Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης

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

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

2 Δομή του περιοδικού πίνακα
Βασικές γνώσεις από α΄ λυκείου “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 2η περίοδος, 6 ηλεκτρόνια σθένους άρα VIA ομάδα Κων/νος Θέος,

3 Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr

4 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. Κων/νος Θέος,

5 Τομείς του περιοδικού πίνακα
Τομέας d τομέας p1 p2 p3 p4 p5 p6 κλασσική αρίθμηση IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA ή 0 νέα αρίθμηση 13 14 15 16 17 18 τομέας s1 s2 κλασσική αρίθμηση IA IIA νέα αρίθμηση 1 2 Τομέας s Τομέας f Τομέας p περιλαμβάνει τις λανθανίδες και τις ακτινίδες τομέας d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 κλασσική αρίθμηση IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB νέα αρίθμηση 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Κων/νος Θέος,

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

7 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. Κων/νος Θέος,

8 Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr
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 Κων/νος Θέος,

9 Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr
Ατομική ακτίνα 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. 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. Κων/νος Θέος,

10 Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr
Ατομική ακτίνα Κων/νος Θέος,

11 Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr
Στοιχεία μετάπτωσης 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 n d (n+1)s Κων/νος Θέος,

12 Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr
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 Στοιχείο Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Αριθμοί οξείδωσης 3 4 2 5 6 7 1 Κων/νος Θέος,

13 Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr
Στοιχεία μετάπτωσης Κων/νος Θέος,

14 Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr
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 Κων/νος Θέος,

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

16 Ιοντική ακτίνα Oι μονάδες σε pm Τα ανιόντα είναι μεγαλύτερα
e 60 Li+ 100 Ca2+ 50 Al3+ 3Li Cl- 181 e S2- 184 154 17Cl 99 20Ca Oι μονάδες σε pm 16S 197 104 13Al Τα ανιόντα είναι μεγαλύτερα των αντίστοιχων ατόμων. 143 Τα κατιόντα είναι μικρότερα των αντίστοιχων ατόμων. Κων/νος Θέος,

17 Ιοντική ακτίνα rK > rCa >> rS > rCl
184pm 16S 104pm 19K 227pm 19K+ 138pm 17Cl- 99pm 17Cl 92pm 20Ca 197pm 20Ca+2 100pm rK > rCa >> rS > rCl rS2- > rS rK+ << rK αιτιολογήστε τις σχέσεις: rCa2+ < rK+ < rCl- < rS2- Κων/νος Θέος,

18 Ενέργεια πρώτου ιοντισμού Ei1
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 Εi1, μονάδα συνήθως KJ/mol). Σ(g) → Σ+(g) + e Εi1 = ΔΗ1 > 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 Κων/νος Θέος,

19 Ενέργεια πρώτου ιοντισμού Ei1
ενέργεια πρώτου ιοντισμού σε ΚJ/mol Αύξηση ενέργειας 1ου ιοντισμού με εξαιρέσεις Αύξηση ενέργειας 1ου ιοντισμού Κων/νος Θέος,

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

21 Ενέργεια δεύτερου ιοντισμού
Ενέργεια δεύτερου ιοντισμού (σύμβολο Εi2) 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) → Σ2+(g) + e Εi2 = ΔΗ2 > 0 Εi2 > Εi1 γιατί το ηλεκτρικό πεδίο του κατιόντος Σ+(g) ασκεί ελκτικές δυνάμεις στο 2ο ηλεκτρόνιο που απομακρύνεται, οπότε απαιτείται μεγαλύτερη ποσότητα ενέργειας από αυτή που χρειάζεται για να απομακρυνθεί το 1ο ηλεκτρόνιο Όταν ένα στοιχείο ανήκει στη ΙΑ ομάδα η Ει1 έχει μεγάλη διαφορά από την Εi2 διότι το 2ο ηλεκτρόνιο απομακρύνεται από εσωτερική στιβάδα. Όταν ανήκει στην ΙΙΑ ομάδα η Ει2 έχει μεγάλη διαφορά από την Εi3 διότι το 3ο ηλεκτρόνιο απομακρύνεται από εσωτερική στιβάδα κ.ο.κ. Κων/νος Θέος,

22 να δικαιολογήσετε τις σχέσεις:
Ενέργεια ιοντισμού Πίνακας τιμών των ενεργειών ιοντισμού Εi3(Al)>Ei2(Al)>Ei1(Al) να δικαιολογήσετε τις σχέσεις: Εi3(Na)>Ei2(Na)>>Ei1(Na) Εi3(Mg)>>Ei2(Mg)>Ei1(Mg) Κων/νος Θέος,

23 Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr
Ηλεκτραρνητικότητα 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. Κων/νος Θέος,

24 Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr
Ηλεκτραρνητικότητα Κων/νος Θέος,

25 Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr
Ηλεκτραρνητικότητα Κων/νος Θέος,

26 Κων/νος Θέος, kostasctheos@yahoo.gr

27 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. Κων/νος Θέος,

28 Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Κων/νος Θέος,

29 Κανόνες για τη γραφή των τύπων κατά Lewis
Ομοιοπολικές ενώσεις π.χ. ΗΝΟ3 κατανομή e- σε στιβάδες: Η(Κ1), Ν(Κ2)(L5), O(K2)(L6) Προσθέτουμε τα ηλεκτρόνια σθένους όλων των ατόμων που συμμετέχουν στο μόριο, στο ΗΝΟ3 έχουμε: 1+5+3·6 = 24 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 HNO3 έχουμε βάλει 8 e- σε 4 δεσμούς, επομένως μένουν άλλα 16. Βάζουμε στο κέντρο το άτομο που έχει ατομικότητα 1 (αν υπάρχουν δύο άτομα βάζουμε το πιο ηλεκτροθετικό, ποτέ το Η). Στο ΗΝΟ3 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. 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 ΗΝΟ3 έχουμε: Κων/νος Θέος,

30 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. Κων/νος Θέος,

31 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) Κων/νος Θέος,