Τί λέει η ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους;

Παρουσίαση με θέμα: "Τί λέει η ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους;"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 Τί λέει η ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους;
Πώς είναι οι ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis; Tί λέει ο κανόνας της οκτάδας; Ποιοί κανόνες ισχύουν στη γραφή των τύπων κατα Lewis;

2 Ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis
Τα ηλεκτρόνια σθένους καθορίζουν τη χημική συμπεριφορά των στοιχείων Ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους (Kossel, Lewis) Στους δεσμούς συμμετέχουν μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους που συμβολίζονται με τελείες Μια καλή προσέγγιση στο θέμα C Η Ο

3 Κανόνας της οκτάδας Τα άτομα αποβάλλουν ή προσλαμβάνουν e- (ετεροπολικός δεσμός) ή αμοιβαία συνεισφέρουν e- (ομοιοπολικός δεσμός), για να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου (8 e- στην εξωτερική στιβάδα) Εξαιρείται η στιβάδα Κ που συμπληρώνεται με δύο ηλεκτρόνια _ Μια καλή προσέγγιση στο θέμα 11p 17p + Cl Νa

4 Τα άτομα αποβάλλουν ή προσλαμβάνουν e- (ετεροπολικός δεσμός)
Κανόνας της οκτάδας Τα άτομα αποβάλλουν ή προσλαμβάνουν e- (ετεροπολικός δεσμός) ή αμοιβαία συνεισφέρουν e- (ομοιοπολικός δεσμός), για να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου (8 e- στην εξωτερική στιβάδα) Εξαιρείται η στιβάδα Κ που συμπληρώνεται με δύο ηλεκτρόνια 17p 17p Μια καλή προσέγγιση στο θέμα Cl2 Cl Cl

5 Τα άτομα αποβάλλουν ή προσλαμβάνουν e- (ετεροπολικός δεσμός)
Κανόνας της οκτάδας Τα άτομα αποβάλλουν ή προσλαμβάνουν e- (ετεροπολικός δεσμός) ή αμοιβαία συνεισφέρουν e- (ομοιοπολικός δεσμός), για να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου (8 e- στην εξωτερική στιβάδα) Εξαιρείται η στιβάδα Κ που συμπληρώνεται με δύο ηλεκτρόνια 17p 1p Μια καλή προσέγγιση στο θέμα HCl H Cl

6 η πληρέστερη προ-κβαντική θεωρία για τους χημικούς δεσμούς
περιγράφει το σχηματισμό του ομοιοπολικού δεσμού υπάρχουν συχνά αποκλίσεις από τον κανόνα της οκτάδας λειτουργεί μόνο για ενώσεις στοιχείων των 3 πρώτων περιόδων

7 Η ηλεκτρονιακή δομή του NaCl είναι:
Ιοντικές ενώσεις Η ηλεκτρονιακή δομή του NaCl είναι: 11Na (K2 L8 M1) 17Cl (K2 L8 M7) + - Na + Cl  Na Cl ,

8 Na + Cl  Na Cl , 2 Al + 3 O  2 Al 3 O , Ιοντικές ενώσεις
11Na (K2 L8 M1) 17Cl (K2 L8 M7) + - Na + Cl  Na Cl , Η ηλεκτρονιακή δομή του Al2O3 είναι : 13Al (K2 L8 M3) 8O (K2 L6) 3+ 2- 2 Al + 3 O  2 Al 3 O ,

9 Ο ηλεκτρονιακός τύπος του HCl
Ομοιοπολικές ενώσεις Ο ηλεκτρονιακός τύπος του HCl H + Cl  H Cl

10 H + Cl  H Cl 2 H + O  H O H Ομοιοπολικές ενώσεις

11 Σχηματισμός χλωριούχου αμμωνίου (ΝΗ4Cl) από ΝΗ3 και HCl:
Ημιπολικός δεσμός Σχηματισμός χλωριούχου αμμωνίου (ΝΗ4Cl) από ΝΗ3 και HCl: + - Η Η H Cl + Ν Η  H Ν Η , Cl Η Η ο δεσμός Ν  Η ονομάζεται ημιπολικός ή δοτικός ομοιοπολικός το κοινό ζεύγος e- προκύπτει με προσφορά του ενός μόνο ατόμου θεωρείται ως μια ειδική περίπτωση ομοιοπολικού δεσμού, καθώς δε διαφέρει σε κανένα ουσιαστικό σημείο από αυτόν τα 4 άτομα Η είναι συνδεδεμένα με το Ν με τον ίδιο τρόπο Η προέλευση μόνο του κοινού ζεύγους είναι διαφορετική

12 Υπάρχουν περιπτώσεις ενώσεων,
όπου τα άτομα δεν αποκτούν δομή ευγενούς αερίου (δεν ισχύει ο κανόνας της οκτάδας) Σε κάθε περίπτωση, όταν δημιουργείται χημικός δεσμός το σύστημα οδηγείται σε σταθερότερη κατάσταση

13 Κανόνες για τη γραφή των τύπων κατά Lewis
Προσθέτουμε τα ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων του μορίου Αν έχουμε ανιόν, προσθέτουμε τόσα ηλεκτρόνια επί πλέον αν έχουμε κατιόν αφαιρούμε τόσα ηλεκτρόνια π.χ. στο SO2 : στο SO42-: στο ΝΗ4+: 6 + 2 · 6 = 18 6 + 4 · = 32 5 + 4 · = 8

14 SO2 Κανόνες για τη γραφή των τύπων κατά Lewis
Βρίσκουμε το κεντρικό άτομο της ένωσης (έχει δείκτη 1) Αν υπάρχουν δύο άτομα με δείκτη 1, διαλέγουμε εκείνο που είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικό (όχι το υδρογόνο) Στο HNO3 ποιό είναι το κεντρικό άτομο; SO2 : 6 + 2 · 6 = 18 SO2

15 Κανόνες για τη γραφή των τύπων κατά Lewis
Συνδέουμε το κεντρικό άτομο με τα περιφερειακά άτομα με απλούς δεσμούς (δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων) Συνήθως τα Η συνδέονται μέσω των Ο SO2 : 6 + 2 · 6 = 18 O S Ο

16 Κανόνες για τη γραφή των τύπων κατά Lewis
Τα υπόλοιπα ηλεκτρόνια τοποθετούνται ανά ζεύγη (μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων) στα περιφερειακά άτομα (μέχρι 8 – 2 για το Η) Στο κεντρικό άτομο βάζουμε όσα περισσεύουν (ίσως περισσότερα από 8) SO2 : 6 + 2 · 6 = 18 O S Ο Πόσα περισσεύουν;

17 Κανόνες για τη γραφή των τύπων κατά Lewis
Τα αλογόνα στην άκρη του μορίου έχουν τρία μη δεσμικά ζεύγη και ένα απλό δεσμικό ζεύγος F Cl Br I

18 Κανόνες για τη γραφή των τύπων κατά Lewis
ένα απλό δεσμό και τρία μη δεσμικά ζεύγη δύο απλούς δεσμούς και δύο μη δεσμικά ζεύγη O S O S H

19 Κανόνες για τη γραφή των τύπων κατά Lewis
Τo άτομο Ν στην άκρη του μορίου έχει Ν Ν Ν

20 SO2 : 6 + 2 · 6 = 18 O S Ο Πώς συνεχίζω; O S Ο Πόσα περισσεύουν;

21 ΗCN Παράδειγμα 1.1 Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του HCN
ΑΠΑΝΤΗΣΗ α. HCN: = 10 β. ο C είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικός από το Ν ΗCN

22 Παράδειγμα 1.1 Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του HCN ΑΠΑΝΤΗΣΗ α. HCN: = 10 β. ο C είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικός από το Ν ΗCN H C N

23 Παράδειγμα 1.1 Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του HCN ΑΠΑΝΤΗΣΗ α. HCN: = 10 β. ο C είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικός από το Ν ΗCN H C N Πόσα περισσεύουν; Είναι σωστό;

24 ΗCN H C N H C N H C N Παράδειγμα 1.1
Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του HCN ΑΠΑΝΤΗΣΗ α. HCN: = 10 β. ο C είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικός από το Ν ΗCN H C N H C N H C N Ποιό είναι το σωστό;

25 Παράδειγμα 1.2 Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του ΗClO ΑΠΑΝΤΗΣΗ α = 14 β. Κεντρικό άτομο είναι το Cl Πώς είναι δηλαδή; ΗΟCl H Ο Cl Πόσα περισσεύουν;

26 Tο Β δεν μπορεί να αποκτήσει ηλεκτρονιακή οκτάδα
Παράδειγμα 1.3 Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του BF3 ΑΠΑΝΤΗΣΗ α · 7 = 24 β. Το κεντρικό άτομο είναι το B F Β F F Tο Β δεν μπορεί να αποκτήσει ηλεκτρονιακή οκτάδα στη στιβάδα σθένους

27 Cl Cl P Cl Cl Cl Παράδειγμα 1.4
Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του PCl5 ΑΠΑΝΤΗΣΗ α · 7 = 40 β. Το κεντρικό άτομο είναι ο P Cl Cl P Cl Cl Cl Στην ένωση PCl5 το άτομο Ρ έχει 10 ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους του

28 Εφαρμογές Να γραφούν οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis των ενώσεων: HBrO, SF6, SO3, HNO3

29 ΘΕΩΡΙΑ VSEPR Valence, Shell, Electron, Pair, Repulsion Η βασική ιδέα αυτής της θεωρίας είναι ότι τα ζεύγη ηλεκτρονίων γύρω από ένα άτομο απωθούνται και παίρνουν θέση στο χώρο, ώστε να βρίσκονται όσο το δυνατόν πιο μακριά το ένα από το άλλο. Όταν το κεντρικό άτομο ενός μορίου, έχει δύο ζεύγη ηλεκτρονίων τότε το μόριο είναι γραμμικό και τα ζεύγη ηλεκτρονίων διατάσσονται ευθύγραμμα.. Αν διαθέτει τρία ζεύγη ηλεκτρονίων το μόριο είναι επίπεδο και τα ζεύγη ηλεκτρονίων διατάσσονται τριγωνικά γύρω από το άτομο. Αν διαθέτει τέσσερα ζεύγη ηλεκτρονίων το μόριο είναι τετράεδρο και τα ζεύγη ηλεκτρονίων διατάσσονται τετραεδρικά γύρω από το άτομο

30 ΘΕΩΡΙΑ VSEPR Valence, Shell, Electron, Pair, Repulsion ΑΠΟΚΛΙΣΕΙΣ ΑΠΌ ΤΑ ΚΑΝΟΝΙΚΑ ΣΧΗΜΑΤΑ ΜΕΘΑΝΙΟ ΓΩΝΊΑ 109,50 ΑΜΜΩΝΙΑ ΓΩΝΙΑ 1070 ΝΕΡΟ 1050 ΕΠΙΣΗΣ ΟΙ ΠΟΛΛΑΠΛΟΙ ΔΕΣΜΟΙ ΚΑΙ ΤΑ ΜΗ ΔΕΣΜΙΚΑ ΖΕΥΓΗ ΚΑΤΑΛΑΜΒΑΝΟΥΝ ΠΕΡΙΣΣΟΤΕΡΟ ΧΩΡΟ ΑΠΌ ΌΤΙ ΟΙ ΑΠΛΟΙΔΕΣΜΟΙ ΚΑΙ ΤΑ ΔΕΣΜΙΚΑ ΖΕΥΓΗ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΩΝ.

31 Ερωτήσεις Με βάση τα σύμβολα Lewis να προβλέψετε τα προϊόντα των αντιδράσεων: 1. Mg + N 2. Al + Br 3. Na + S 4. I + Cl Να γράψετε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis της ομοιοπολικής ένωσης BeH2 και να περιγράψετε το γεωμετρικό της σχήμα. Να γράψετε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του αιθινίου HCCH και να προβλέψετε το γεωμετρικό του σχήμα. Να γράψετε τον τύπο κατά Lewis του CF4 και να προβλέψετε το γεωμετρικό του σχήμα.

32 Τυπικό φορτίο Πώς από τις τρεις πιθανές δομές Lewis, που μπορούμε να γράψουμε π.χ. για το καρβονυλοχλωρίδιο, CΟCl2, θα επιλέξουμε τη σωστότερη; Επιλογή μέσω των τυπικών φορτίων. (α) (β) (γ) Τυπικό φορτίο ενός ατόμου σε δομή Lewis είναι το υποθετικό φορτίο που προκύπτει, αν θεωρηθεί ότι τα δεσμικά ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων και ότι τα ηλεκτρόνια από κάθε μονήρες ζεύγος ανήκουν εξ ολοκλήρου σε ένα άτομο. Κανόνες εύρεσης τυπικών φορτίων (τ.φ.) (1)Κάθε δεσμικό ζεύγος e μοιράζεται εξίσου στα δύο άτομα του δεσμού (2) Κάθε μονήρες ζεύγος e αποδίδεται αυτούσιο στο άτομο που ανήκει  τ.φ. = e σθένους ελεύθερου ατόμου – e μονήρων ζευγών – ½ δεσμικά e Άθροισμα τ.φ: (α) σε ουδέτερα μόρια: τ.φ. = 0, (β) σε ιόντα: τ.φ. = φορτίο ιόντος

33 Ποια από τις τρεις δομές είναι η επικρατέστερη; Κριτήρια επιλογής:
(1) Προτιμώμενα είναι τα μικρά τ.φ. (+1, –1 και καλλίτερα το 0) (2) Όχι ομοειδή φορτία σε γειτονικά άτομα (3) Τα αρνητικά τ.φ. στα πιο ηλεκτραρνητικά άτομα  Τυπικό φορτίο τ.φ. Cl: 7– 4 – ½ (4) = +1 τ.φ. Ο: 6 – 6 – ½ (2) = –1 ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ COCl2