεών σε υγρό διαλύτη αυξάνει με τη αύξηση της θερμοκρασίας ενώ εκείνη των αερίων μειώνεται. Η διαλυτότητα των αερίων αυξάνει με τη αύξηση της πίεσης. Η διαλυτότητα μπορεί να εκφρασθεί: α) Σε gr διαλυμένης σε 100gr διαλύτη σε ορισμένες συνθήκες. β) Σε gr διαλυμένης ουσίας σε 100ml διαλύτη σε ορισμένες συνθήκες. γ) Σε moles διαλυμένης ουσίας σε 1 λίτρο διαλύτη σε ορισμένες συνθήκες. Περιεκτικότητα % βάρος κατ όγκο (% w/v.) πόσα γραμμάρια διαλυμένης ουσίας περιέχονται σε 100 ml διαλύματος. Περιεκτικότητα % κατά βάρος (% w/w.) πόσα γραμμάρια διαλυμένης ουσία περιέχονται σε 100 γραμμάρια διαλύματος. Περιεκτικότητα % όγκο κατ όγκο (% v/v ή vol ) πόσα ml διαλυμένης ουσίας περιέχονται σε 100 ml διαλύματος. Μοριακότητα κατ όγκο ή μοριακή συγκέντρωση Μ (MOLARITY) πόσα mol διαλυμένης ουσίας περιέχονται σε 1 ΛΙΤΡΟ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ. n C = (V σε λίτρα). V Ηλεκτρονιακή δομή ατόμων Κανόνες ηλεκτρονιακής δόμησης 1. Τα ηλεκτρόνια τείνουν να καταλαμβάνουν στιβάδες με τη μικρότερη ενέργεια (αρχή ελαχίστης ενέργειας). Δηλαδή οι στιβάδες συμπληρώνονται σύμφωνα με τη σειρά που αυξάνεται η ένεργειά τους (K < L < M < N < O < P < Q ). 2. Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που μπορεί να πάρει καθεμία από τις τέσσερις πρώτες στιβάδες, δίνεται από τον τύπο 2n 2, όπου n = 1, 2, 3, 4 είναι ο κύριος κβαντικός αριθμός, δηλαδή ο αριθμός της στιβάδας.

Στιβάδα Μέγιστος αριθμός e Κ (n = 1) 2. 1 2 = 2 L (n = 2) 2. 2 2 = 8 M (n = 3) 2. 3 2 = 18 N (n = 4) 2. 4 2 = 32 3. H εξωτερική στιβάδα ενός ατόμου (η τελευταία στιβάδα) δεν μπορεί να έχει περισσότερα από 8 ηλεκτρόνια. Αν η εξωτερική στιβάδα είναι η Κ, συμπληρώνεται με 2 ηλεκτρόνια. 4. Η προτελευταία στιβάδα δεν μπορεί να έχει περισσότερα από 18 ηλεκτρόνια, αλλά ούτε και λιγότερα από 8. Αν η προτελευταία στιβάδα είναι η Κ, συμπληρώνεται με δύο ηλεκτρόνια. 5. Πρώτα συμπληρώνουμε τη στιβάδα Κ με 2 ηλεκτρόνια, μετά τη στιβάδα L με 8 ηλεκτρόνια κ.ο.κ. μέχρι να κατανεμηθούν όλα τα ηλεκτρόνια του ατόμου. 6. Σε ουδέτερο άτομο: ο ατομικός αριθμός Ζ του στοιχείου δείχνει τον αριθμό των πρωτονίων στον πυρήνα του ατόμου, άρα και τον αριθμό των ηλεκτρονίων του. 7. Σε ένα κατιόν: ο αριθμός των ηλεκτρονίων είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων του ουδέτερου ατόμου, αν αφαιρέσουμε τόσα ηλεκτρόνια όσο είναι το φορτίο του ιόντος. 8. Σε ένα ανιόν: ο αριθμός των ηλεκτρονίων είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων του ουδέτερου ατόμου, αν προσθέσουμε τόσα ηλεκτρόνια όσο είναι το φορτίο του ιόντος. Τα ηλεκτρόνια που βρίσκονται στην εξωτερική στιβάδα έχουν την περισσότερη ενέργεια και όσο πλησιάζουμε στον πυρήνα η ενέργεια αυτή ελαττώνεται. Περιοδικός πίνακας Περίοδος είναι η οριζόντια σειρά του ΠΠ που έχει τα στοιχεία με αυξανόμενο κατά ένα ατομικό αριθμό και ίδιο αριθμό στιβάδων. Έχουμε 7 περιόδους και μάλιστα ο αριθμός του κύριου κβαντικού αριθμού της εξωτερικής στιβάδας του ατόμου του στοιχείου συμπίπτει με τον αριθμό της περιόδου στην οποία βρίσκεται αυτό. Οι κάθετες στήλες του ΠΠ ονομάζονται ομάδες. Τα στοιχεία της ίδιας ομάδας έχουν παρόμοιες χημικές ιδιότητες. Γενικά ο αριθμός ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας των στοιχείων συμπίπτει με τον αριθμό της κύριας ομάδας. Αυτό οφείλεται στο ότι τα στοιχεία της ίδιας ομάδας έχουν ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα. Χημικός δεσμός Είναι η ελκτική δύναμη που συγκρατεί μεταξύ τους τα άτομα, τα ιόντα ή τα μόρια όταν σχηματίζουν χημικές ενώσεις. Η αιτία της δημιουργίας Χημικών δεσμών είναι η τάση των σωμάτων να μεταβούν σε καταστάσεις μικρότρης ενέργειας. Το μέγεθος του ατόμου καθορίζει σε μεγάλο βαθμό τις ελκτικές δυνάμεις που ασκεί ο πυρήνας στα ηλεκτρόνια

της εξωτερικής στοιβάδας. Η ελκτική δύναμη μεταξύ πυρήνα και ηλεκτρονίων μειώνεται όσο αυξάνεται η ατομική ακτίνα.

Η ατομική ακτίνα αυξάνεται προς τα αριστερά ενώ ο ηλεκτραρνητικός χαρακτήρας μειώνεται Σειρά δραστικότητας μετάλλων Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb H, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au Σειρά δραστικότητας αμετάλλων F 2, O, O 3, Cl 2, Br 2, O 2, I 2, S, P, N, C, Si Είδη δεσμών Ιοντικός δεσμός ονομάζεται ο χημικός δεσμός που δημιουργείται λόγω των ελκτικών δυνάμεων αντιθέτως φορτισμένων ιόντων λέγεται και ετεροπολικός, αφού η δημιουργία του οφείλεται στα ιόντα. Οι δυνάμεις αυτές ονομάζονται ηλεκτροστατικές ή δυνάμεις Coulomb. Ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται ο δεσμός που προκύπτει από την αμοιβαία συνεισφορά μονήρων ηλεκτρονίων σθένους από δύο όμοια ή ανόμοια άτομα.

Ιοντικός δεσμός Προϋπόθεση για το σχηματισμό του είναι να υπάρχει Μέταλλο και Αμέταλλο Όταν σχηματίζεται ιοντικός δεσμός δεν είναι απαραίτητο ο αριθμός των ηλεκτρονίων που αποβάλλει το άτομο του ηλεκτροθετικού στοιχείου να είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που προσλαμβάνει το άτομο του ηλεκτραρνητικού στοιχείου. Χαρακτηριστικά ιοντικών ενώσεων 1. Στις ιοντικές ενώσεις τα ιόντα συγκρούονται με ηλεκτροστατικές δυνάμεις και διατάσσονται στο χώρο, σε καθορισμένες θέσεις, σχηματίζοντας κρυσταλλικό πλέγμα με συγκεκριμένο γεωμετρικό σχήμα. 2. Οι ιοντικές ενώσεις είναι στερεά σώματα με υψηλά σημεία τήξης και ζέστης εξαιτίας των δυνάμεων Coulomb που είναι ισχυρές ελκτικές δυνάμεις. 3. Τα διαλύματα και τα πήγματα ων ιοντικών ενώσεων είναι καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού δηλαδή επιτρέπουν να περνά ηλεκτρικό ρεύμα μέσα από τη μάζα τους, λόγω της ύπαρξης ιόντων.

4. Οι ιοντικές ενώσεις διαλύονται εύκολα στο νερό αν και υπάρχουν και δυσδιάλυτες ιοντικές ενώσεις. 5. Οι ιοντικές ενώσεις είναι κυρίως άλατα, τα υδροξείδια των μετάλλων και τα οξείδια των μετάλλων. 6. Δεν αποτελούνται από μόρια. Ομοιοπολικός δεσμός Με ομοιοπολικό δεσμό συνδέονται μεταξύ τους τα αμέταλλα που ανήκουν στις ομάδες IVA, VA, VIA, VIIA και το υδρογόνο. Χαρακτηριστικά ομοιοπολικών ενώσεων Οι δομικές μονάδες τους είναι πολωμένα ή μη πολωμένα μόρια. Οι δυνάμεις μεταξύ των μορίων είναι ασθενείς και για το λόγο αυτό σχηματίζουν μαλακά στερεά με χαμηλά σήματα τήξης ή υγρά με χαμηλά σημεία βρασμού ή αέρια. Εξαίρεση αποτελεί η περίπτωση του γραφίτη και του διαμαντιού που χαρακτηρίζονται από εξαιρετική σκληρότητα και πολύ υψηλά σημεία τήξεως. Σε συνηθισμένες συνθήκες είναι αέρια. Είναι δυσδιάλυτες στο νερό. Σε καθαρή κατάσταση είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού και μόνο τα υδατικά διαλύματα ορισμένων ομοιοπολικών ενώσεων (nx οξέων) άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα. Είναι κυρίως ενώσεις μεταξύ αμετάλλων. Πολικοί και μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί Δύο e - του Η 2 μοιράζονται ίσα μεταξύ των δύο πυρήνων. Με άλλα λόγια το ένα e - έχει τόσες πιθανότητες να

βρεθεί μεταξύ των δύο πυρήνων όσο και το άλλο. Δεσμοί αυτού του είδους ονομάζονται μη πολικοί. Οι μη πολικοί δεσμοί βρίσκονται σε μόρια των οποίων τα άτομα είναι παρόμοια, π.χ. Η 2, F 2 κλπ. Στο μόριο HF η διασπορά των ηλεκτρονίων σθένους είναι διαφορετική από αυτή που μελετήθηκε στα Η 2 ή F 2. Εδώ η πυκνότητα του ηλεκτρονικού σύννεφου είναι μεγαλύτερη τριγύρω από τον πυρήνα του φθορίου. Τα e - σθένους, κατά μέσω όρο, βρίσκονται κοντύτερα στο φθόριο και μακρύτερα από το υδρογόνο. Η F Η ικανότητα ενός ατόμου να έλκει τα e- ενός ομοιοπολικού δεσμού ονομάζεται ηλεκτροαρνητικότητα. Όσο μεγαλύτερη η ηλεκτροαρνητικότα τόσο μεγαλύτερη η τάση του ατόμου να δεσμεύει e -. Σημείωση: Ένα στοιχείο για να σχηματίσει ιοντικό δεσμό πρέπει να είναι μέταλλο και ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που μπορεί να αποβάλλει είναι τρία ηλεκτρόνια έτσι μπορεί να σχηματίσει μέχρι τρις ιοντικούς δεσμούς ενώ ο μέγιστος αριθμός των ομοιοπολικών δεσμών που μπορεί να κάνει ένα άτομο ισούται με το μέγιστο αριθμό των μονήρη ηλεκτρονίων που διαθέτει το άτομο δηλαδή τέσσερις. Αριθμοί Οξείδωσης, ρίζες και Ονοματολογία Σθένη χημικών στοιχείων Μέταλλα Αμέταλλα Li, K, Na, +1 F -1 Ag Ba, Ca, +2 H +1 (-1) Mg, Zn Al, Bi +3 O -2 (-1, +2) Cu, Hg +1, +2 Cl, Br, -1 (+1, +3, +5, +7) I Fe, Co, Ni +2, +3 S -2 (+4, +6) Pb, Sn, Pt +2, +4 N. P -3 (+3, +5) Mn +2, +4, C, Si -4, +4 +7 Cr +2, +3, +6 B -3, +3

Σθένη πολυατομικών ιόντων NO 3 νιτρική CN κυανίου HSO 4 NO 2 νιτρώδης ClO 4 υπερχλωρική HSO 3 όξινη θειική όξινη θειώδης CO 2 3 SO 2 4 SO 2 3 PO 3 4 PO 3 3 ανθρακική ClO χλωρική HCO 3 3 όξινη ανθρακική θειική ClO 2 2 χλωριώδες HPO 4 όξινη φωσφορική θειώδης ClO υποχλωριώδες H 2 PO δισόξινη 4 φωσφορική φωσφορική φωσφορώδης MnO 2 4 OH υδροξυλίου Cr 2 O 2 7 μαγγανική MnO 4 υπερμαγγανική διχρωμική HS όξινη θειούχος NH + 4 2 αμμωνίου CrO 4 χρωμική Ονοματολογία χημικών στοιχείων Ονομασία Σύμβολο Ονομασία Σύμβολο Ονομασία Σύμβολο Άζωτο N Κάλιο K Ουράνιο U Άνθρακας C Κασσίτερος Sn Πυρίτιο Si Αντιμόνιο Sb Κοβάλτιο Co Σίδηρος Fe Αργίλιο Al Λευκόχρυσος Pt Υδράργυρος Hg Αργό Ar Λίθιο Li Υδρογόνο H Άργυρος Ag Μαγγάνιο Mn Φθόριο F Ασβέστιο Ca Μαγνήσιο Mg Φώσφορος P Βάριο Ba Μόλυβδος Pb Χαλκός Cu Βρώμιο Br Νάτριο Na Χλώριο Cl Ήλιο He Νέο Ne Χρυσός Au Θείο S Νικέλιο Ni Χρώμιο Cr Ιώδιο I Οξυγόνο O Ψευδάργυρος Zn ΠΡΑΚΤΙΚΟΙ ΚΑΝΟΝΕΣ ΓΙΑ ΤΗΝ ΕΥΡΕΣΗ ΤΟΥ ΑΡΙΘΜΟΥ ΟΞΕΙΔΩΣΗΣ 1. Στοιχείο ελεύθερο με ατομική ή μοριακή μορφή έχει αριθμό οξείδωσης 0. 2. Ο αριθμός οξείδωσης στοιχείου που βρίσκεται με τη μορφή ιόντος ταυτίζεται με το φορτίο του ιόντος. πχ: CaCl 2 Ca:2 Cl:-1 3. Το Ο στις ενώσεις του έχει αριθμό οξείδωσης -2, εκτός από τα υπεροξείδια όπου έχει -1 και από την ένωση OF 2 στην οποία έχει 2. πχ: H 2 O O:-2, H 2 O 2 O:-1. 4. Το Η στις ενώσεις του με αμέταλλα έχει αριθμό οξείδωσης 1 και στις ενώσεις του με μέταλλα έχει αριθμό οξείδωσης -1 πχ: H 2 S H:1, NaH H:-1. 5. Το αλγεβρικό άθροισμα των αριθμών οξείδωσης των στοιχείων μιας ένωσης ισούται με μηδέν και ενός ιόντος ισούται με το φορτίο του ιόντος. ΚΥΡΙΟΤΕΡΕΣ ΚΑΤΗΓΟΡΙΕΣ ΑΝΑΓΩΓΙΚΩΝ 1. Στοιχεία Μέταλλα: οξείδια ή άλατα. Αμέταλλα οξείδια ή οξέα 2. Τα υδραλογόνα, το υδρόθειο και τα άλατά τους, δίνουν αλογόνο ή θείο αντίστοιχα. 3. Οξείδια αμετάλλων, οξέα και άλατα στα οποία το αμέταλλο βρίσκεται με το μικρότερο αριθμό οξείδωσης, μετατρέπονται σε οξέα ή άλατα στα οποία το αμέταλλο βρίσκεται με το μεγαλύτερο αριθμό οξείδωσης.

(3) (5) P 2 O 3 +. H 3 PO 4 +.. (3) (5) H 3 PO 3 +. H 3 PO 4 +.. (4) (6) Na 2 SO 3 +. Na 2 SO 4 +. 4. Οξείδια και άλατα μετάλλων μεταβλητού αριθμού οξείδωσης, στα οποία το μέταλλο βρίσκεται με το μικρότερο αριθμό οξείδωσης, μετατρέπονται σε άλατα στα οποία το μέταλλο βρίσκεται με το μεγαλύτερο αριθμό οξείδωσης. Cu 2 O + Cu 2+ +. // FeCl 2 +. FeCl 3 +. ΚΥΡΙΟΤΕΡΕΣ ΚΑΤΗΓΟΡΙΕΣ ΟΞΕΙΔΩΤΙΚΩΝ 1. HNO 3 (αραιό) +. ΝΟ +. HNO 3 (πυκνό) +. ΝΟ 2 +. H 2 SO 4 (πυκνό) +. SΟ 2 +. 2. MnO 2 +. Mn 2+ + KMnO 4 +. K + + Mn 2+ + K 2 Cr 2 O 7 +. K + + Cr 3+ + 3. Οξείδια των μετάλλων που είναι λιγότερο ηλεκτροθετικά του Η. Μετατρέπονται σε μέταλλο και Ο. CuO +. Cu + // Ag 2 O +. Ag + 4. Τα υπεροξείδια. Μετατρέπονται σε κανονικά οξείδια και Ο. H 2 O 2 +. H 2 O +. 5. Τα πολύ ηλεκτροαρνητικά αμέταλλα όπως F και Ο, δρουν ως οξειδωτικά. Όλα τα αμέταλλα όταν αντιδρούν με μέταλλα δρουν ως οξειδωτικά. Εύρεση αριθμού οξείδωσης Να υπολογιστούν οι αριθμοί οξείδωσης των στοιχείων στις παρακάτω ενώσεις: α) του S στο Na 2 SO 4 β) του Ν στο KNO 3 γ) του P στο H 3 PO 4 α) Οι αριθμοί οξείδωσης για το Na είναι +1 και για το Ο είναι -2, άρα θα έχουμε: 2(+1) +X +4(-2) = 0 άρα X = +6 β) Οι αριθμοί οξείδωσης για το Κ είναι +1 και για το Ο είναι -2, άρα θα έχουμε: (+1) +Χ + 3(-2) = 0 άρα Χ = +5 γ) Οι αριθμοί οξείδωσης για το Η είναι +1 και για το Ο είναι -2, άρα θα έχουμε: 3(+1) +X +4(-2) = 0 άρα X= +5 Να υπολογιστούν οι αριθμοί οξείδωσης των στοιχείων στα παρακάτω ιόντα: α) του Cr στο διχρωμικό ιόν, Cr 2 O 7 2- β) του S στο θειώδες ιόν, SO 3 2 - γ) του Ν στο αμμώνιο, ΝΗ 4 + α) Ο αριθμός οξείδωσης του Ο είναι -2, άρα θα έχουμε: 2Χ + 7(-2) = -2 άρα Χ = +6 β) Ο αριθμός οξείδωσης του Ο είναι -2, άρα θα έχουμε: X + 3(-2) = -2 άρα X = +4

Γραφή Χημικών τύπων Ονοματολογία Μοριακός τύπος ανόργανης ένωσης Α +x B -y => A y B X Οξειγονούχα Α - οξύ H 2 SO 4 : θειικό οξύ Οξέα Η Χ Α Υδρο - Α HCl Υδροχώριο Μη Οξειγονούχα Υδροξείδιο του Μ NaOH: Υδροξείδιο του Νατρίου Βάσεις Μ(OH) X NaCl: Χλωριούχο νατριο Μη οξειγονούχα Α - ούχο Μ Άλατα Μ χ Α y Α + Μ ΚNO 3 : Νιτρικό κάλιο οξειγονούχα Οξείδια Σ χ Ο Υ Οξείδια Αμετάλλων Ανάλογα με τον αριθμό των οξυγόνων CO : μονοξείδιο του άνθρακα Ν 2 Ο 3 :Τριοξείδιο του Άνθρακα