Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης

Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης
Γ΄ Λυκείου Ατομικά πρότυπα Ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων Κων/νος Θέος,

Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr
Το φως ως κύμα Ηλεκτρομαγνητικό κύμα Περίθλαση Κων/νος Θέος,

Θεωρία των κβάντα H ηλεκτρομαγνητική ακτινοβολία, επομένως και το φως, εκπέμπεται - διαδίδεται - και απορροφάται σε ορισμένες ποσότητες που ονομάζονται κβάντα (quantum) ή φωτόνια. Κάθε κβάντο μεταφέρει ενέργεια: E = h·f ή Ε = h·v Ε = ενέργεια σε Joule h = σταθερά του Planck = 6,63·10-34 J·s f ή v = συχνότητα της ακτινοβολίας σε Ηz Κων/νος Θέος,

Φάσματα εκπομπής Κων/νος Θέος,

Φάσματα εκπομπής των στοιχείων
Κάθε χημικό στοιχείο σε κατάσταση διέγερσης εκπέμπει ακτινοβολία η οποία όταν αναλυθεί σε σχηματίζει μια σειρά από φωτεινές γραμμές που λέγονται φασματικές γραμμές. Το σύνολο των φασματικών γραμμών λέγεται ατομικό φάσμα εκπομπής του στοιχείου. Κάθε στοιχείο έχει χαρακτηριστικό ατομικό φάσμα εκπομπής, με άλλα λόγια το ατομικό φάσμα εκπομπής είναι ένα είδος δακτυλικού αποτυπώματος. Κων/νος Θέος,

Ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων
Πλανητικά μοντέλα Κων/νος Θέος,

Ατομικό πρότυπο του Bohr
Μηχανική συνθήκη “τα ηλεκτρόνια περιφέρονται γύρω από τον πυρήνα σε αυστηρά καθορισμένες κυκλικές τροχιές (επιτρεπόμενες)”. Κάθε επιτρεπόμενη τροχιά έχει καθορισμένη ενέργεια “είναι κβαντισμένη”. Στο υδρογόνο η ενέργεια κάθε τροχιάς δίνεται από τη σχέση: Κων/νος Θέος,

Οπτική συνθήκη “Το ηλεκτρόνιο όταν μετακινείται από τροχιά μεγαλύτερης ενέργειας σε τροχιά μικρότερης ενέργειας εκπέμπει ακτινοβολία, η ενέργεια της ακτινοβολίας δίνεται από τη σχέση: Εαρχ - Ετελ = h·f” Κων/νος Θέος,

Πλεονεκτήματα - Μειονεκτήματα
Πλεονεκτήματα του ατομικού προτύπου του Bohr εξήγησε ικανοποιητικά το γραμμικό φάσμα εκπομπής του υδρογόνου και των ιόντων που έχουν μόνο ένα ηλεκτρόνιο (υδρογονοειδή ιόντα) κάθε φασματική γραμμή συσχετίζεται με μία καθορισμένη μετάπτωση του ηλεκτρονίου Μειονεκτήματα του ατομικού προτύπου του Bohr δεν ερμήνευσε τα φάσματα εκπομπής πολυπλοκότερων ατόμων (λόγω της αλληλεπίδρασης των ηλεκτρονίων) δεν ερμήνευσε το χημικό δεσμό Κων/νος Θέος,

Από την τροχιά στο τροχιακό
Κυματική θεωρία της ύλης (De Broglie 1924) “το φωτόνιο και κάθε κινούμενο μικρό σωματίδιο (όπως το ηλεκτρόνιο), παρουσιάζει διττή φύση, συμπεριφέρεται άλλοτε ως σωματίδιο και άλλοτε ως κύμα” Για να εκδηλωθεί η κυματική φύση ενός σωματιδίου πρέπει να έχει μικρή μάζα και μεγάλη ταχύτητα. Το σωματίδιο έχει μήκος κύματος: Κων/νος Θέος,

Εφαρμόζεται στα ηλεκτρονικά μικροσκόπια (περίθλαση ηλεκτρονίων) 1 φωτόνιο λίγα φωτόνια πολλά φωτόνια Κων/νος Θέος,

Αρχή της αβεβαιότητας (Heisenberg 1927) “δεν είναι δυνατόν να προσδιορίσουμε με ακρίβεια συγχρόνως τη θέση και την ορμή πολύ μικρών σωματιδίων όπως τα ηλεκτρόνια που κινούνται με μεγάλη ταχύτητα” Η αποδοχή της θεωρίας του Heisenberg κατέρριψε αυτόματα όλα τα πλανητικά μοντέλα, μεταξύ αυτών και το μοντέλο του Bohr, διότι: η παραδοχή της κίνησης του ηλεκτρονίου σε καθορισμένη κυκλική τροχιά προϋποθέτει ακριβή γνώση της θέσης και της ταχύτητας του ηλεκτρονίου. Κων/νος Θέος,

Κυματοσυνάρτηση ψ(x,y,z) (Schrondinger 1927) H λύση της εξίσωσης προσδιορίζει: (α) την ενέργεια του ηλεκτρονίου, η οποία βρίσκεται σε πλήρη ταύτιση με αυτή που προσδιόρισε ο Bohr για το άτομο του υδρογόνου (β) την πιθανότητα να βρίσκεται το ηλεκτρόνιο σε ένα τρισδιάστατο χώρο γύρω απ’ τον πυρήνα με ορισμένο σχήμα και προσανατολισμό, τον οποίο ονομάζουμε ατομικό τροχιακό. Όταν ψ ≠ 0 είναι ένδειξη της παρουσίας του ηλεκτρονίου Η πιθανότητα εκφράζεται από το ψ2 και πιο σωστά με το -eψ2 Κων/νος Θέος,

Το ηλεκτρόνιο περιφέρεται γύρω απ’ τον πυρήνα με μεγάλη ταχύτητα. Αν μπορούσαμε να το φωτογραφίζαμε διαρκώς θα παίρναμε μια εικόνα που θα έμοιαζε με σύννεφο από στίγματα το οποίο θα έδειχνε την περιοχή στην οποία κινείται. Αυτή η εικόνα χαρακτηρίζεται ως ηλεκτρονιακό νέφος. Σχηματική παρουσίαση της πυκνότητας του ηλεκτρονιακού νέφους του ατόμου του υδρογόνου σε θεμελιώδη κατάσταση με στιγμές με πυκνότητα χρώματος με οριακές καμπύλες Κων/νος Θέος,

Κβαντικοί αριθμοί Κύριος κβαντικός αριθμός n = 1, 2, 3, (για τα γνωστά στοιχεία αρκούν οι τιμές 1 έως 7) καθορίζει την έλξη πυρήνα - ηλεκτρονίου την ενέργεια του ηλεκτρονίου τη μέση απόσταση του ηλεκτρονίου από τον πυρήνα άρα και το μέγεθος του τροχιακού. Όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού, είναι μικρότερη η έλξη, μεγαλύτερο το μέγεθος του τροχιακού, μεγαλύτερη η ενέργεια του τροχιακού” τα ατομικά τροχιακά με τον ίδιο κύριο κβαντικό αριθμό συγκροτούν μία στιβάδα ή φλοιό (δηλαδή ένα ενεργειακό χώρο στον οποίο ανήκουν ηλεκτρόνια με ίδιο n) Κων/νος Θέος,

Δευτερεύων ή αζιμουθιακός κβαντικός αριθμός ℓ = 0, 1, 2 έως n-1 για τα γνωστά στοιχεία η μέγιστη τιμή του αζιμουθιακού κβαντικού αριθμού είναι 3. “καθορίζει την άπωση μεταξύ των ηλεκτρονίων και το σχήμα του ατομικού τροχιακού” Στο υδρογόνο δεν υπάρχουν απώσεις (ένας λόγος της επιτυχίας του ατομικού προτύπου του Bohr) Τα ατομικά τροχιακά ενός ατόμου που έχουν τον ίδιο κύριο και τον ίδιο αζιμουθιακό κβαντικό αριθμό, λέμε ότι ανήκουν στην ίδια υποστιβάδα ή υποφλοιό. Ονομασία υποστιβάδων τιμή του ℓ 1 2 3 όνομα υποστιβάδας s p d f Κων/νος Θέος,

Μαγνητικός κβαντικός αριθμός mℓ = -ℓ ℓ παίρνει όλες τις ακέραιες τιμές από –ℓ έως + ℓ. “καθορίζει τον προσανατολισμό του ατομικού τροχιακού στο χώρο σε σχέση με τους άξονες x, y, z” Για δεδομένη τιμή του ℓ ο μαγνητικός κβαντικός αριθμός παίρνει 2ℓ+1 τιμές και κάθε τιμή αντιστοιχεί σε ένα τροχιακό Ηλεκτρόνια με την ίδια τριάδα κβαντικών αριθμών n, ℓ, mℓ ανήκουν στο ίδιο τροχιακό. Κων/νος Θέος,

Κβαντικός αριθμός του spin ms = -½, +½
παίρνει μόνο τις τιμές -½ και +½ “καθορίζει την ιδιοπεριστροφή του ηλεκτρονίου” Ο κβαντικός αριθμός του spin δεν συμμετέχει στη διαμόρφωση της τιμής της ενέργειας του ηλεκτρονίου ούτε και στον καθορισμό του τροχιακού Μια τετράδα κβαντικών αριθμών n, ℓ, mℓ, ms καθορίζει πλήρως την κατάσταση ενός ηλεκτρονίου. Για περιστροφή αντίθετη των δεικτών του ρολογιού παίρνει τιμή (+1/2) και χρησιμοποιείται ο συμβολισμός ↑ Για περιστροφή ίδια με των δεικτών του ρολογιού παίρνει τιμή (-1/2) και χρησιμοποιείται ο συμβολισμός ↓

Γραφική απεικόνιση των τροχιακών
Τροχιακά s Κων/νος Θέος,

Τροχιακά p Κων/νος Θέος,

Τροχιακά d Κων/νος Θέος,

Αρχές ηλεκτρονιακής δόμησης (aufbau)
Απαγορευτική αρχή του Pauli “δεν είναι δυνατόν να υπάρχουν στο ίδιο άτομο δύο ηλεκτρόνια με την ίδια τετράδα κβαντικών αριθμών, με άλλα λόγια σε κάθε τροχιακό χωρούν το πολύ δύο ηλεκτρόνια” μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων υποστιβάδας 2(2ℓ +1) υποστιβάδα s p d f πλήθος τροχιακών 1 3 5 7 max αριθμός ηλεκτρονίων 2 6 10 14 αριθμός ηλεκτρονίων των στιβάδων των γνωστών στοιχείων στιβάδα Κ L M N O P Q max αριθμός ηλεκτρονίων 2 8 18 32 Κων/νος Θέος,

Αρχές ηλεκτρονιακής δόμησης
Αρχή της ελάχιστης ενέργειας Η ενέργεια των υποστιβάδων των πολυηλεκτρονιακών ατόμων καθορίζεται από δύο παράγοντες, την έλξη μεταξύ πυρήνα και ηλεκτρονίου και την άπωση μεταξύ των ηλεκτρονίων. Η έλξη καθορίζεται από τον κύριο κβαντικό αριθμό n. Όσο μικρότερος είναι, τόσο μεγαλύτερη είναι η έλξη και η ενέργεια είναι χαμηλότερη. Η άπωση καθορίζεται από τον αζιμουθιακό κβαντικό αριθμό ℓ. Όσο μικρότερος είναι τόσο μεγαλύτερη είναι η άπωση, και η ενέργεια είναι χαμηλότερη. “Σύμφωνα με την αρχή της ελάχιστης ενέργειας, στα πολυηλεκτρονιακά άτομα τα ηλεκτρόνια τοποθετούνται στις υποστιβάδες με τέτοιο τρόπο ώστε το άτομο να αποκτήσει τη μικρότερη συνολική ενέργεια και τη μεγαλύτερη σταθερότητα” Κων/νος Θέος,

Αρχή της ελάχιστης ενέργειας. Μεταξύ δύο υποστιβάδων, χαμηλότερη ενέργεια έχει εκείνη που έχει μικρότερο άθροισμα n+ ℓ. Αν το άθροισμα είναι ίδιο, μικρότερη ενέργεια έχει εκείνη με τον μικρότερο n. Στο άτομο του υδρογόνου όλες οι υποστιβάδες της ίδιας στιβάδας έχουν την ίδια ενέργεια, διότι δεν υπάρχουν απώσεις μεταξύ ηλεκτρονίων και η ενέργεια καθορίζεται μόνο από τον κύριο κβαντικό αριθμό. Το ίδιο συμβαίνει και στα υδρογονοειδή ιόντα όπως το Ηe+. Κων/νος Θέος,

Μνημονικός κανόνας Κων/νος Θέος,

Κανόνας του Hund. «σε μια ελλιπή υποστιβάδα τα ηλεκτρόνια κατανέμονται κατά προτίμηση στα τροχιακά έχοντας παράλληλο spin (με άλλα λόγια πιο σταθερή δομή σε ελλιπή υποστιβάδα είναι εκείνη που δίνει το μέγιστο αριθμό μονήρων ηλεκτρονίων)» π.χ. στο άτομο του οξυγόνου (Ζ=8) έχουμε την εξής κατανομή: Κων/νος Θέος,

το άτομο του ασβεστίου 20Ca έχει ηλεκτρονιακή δομή: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 το κατιόν του ασβεστίου 20Ca2+ έχει ηλεκτρονιακή δομή: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 το άτομο του σιδήρου 26Fe έχει ηλεκτρονιακή δομή 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6, 4s2 το κατιόν του σιδήρου 26Fe2+ έχει ηλεκτρονιακή δομή 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6 Γράφουμε πρώτα την υποστιβάδα 3d παρόλο που συμπληρώνεται μετά την 4s. Αυτό γίνεται διότι όταν αρχίζει να συμπληρώνεται η d αποκτά μικρότερη ενέργεια από την 4s. Όταν σχηματίζεται ένα κατιόν αποβάλλονται ηλεκτρόνια της υποστιβάδας που έχει τη μεγαλύτερη ενέργεια Κων/νος Θέος,

Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης

Παρόμοιες παρουσιάσεις

Παρουσίαση με θέμα: "Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

Παρόμοιες παρουσιάσεις

Σχετικά με το έργο

Σχόλια

Είσοδος

Σύνδεση μέσω των κοινωνικών δικτύων:

Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης

Παρόμοιες παρουσιάσεις

Παρουσίαση με θέμα: "Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

Παρόμοιες παρουσιάσεις

Σχετικά με το έργο

Σχόλια