Η παρουσίαση φορτώνεται. Παρακαλείστε να περιμένετε

Η παρουσίαση φορτώνεται. Παρακαλείστε να περιμένετε

ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.1: ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΟΙ ΤΥΠΟΙ LEWIS (α) ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ ΒΑΣΙΚΕΣ ΑΡΧΕΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΗΣ ΘΕΩΡΙΑΣ ΣΘΕΝΟΥΣ (Kossel, Lewis)  Στους χημικούς.

Παρόμοιες παρουσιάσεις


Παρουσίαση με θέμα: "ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.1: ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΟΙ ΤΥΠΟΙ LEWIS (α) ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ ΒΑΣΙΚΕΣ ΑΡΧΕΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΗΣ ΘΕΩΡΙΑΣ ΣΘΕΝΟΥΣ (Kossel, Lewis)  Στους χημικούς."— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.1: ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΟΙ ΤΥΠΟΙ LEWIS (α) ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ ΒΑΣΙΚΕΣ ΑΡΧΕΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΗΣ ΘΕΩΡΙΑΣ ΣΘΕΝΟΥΣ (Kossel, Lewis)  Στους χημικούς δεσμούς μετέχουν μόνο τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας (ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑ ΣΘΕΝΟΥΣ).  Σύμφωνα με τον κανόνα της οκτάδας, τα άτομα δίνουν ή παίρνουν ηλεκτρόνια (ΕΤΕΡΟΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ), ή συνεισφέρουν (ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ), προκειμένου να αποκτήσουν ΔΟΜΗ ΕΥΓΕΝΟΥΣ ΑΕΡΙΟΥ, δηλαδή εξωτερική στιβάδα 8 ηλεκτρονίων (ή 2 για την Κ) Υπενθυμίζεται ότι: ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ  ΑΛΑΤΑ (π.χ. NaCl, CaSO 4 )  ΟΞΕΙΔΙΑ ΜΕΤΑΛΛΩΝ (π.χ. FeO, Na 2 O)  ΥΔΡΟΞΕΙΔΙΑ ΜΕΤΑΛΛΩΝ (π.χ. ΝαΟΗ)  ΥΔΡIΔΙΑ ΜΕΤΑΛΛΩΝ (π.χ. ΝaΗ) ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ  ΜΟΡΙΑ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ (π.χ. Ο 2, Ν 2 )  ΟΞΕΑ (π.χ. HCl, HNO 3 )  ΟΞΕΙΔΙΑ ΑΜΕΤΑΛΛΩΝ (Π.χ. SO 2, NO)  ΔΥΑΔΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΜΕΤΑΞΥ ΑΜΕΤΑΛΛΩΝ (π.χ. ΝΗ 3 )  ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ (Συνήθως) (π.χ.CH 4 ) ΣΥΜΒΟΛΟ ΣΤΟΙΧΕΙΟΥ ΚΑΤA LEWIS ME 6 ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑ ΣΘΕΝΟΥΣ 1.Να αναγνωρίσετε το είδος του δεσμού (ιοντικός ή ομοιοπολικός) που θα σχηματισθεί μεταξύ των παρακάτω στοιχείων: Α) Ηλεκτροθετικού στοιχείου Χ της 3 ης περιόδου και ηλεκτραρνητικού στοιχείου Ψ. Β) Ηλεκτραρνητικού στοιχείου Ψ και ηλεκτραρνητικού στοιχείου Ζ. Γ) Μετάλλου Χ και του 16 S. Δ) Άνθρακα και υδρογόνου. Ε) Οξυγόνου και του 15 P. 2.Να συμβολίσετε κατά Lewis τα στοιχεία: 20 Ca, 8 O, 17 Cl, 6 C, 20 Ca 2+, 9 F -. 3.Ποιες από τις παρακάτω ουσίες είναι ιοντικές και ποιες ομοιοπολικές; CaS, NaNO 3, Ba(OH) 2, CO, C 2 H 4, HOCl. Υπάρχουν μόρια που ΔΕΝ ΑΚΟΛΟΥΘΟΥΝ ΤΟΝ ΚΑΝΟΝΑ ΤΗΣ ΟΚΤΑΔΑΣ, τα άτομα που τα αποτελούν. Π.χ. Στο BF 3, το Β έχει 6 ηλεκτρόνια σθένους (Μόριο ελλιπές ηλεκτρονίων), ενώ στον PCl 5 o P έχει 10 ηλεκτρόνια ηλεκτρόνια σθένους (Μόριο υπερσθενές) Λεωνίδα Τζιανουδάκη ΠΡΟΣΟΧΗ

2 ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.1: ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΟΙ ΤΥΠΟΙ LEWIS (β) ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ ΔΙΑΔΙΚΑΣΙΑ ΕΥΡΕΣΗΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΟΥ ΤΥΠΟΥ LEWIS Παράδειγμα: SO 3 (Ατομικοί αριθμοί S:16, O:8) 1.Απαριθμούνται τα συνολικά ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων του μορίου. Σε πολυατομικά ανιόντα ή κατιόντα προστίθενται ή αφαιρούνται τόσα ηλεκτρόνια όσο το φορτίο του ιόντος 2.Συνδέεται το κεντρικό άτομο με απλούς δεσμούς με τα υπόλοιπα περιφερειακά άτομα. 3.Αφαιρούνται τα δεσμικά ηλεκτρόνια (δεσμοί x2) από τα συνολικά ηλεκτρόνια σθένους. 4.Κατανέμονται τα εναπομείναντα ηλεκτρόνια σαν μη δεσμικά ζεύγη πρώτα στα περιφερειακά άτομα, προκειμένου να συμπληρώσουν ΟΚΤΑΔΑ. Όσα περισσεύουν τοποθετούνται στο κεντρικό άτομο. 5.Αν μετά την κατανομή αυτή το κεντρικό άτομο δεν έχει συμπληρωμένη οκτάδα ηλεκτρονίων σθένους, μετατρέπονται ορισμένα μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων σε δεσμικά, με τη δημιουργία πολλαπλών δεσμών μεταξύ κεντρικού και περιφερειακών ατόμων Ηλεκτρον. Κατανομή ηλεκτρόνια σθένους S : 2, 8, 6 6 Ο : 2, 6 6x3=18 Σύνολο ηλεκτρ. Σθένους: x2=18 διαθέσιμα ηλεκτρόνια 4.Να γραφούν ο ηλεκτρονικοί τύποι των παρακάτω ενώσεων, ή πολυατομικών ιόντων: I) N 2, ii) H 2 CO 3, iii) NH 3, iv) CO 2, v) KCl, vi) HClO 4, vii) HCO 3 -, viii) PO 4 3-, ix) NaClO 4, x) CaSO 4. Δίνονται οι ατομικοί αριθμοί:N:7, H:1, C:6, O:8, K:19, Cl:17, P:15, Ca:20, Na:11, S:16. * ΚΕΝΤΡΙΚΟ ΑΤΟΜΟ θεωρείται συνήθως αυτό που έχει δείκτη 1 π.χ. H 2 CO 3. To υδρογόνο δεν θεωρείται ποτέ κεντρικό άτομο. Σε ενώσεις που περιέχουν Η, Ο και ένα ακόμη «κεντρικό στοιχείο», το Η κατά κανόνα δεν συνδέεται άμεσα με το κεντρικό στοιχείο αλλά μέσω του Ο. Π.χ. στο υποχλωριώδες οξύ θα είναι H-O-Cl και όχι Ο-Cl-H. Λεωνίδα Τζιανουδάκη

3 ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.1: ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΟΙ ΤΥΠΟΙ LEWIS (γ) ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ 5.Να γραφούν ο ηλεκτρονικοί τύποι των παρακάτω ενώσεων, ή πολυατομικών ιόντων: I) (ΝΗ 4 ) 2 CO 3, ii) OF 2, iii) N 2 O 5, iv) K 2 O 2. Δίνονται οι ατομικοί αριθμοί:N:7, H:1, C:6, O:8, K:19, F:9, K:19. 6.Ποια από τα παρακάτω στοιχεία μπορούν να δράσουν ως δότες ημιπολικών δεσμών; 1) 17 Cl, 2) 8 O, 3) 6 C, 4) 7 N. * Ο αριθμός των μονήρων ηλεκτρονίων όταν συμβολίζουμε ένα στοιχείο κατά lewis δεν είναι απαραίτητα ίδιος με τα μονήρη ηλεκτρόνια που έχει το άτομο του στοιχείου κατά την ηλεκτρονιακή του δόμηση σύμφωνα με τον κανόνα του Hund. Π.χ. ο 6 C έχει ηλ. δομή 1s2, 2s2, 2p2, άρα έχει 2 μονήρη ηλεκτρόνια. Αλλά ο ηλ. τύπος του κατά Lewis είναι δηλαδή έχει τέσσερα ηλεκτρόνια Λεωνίδα Τζιανουδάκη * Ο ΗΜΙΠΟΛΙΚΟΣ ή ΔΟΤΙΚΟΣ δεσμός σχηματίζεται όταν το δεσμικό ζευγάρι ηλεκτρονίων παραχωρείται από το ένα εκ των δύο στοιχείων που το μοιράζονται τελικά και κάνουν δεσμό. Π.χ στο ιόν ΝΗ 4 + το άζωτο μπορεί να προσφέρει ζεύγος μη δεσμικών ηλεκτρονίων στο κατιόν υδρογόνου σχηματίζοντας ημιπολικό δεσμό. * Όταν το Al ενώνεται με αμέταλλο μεγάλης ηλεκτραρνητικότητας (F, O, ή Ν) τότε σχηματίζει ενώσεις ιοντικές (π.χ. ΑlF 3 ). Όταν όμως ενώνεται με άλλα αμέταλλα δίνει ενώσεις πολικές μεν αλλά ομοιοπολικού χαρακτήρα (Π.χ. η ένωση AlI 3 είναι ομοιοπολική (πολική) και μάλιστα με απόκλιση για το Al από τον κανόνα της οκτάδας. * Σε μόρια με περιττό αριθμό ηλεκτρονίων, (π.χ. στο ΝΟ υπάρχουν 11ηλεκτρόνια), παραβιάζεται ο κανόνας της οκτάδας όταν σχηματίζεται ο τύπος κατά Lewis. Τα μόρια αυτά είναι πολύ μεγάλης δραστικότητας και ονομάζονται ΕΛΕΥΘΕΡΕΣ ΡΙΖΕΣ. Οι ηλεκτρονικοί τύποι των ΝΟ και ΝΟ 2 είναι οι εξής: * Στα υπεροξείδια τα δύο άτομα οξυγόνου συνδέονται μεταξύ τους με απλό ομοιοπολικό δεσμό (Ο-Ο) Ο ηλ. τύπος του Η 2 Ο 2 είναι: * Το φωσφορώδες οξύ (H 3 PO 3 ) αν και έχει τρία άτομα Η στο μόριό του, είναι διπρωτικό. Αυτό σημαίνει ότι το ένα άτομο Η συνδέεται απευθείας με το άτομο Ρ, με το οποίο έχει παραπλήσια ηλεκτραρνητικότητα και δεν διασπάται εύκολα ο δεσμός Η-Ρ.


Κατέβασμα ppt "ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.1: ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΟΙ ΤΥΠΟΙ LEWIS (α) ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ ΒΑΣΙΚΕΣ ΑΡΧΕΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΗΣ ΘΕΩΡΙΑΣ ΣΘΕΝΟΥΣ (Kossel, Lewis)  Στους χημικούς."

Παρόμοιες παρουσιάσεις


Διαφημίσεις Google