Η παρουσίαση φορτώνεται. Παρακαλείστε να περιμένετε

Η παρουσίαση φορτώνεται. Παρακαλείστε να περιμένετε

Κων/νος Θέος, Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης Γ΄ Λυκείου Περιοδικός πίνακας Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis.

Παρόμοιες παρουσιάσεις


Παρουσίαση με θέμα: "Κων/νος Θέος, Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης Γ΄ Λυκείου Περιοδικός πίνακας Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis."— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 Κων/νος Θέος, Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης Γ΄ Λυκείου Περιοδικός πίνακας Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis

2 Κων/νος Θέος, Δομή του περιοδικού πίνακα “Η χημική συμπεριφορά των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατομικού τους αριθμού” - Νόμος περιοδικότητας του Moseley Ο αριθμός των στιβάδων που έχουν χρησιμοποιηθεί στην ηλεκτρονιακή δόμηση ενός στοιχείου καθορίζει τον αριθμό της περιόδου στην οποία ανήκει το στοιχείο. Ο αριθμός των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας καθορίζει τον αριθμό της κύριας ομάδας στην οποία ανήκει το στοιχείο. 2 στιβάδες άρα 2 η περίοδος, 6 ηλεκτρόνια σθένους άρα VIA ομάδα Βασικές γνώσεις από α΄ λυκείου

3 Κων/νος Θέος,

4 Κων/νος Θέος, Τομείς του περιοδικού πίνακα Ο τομέας του περιοδικού πίνακα είναι ένα σύνολο στοιχείων των οποίων τα τελευταία ηλεκτρόνια (με τη μέγιστη ενέργεια κατά aufbau) βρίσκονται στον ίδιο τύπο υποστιβάδας.

5 Κων/νος Θέος, Τομείς του περιοδικού πίνακα τομέαςs1s2 κλασσική αρίθμησηIAIIA νέα αρίθμηση12 Τομέας s τομέαςp1p2p3p4p5p6 κλασσική αρίθμησηIIIAIVAVAVIAVIIAVIIIA ή 0 νέα αρίθμηση Τομέας p τομέαςd1d2d3d4d5d6d7d8d9d10 κλασσική αρίθμησηIIIBIVBVBVIBVIIBVIIIB IBIIB νέα αρίθμηση Τομέας d περιλαμβάνει τις λανθανίδες και τις ακτινίδες Τομέας f

6 Κων/νος Θέος, Περιοδική τάση των στοιχείων “Τα στοιχεία που ανήκουν στην ίδια ομάδα και οι ενώσεις τους έχουν παραπλήσιες ιδιότητες” Mendelleev πρόβλεψη ιδιοτήτων eca-Si 3 η περίοδος οξείδια χλωρίδια βασικό βασικό επαμφ όξινο όξινα όξινα όξινο

7 Κων/νος Θέος, Ατομική ακτίνα - Ενέργεια ιοντισμού Η φυσική και η χημική συμπεριφορά των χημικών στοιχείων καθορίζονται από τα θεμελιώδη χαρακτηριστικά των ατόμων δηλ. την ατομική ακτίνα την ενέργεια ιοντισμού και την ηλεκτραρνητικότητα. Η έλξη που ασκεί ο πυρήνας στα εξωτερικά ηλεκτρόνια εξαρτάται από το δραστικό πυρηνικό φορτίο, κατά προσέγγιση δηλαδή το φορτίο του πυρήνα (Ζ) μειωμένο κατά το φορτίο των ηλεκτρονίων των εσωτερικών στιβάδων. Όσο μεγαλύτερο είναι το δραστικό πυρηνικό φορτίο, είναι μεγαλύτερη η έλξη. Σε μια περίοδο διατρέχοντας κύριες ομάδες το δραστικό πυρηνικό φορτίο αυξάνεται προς τα δεξιά. Τα στοιχεία της ίδιας ομάδας έχουν το ίδιο δραστικό πυρηνικό φορτίο.

8 Κων/νος Θέος, Ατομική ακτίνα Δυσκολία ορισμού λόγω του κυματικού μοντέλου Πειραματικό μοντέλο “η ατομική ακτίνα είναι το μισό της απόστασης μεταξύ των πυρήνων δύο γειτονικών ατόμων στο κρυσταλλικό πλέγμα του στοιχείου” 2r

9 Κων/νος Θέος, Ατομική ακτίνα Σε μια ομάδα η ατομική ακτίνα αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω γιατί προστίθενται στιβάδες και αυξάνεται η απόσταση των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας από τον πυρήνα. Κατά μήκος μιας περιόδου και για τις κύριες ομάδες, η ατομική ακτίνα αυξάνεται από δεξιά προς τα αριστερά γιατί προς τα δεξιά αυξάνεται το δραστικό πυρηνικό φορτίο και ο πυρήνας έλκει τα εξωτερικά ηλεκτρόνια με ισχυρότερες δυνάμεις μειώνοντας την απόστασή τους από αυτόν.

10 Κων/νος Θέος, Ατομική ακτίνα

11 Κων/νος Θέος, Στοιχεία μετάπτωσης (n+1) s n d Τα στοιχεία που καταλαμβάνουν τον τομέα d του περιοδικού πίνακα λέγονται “στοιχεία μετάπτωσης” Σχεδόν όλα τα στοιχεία μετάπτωσης έχουν στην εξωτερική στιβάδα δύο ηλεκτρόνια Στα μεταπτωτικά στοιχεία συμπληρώνεται το (n+1)s τροχιακό και μετά το nd τροχιακό

12 Κων/νος Θέος, Στοιχεία μετάπτωσης Αν και ανήκουν σε διαφορετικές ομάδες δεν παρουσιάζουν μεγάλες διαφορές στις ιδιότητες Κοινές ιδιότητες  εμφανίζουν μεταλλικό χαρακτήρα  είναι παραμαγνητικά  σχηματίζουν σύμπλοκα ιόντα π.χ. [Fe(CΝ) 6 ] 4-  σχηματίζουν έγχρωμες ενώσεις  καταλύουν αντιδράσεις  έχουν πολλούς αριθμούς οξείδωσης ΣτοιχείοScTiVCrMnFeCoNiCuZn Αριθμοί οξείδωσης

13 Κων/νος Θέος, Στοιχεία μετάπτωσης

14 Κων/νος Θέος, Στοιχεία μετάπτωσης Τα στοιχεία Cr και Cu έχουν ιδιόρρυθμη ηλεκτρονική διαμόρφωση Όταν η υποστιβάδα 3d είναι ημισυμπληρωμένη (με 5 ηλεκτρόνια) ή πλήρως συμπληρωμένη εμφανίζει μέγιστη σταθερότητα

15 Κων/νος Θέος, Ατομική ακτίνα στοιχείων μετάπτωσης Τα στοιχεία μετάπτωσης της ίδιας περιόδου έχουν ανώμαλη μεταβολή στην ατομική τους ακτίνα. Ατομικός αριθμός (Ζ) Ατομική ακτίνα (pm)

16 Κων/νος Θέος, Ιοντική ακτίνα Τα ανιόντα είναι μεγαλύτερα των αντίστοιχων ατόμων. e e e e e e 60 Li Ca Al Cl 16 S Cl e S e e Li Ca 13 Al 143 Oι μονάδες σε pm Τα κατιόντα είναι μικρότερα των αντίστοιχων ατόμων.

17 Κων/νος Θέος, Ιοντική ακτίνα 16 S 104pm 16 S pm 17 Cl 92pm 17 Cl - 99pm 19 K 227pm 19 K + 138pm 20 Ca pm 20 Ca 197pm αιτιολογήστε τις σχέσεις: rS 2- > rS rK + << rK rK > rCa >> rS > rCl rCa 2+ < rK + < rCl - < rS 2-

18 Κων/νος Θέος, Ενέργεια πρώτου ιοντισμού E i1 Η ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για πλήρη απομάκρυνση ενός ηλεκτρονίου από άτομο που βρίσκεται σε θεμελιώδη κατάσταση και σε αέρια φάση, λέγεται ενέργεια πρώτου ιοντισμού (σύμβολο Ε i1, μονάδα συνήθως KJ/mol). Σ(g) → Σ + (g) + e - Ε i1 = ΔΗ 1 > 0 Παράμετροι που επηρεάζουν την ενέργεια πρώτου ιοντισμού Ατομική ακτίνα - Μεγάλη ατομική ακτίνα αντιστοιχεί σε μικρή ενέργεια ιοντισμού Φορτίο του πυρήνα - Μεγάλο φορτίο πυρήνα αντιστοιχεί σε μεγάλη ενέργεια ιοντισμού Ενδιάμεσα ηλεκτρόνια - Μεγάλο δραστικό πυρηνικό φορτίο αντιστοιχεί σε μεγάλη ενέργεια ιοντισμού

19 Κων/νος Θέος, Αύξηση ενέργειας 1 ου ιοντισμού ενέργεια πρώτου ιοντισμού σε ΚJ/mol Ενέργεια πρώτου ιοντισμού E i1 Αύξηση ενέργειας 1 ου ιοντισμού με εξαιρέσεις

20 Κων/νος Θέος, Ενέργεια 1 ου ιοντισμού Τα ευγενή αέρια έχουν πολύ μεγαλύτερη ενέργεια 1 ου ιοντισμού από τα άλλα στοιχεία της ίδιας περιόδου Ατομικός αριθμός (Ζ) Ενέργεια ιοντισμού (kJ/mol)

21 Κων/νος Θέος, Ενέργεια δεύτερου ιοντισμού Ενέργεια δεύτερου ιοντισμού (σύμβολο Ε i2 ) λέγεται η ελάχιστη απαιτούμενη ενέργεια για πλήρη απομάκρυνση ενός ηλεκτρονίου από το κατιόν που προέκυψε από τον πρώτο ιοντισμό. Όμοια ορίζεται η ενέργεια τρίτου, τέταρτου ιοντισμού κ.ο.κ. Σ + (g) → Σ 2+ (g) + e - Ε i2 = ΔΗ 2 > 0 Ε i2 > Ε i1 γιατί το ηλεκτρικό πεδίο του κατιόντος Σ + (g) ασκεί ελκτικές δυνάμεις στο 2 ο ηλεκτρόνιο που απομακρύνεται, οπότε απαιτείται μεγαλύτερη ποσότητα ενέργειας από αυτή που χρειάζεται για να απομακρυνθεί το 1 ο ηλεκτρόνιο Όταν ένα στοιχείο ανήκει στη ΙΑ ομάδα η Ε ι1 έχει μεγάλη διαφορά από την Ε i2 διότι το 2 ο ηλεκτρόνιο απομακρύνεται από εσωτερική στιβάδα. Όταν ανήκει στην ΙΙΑ ομάδα η Ε ι2 έχει μεγάλη διαφορά από την Ε i3 διότι το 3 ο ηλεκτρόνιο απομακρύνεται από εσωτερική στιβάδα κ.ο.κ.

22 Κων/νος Θέος, Ενέργεια ιοντισμού Πίνακας τιμών των ενεργειών ιοντισμού να δικαιολογήσετε τις σχέσεις: Εi 3 (Al)>Ei 2 (Al)>Ei 1 (Al) Εi 3 (Na)>Ei 2 (Na)>>Ei 1 (Na) Εi 3 (Mg)>>Ei 2 (Mg)>Ei 1 (Mg)

23 Κων/νος Θέος, Τα μέταλλα έχουν μικρές ενέργειες ιοντισμού, αποβάλλουν εύκολα ηλεκτρόνια και μετατρέπονται σε κατιόντα (ηλεκτροθετικά στοιχεία) Τα αμέταλλα αντίθετα έχουν μεγάλες ενέργειες ιοντισμού, προσλαμβάνουν εύκολα ηλεκτρόνια και μετατρέπονται σε ανιόντα (ηλεκτραρνητικά στοιχεία) Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται όπως αυξάνεται και η ενέργεια ιοντισμού.

24 Κων/νος Θέος,

25 Κων/νος Θέος,

26 Κων/νος Θέος,

27 Κων/νος Θέος, Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis Ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους (Kossel, Lewis) Στους χημικούς δεσμούς συμμετέχουν μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους Τα άτομα αποβάλλουν, προσλαμβάνουν ή συνεισφέρουν αμοιβαία ηλεκτρόνια για να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου δηλαδή οκτώ ηλεκτρόνια σθένους (εξαιρείται στιβάδα Κ που συμπληρώνεται με 2 ηλεκτρόνια) Ιοντικός - Ομοιοπολικός δεσμός Ηλεκτραρνητικότητα ως μέσο κρίσης του είδους του δεσμού.

28 Κων/νος Θέος, Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIAVIIIA

29 Κων/νος Θέος, Κανόνες για τη γραφή των τύπων κατά Lewis Προσθέτουμε τα ηλεκτρόνια σθένους όλων των ατόμων που συμμετέχουν στο μόριο, στο ΗΝΟ 3 έχουμε: 1+5+3·6 = 24 Ομοιοπολικές ενώσεις π.χ. ΗΝΟ 3 κατανομή e - σε στιβάδες: Η(Κ1), Ν(Κ2)(L5), O(K2)(L6) Βάζουμε στο κέντρο το άτομο που έχει ατομικότητα 1 (αν υπάρχουν δύο άτομα βάζουμε το πιο ηλεκτροθετικό, ποτέ το Η). Στο ΗΝΟ 3 βάζουμε το Ν γύρω του τα οξυγόνα και το Η το ενώνουμε με ένα από τα οξυγόνα. Ενώνουμε το κεντρικό άτομο με τα περιφερειακά με απλούς δεσμούς και το οξυγόνο με το Η με απλό δεσμό. Κάθε απλός δεσμός αντιστοιχεί σε 2 ηλεκτρόνια. Τα υπόλοιπα ηλεκτρόνια τοποθετούνται σε χεύγη γύρω από τα περιφερειακά άτομα, ώστε να συμπληρώσουν την εξωτερική τους στιβάδα. Στο HNO 3 έχουμε βάλει 8 e - σε 4 δεσμούς, επομένως μένουν άλλα 16. Όταν το κεντρικό άτομο δεν είναι συμπληρωμένο με 8 ηλεκτρόνια, ένα από τα αδέσμευτα ζεύγη των περιφερειακών ατόμων το μετατρέπουμε σε κοινό ζεύγος δημιουργώντας διπλό δεσμό (αν απαιτείται δημιουργούμε και δεύτερο διπλό δεσμό ή τριπλό δεσμό). Στο ΗΝΟ 3 έχουμε:

30 Κων/νος Θέος, Κανόνες για τη γραφή των τύπων κατά Lewis Τα αλογόνα F, Cl, Br, I όταν είναι περιφερειακά άτομα σχηματίζουν μόνο απλούς δεσμούς. Το οξυγόνο σχηματίζει γύρω του το πολύ 2 δεσμούς. Υπάρχουν και εξαιρέσεις της οκτάδας.

31 Κων/νος Θέος, Παραδείγματα τύπων κατά Lewis Ιοντικές ενώσεις (σε αυτές το ένα άτομο έχει 1 έως 3 ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα - εκτός του Η - που τα αποβάλλει)


Κατέβασμα ppt "Κων/νος Θέος, Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης Γ΄ Λυκείου Περιοδικός πίνακας Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis."

Παρόμοιες παρουσιάσεις


Διαφημίσεις Google