ΧΗΜΕΙΑ Α ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2ο

ΧΗΜΕΙΑ Α’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦΑΛΑΙΟ 1ο Καθηγητής: Σουλτογιάννης Νίκος

ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2 ο :Περιοδικός Πίνακας - Δεσμοί

Βασικές Έννοιες

Ηλεκτρονιακή δομή

Πρότυπο Rutherford: κυριότερα σημεία

a) Η μάζα του ατόμου είναι συγκεντρωμένη σε ένα πολύ μικρό χώρο, τον πυρήνα. Δηλαδή ο μεγαλύτερος όγκος του ατόμου είναι κενός

b) Ο πυρήνας του ατόμου αποτελείται από τα πρωτόνια που είναι θετικά φορτισμένα και τα νετρόνια που δεν έχουν ηλεκτρικό φορτίο.

c) Ο αριθμός ηλεκτρονίων είναι ίσος με τον αριθμό πρωτονίων. Τα ηλεκτρόνια περιφέρονται γύρω από τον πυρήνα σε σχετικά μεγάλες αποστάσεις με ακαθόριστο τρόπο.

Το ατομικό πρότυπο του Bohr συνδυάζει την ιδέα του πλανητικού προτύπου και την κβαντική θεωρία του Planck.

1. Ατομικό πρότυπο του Bohr:

a. Το άτομο αποτελείται από τον πυρήνα, που περιέχει τα θετικά φορτισμένα πρωτόνια και τα ουδέτερα νετρόνια. Στον πυρήνα είναι πρακτικά συγκεντρωμένη όλη η μάζα του ατόμου.

ΦΡΟΝΤΙΣΤΗΡΙΟ: ΕΚΠΑΙΔΕΥΣΗ10


b. Γύρω από τον πυρήνα κινούνται σε καθορισμένες (επιτρεπτές) κυκλικές τροχιές τα e-. Τα e- που κινούνται στην ίδια τροχιά από τον πυρήνα έχουν και την ίδια περίπου ενέργεια.

c. Η ενέργεια του ηλεκτρονίου παίρνει μόνο ορισμένες τιμές, είναι δηλαδή κβαντισμένη. Η τιμή της εξαρτάται από την τροχιά στην οποία κινείται το e-.

d. Όταν ένα ηλεκτρόνιο κινείται σε μία επιτρεπόμενη τροχιά, έχει καθορισμένη ενέργεια. Όταν το ηλεκτρόνιο μεταπηδήσει σε μία τροχιά μικρότερης ενέργειας εκπέμπει ακτινοβολία, ενώ όταν μεταπηδήσει σε τροχιά μεγαλύτερης ενέργειας απορροφά ακτινοβολία.

2. Στιβάδα (ή φλοιός ή ενεργειακή στάθμη): e- που κινούνται στην ίδια περίπου απόσταση από τον πυρήνα βρίσκονται στην ίδια στιβάδα. Όταν ένα άτομο δεν είναι σε διέγερση τα e- τους κατανέμονται σε 7 το πολύ στιβάδες (K,L,M,N,O,P,Q) .

3. Κύριος Κβαντικός Αριθμός: Κάθε στιβάδα χαρακτηρίζεται από έναν αριθμό που συμβολίζεται με n (n=1 αντιστοιχεί στην Κ στιβάδα n=2 στην L κοκ). Όσο απομακρυνόμαστε από τον πυρήνα τόσο αυξάνεται η ενεργειακή στάθμη της στιβάδας: EK<EL<EM<EN<EO<EP<EQ.

4. Κατανομή ηλεκτρονίων σε στιβάδες: - SOS - Μέγιστος αριθμός e- στις 4 πρώτες στιβάδες: 2n2

Η τελευταία στιβάδα οποιουδήποτε ατόμου δεν μπορεί να έχει περισσότερα από 8 e- (εξαιρείται η K).

Η προτελευταία στιβάδα δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από 18 e-, αλλά ούτε και λιγότερα από 8 e- (εξαιρείται η K).

Με βάση τους παραπάνω κανόνες μπορούμε να βρούμε την κατανομή των ηλεκτρονίων στα πρώτα 20 στοιχεία, (ατομικός αριθμός 1-20) όπως φαίνεται και στον παρακάτω πίνακα.



Παραδείγματα: i. Να γράψετε την ηλεκτρονιακή δομή σε στιβάδες για τα παρακάτω

άτομα και ιόντα: 7Ν, 35Βr, 53Ι, 12Mg+2, 17Cl-1, 20Ca+2.ii. Ποιος είναι ο ατομικός αριθμός του ατόμου που έχει 5e στην

εξωτερική του στιβάδα που είναι η Μ;

Περιοδικός Πίνακας (Π.Π): ταξινόμηση στοιχείων κατά αυξανόμενο ατομικό αριθμό Ζ

1. Περιοδικός Νόμος: Οι ιδιότητες των στοιχείων είναι περιοδικές συναρτήσεις του ατομικού αριθμού.

2. Περίοδοι του Π.Π.: Οι οριζόντιες σειρές του Π.Π. Κάθε οριζόντια σειρά καταλαμβάνεται από στοιχεία που τα άτομα τους έχουν «χρησιμοποιήσει» τον ίδιο αριθμό στιβάδων για την κατανομή των e-

τους. Αριθμός περιόδου = Αριθμό στιβάδων ατόμου. (Ερώτηση: Άρα πόσες σειρές έχει ο Π.Π.?)

3. Κατά μήκος μιας περιόδου υπάρχει συνήθως βαθμιαία μεταβολή ιδιοτήτων:



a. ελάττωση του μεταλλικού χαρακτήρα κι αύξηση του χαρακτήρα αμετάλλου.

b. ελαττώνεται η ηλεκτροθετικότητα και αντίστοιχα αυξάνεται η ηλεκτραρνητικότητα.

c. Ελαττώνεται η ατομική ακτίνα (μέγεθος του ατόμου)Αξίζει να σημειωθεί ότι κάθε περίοδος του Π.Π. αρχίζει με ένα δραστικό μέταλλο (αλκάλια) και συμπληρώνεται με ένα δραστικό αμέταλλο (αλογόνα) κι ένα ευγενές αέριο με εξαίρεση την 1η περίοδο η οποία περιλαμβάνει ΜΟΝΟ 2 στοιχεία (η Κ χωράει ΜΟΝΟ 2 ηλεκτρόνια)

4. Ομάδες: Οι κατακόρυφες στήλες του Π.Π. Στοιχεία που ανήκουν στην ίδια κύρια ομάδα έχουν τον ίδιο αριθμό e- στην εξωτερική τους στιβάδα, ο οποίος ταυτίζεται με τον αύξοντα αριθμό της ομάδας. (Ερώτηση:Τι σημαίνει αυτό για τις ιδιότητες τους?). Διακρίνονται σε κύριες ομάδες (Α) και δευτερεύουσες (Β)

Κλασική αρίθμηση

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

IUPAC 1 2 13 14 15 16 17 18

Τα στοιχεία ορισμένων ομάδων χαρακτηρίζονται με κάποια ιδιαίτερα ονόματα.

ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΑ VIIA VIIIA Τα στοιχεία που ανήκουν σε δευτερεύουσες ομάδες ονομάζονται

μεταβατικά στοιχεία ή στοιχεία μετάπτωσης

Αλκάλια Αλκαλικές Γαίες Γαίες Αλογόνα Ευγενή Αέρια

a. Τα στοιχεία που ανήκουν στην ίδια κύρια ομάδα έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα, ο οποίος συμπίπτει με τον αριθμό της ομάδας.

b. Τα στοιχεία μιας κύριας ομάδας του Π.Π. έχουν παρόμοιες χημικές ιδιότητες.

c. Το Η ανήκει στην ΙΑ ομάδα, έχει όμως διαφορετικές χημικές ιδιότητες από τα υπόλοιπα στοιχεία της ΙΑ ομάδας (αλκάλια). Το Η ανήκει στα αμέταλλα, ενώ τα αλκάλια είναι μέταλλα.

d. Το He ανήκει στην VIIIA ομάδα, έχει όμως στην εξωτερική του στιβάδα 2 e- κι όχι 8.



5. Μέταλλα κι αμέταλλαa. Μέταλλα χαρακτηρίζονται τα στοιχεία των οποίων τα άτομα

έχουν τάση να αποβάλλουν ηλεκτρόνια και να μετατρέπονται σε κατιόντα (ηλεκτροθετικά)Μεταλλικός χαρακτήρας (κοινές ιδιότητες μετάλλων):

i. Στερεά (εκτός του Hg)ii. Μεταλλική λάμψη

iii. Καλοί αγωγοί θερμότητας και ηλεκτρισμούiv. Ελατά κι όλκιμα

b. Αμέταλλα χαρακτηρίζονται τα στοιχεία των οποίων τα άτομα έχουν τάση να προσλαμβάνουν ηλεκτρόνια και να μετατρέπονται σε ανιόντα (ηλεκτραρνητικά)

Τα μέταλλα καταλαμβάνουν το αριστερό και μέσο τμήμα του Π.Π. ενώ τα αμέταλλα το δεξιό τμήμα του Π.Π.

6. Μεταλλοειδή: Τα στοιχεία που βρίσκονται στη διαχωριστική γραμμή μετάλλων – αμετάλλων. Εμφανίζουν ιδιότητες τόσο μετάλλων όσο κι αμετάλλων.

7. Χρησιμότητα Π.Π. Ανακάλυψη νέων στοιχείων Διευκολύνει τη μελέτη των ιδιοτήτων (φυσικών και χημικών) και

των μεθόδων παρασκευής των στοιχείων Δίνει τη δυνατότητα πρόβλεψης της συμπεριφοράς ενός

στοιχείου

Παραδείγματα:i. Αφού κάνετε την ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων τους να βρείτε σε

ποια περίοδο κι ομάδα του Π.Π. ανήκουν τα παρακάτω στοιχεία:8O, 16S, 35Br

ii. Ποια από τα παρακάτω στοιχεία έχουν παρόμοιες ιδιότητες;8Α, 12Β, 16Γ, 20Δ, 36Ε, 38Ζ



Χημικός δεσμός

1. Ορισμός: Η ελκτική δύναμη που συγκρατεί τις δομικές μονάδες (άτομα, ιόντα κτλ) ενωμένες μεταξύ τους όταν σχηματίζουν χημικές ενώσεις. Κατά τη δημιουργία του χημικού δεσμού το σύστημα αποκτά μία σταθερότερη ενεργειακά δομή δηλαδή δομή με μικρότερη ενέργεια. Δημιουργείται όταν οι δομικές μονάδες της ύλης πλησιάσουν αρκετά ώστε οι ελκτικές δυνάμεις που αναπτύσσονται μεταξύ τους (μεταξύ του πυρήνα του ενός ατόμου και των ηλεκτρονίων του άλλου) να υπερβούν τις απωστικές (μεταξύ των πυρήνων ή μεταξύ των ηλεκτρονίων τους).

2. Παράγοντες που καθορίζουν τη χημική συμπεριφορά των ατόμων: Ηλεκτρόνια σθένους και η ατομική ακτίνα.

3. Ηλεκτρόνια σθένους: Τα e- της εξωτερικής στιβάδας του ατόμου. Στους δεσμούς συμμετέχουν μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους. Κανόνας των οκτώ: Τα άτομα έχουν την τάση να συμπληρώσουν

τη στιβάδα σθένους τους με οκτώ e- (εκτός αν είναι η στιβάδα Κ που συμπληρώνεται με δύο) ώστε να αποκτήσουν τη δομή ευγενούς αερίου.

Ανάλογα με τον αριθμό των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας τα άτομα για να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου:

a. Αποβάλλουν ή προσλαμβάνουν ηλεκτρόνια (μεταφορά ηλεκτρονίων: ιοντικός δεσμός)

b. Συνεισφέρουν ηλεκτρόνια, οπότε σχηματίζονται κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων (ομοιοπολικός δεσμός)

Όταν τα ηλεκτρόνια σθένους είναι μέχρι τέσσερα είναι μονήρη (μοναχικά), ενώ όταν είναι από πέντε έως οκτώ τα e- από το πέμπτο και μετά σχηματίζουν ζεύγη e-.

4. Ηλεκτραρνητικό στοιχείο: Το στοιχείο που τείνει να προσλαμβάνει e-

(π.χ. αλογόνα).Ηλεκτροθετικό στοιχείο: Το στοιχείο που επιδιώκει να αποβάλλει e-

(π.χ. αλκάλια).



5. Ηλεκτραρνητικότητα στοιχείου: η τάση του ατόμου του στοιχείου να έλκει e- όταν αυτό συμμετέχει στο σχηματισμό πολυατομικών συγκροτημάτων. Ηλεκτροθετικότητα: τάση που έχει το άτομο να αποβάλλει e-.(Ερώτηση: Πώς μεταβάλλονται στον Π.Π. οι ιδιότητες αυτές;)

6. Ατομική ακτίνα (Α.Α.): Ορίζεται ως το μισό της απόστασης μεταξύ των πυρήνων δύο γειτονικών ατόμων στοιχείου, που βρίσκονται σε στερεή κρυσταλλική κατάσταση ή η απόσταση της εξωτερικής στιβάδας από τον πυρήνα του ατόμου. Καθορίζει το μέγεθος του ατόμου.

Κατά μήκος μίας περιόδου η ατομική ακτίνα ελαττώνεται από τα αριστερά προς τα δεξιά διότι αυξάνεται ο Ζ του ατόμου δηλαδή το θετικό φορτίο του πυρήνα. Επομένως αυξάνεται η ελκτική δύναμη του πυρήνα στα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας..

Σε μία ομάδα η ατομική ακτίνα αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω διότι αυξάνεται ο αριθμός των στιβάδων, οπότε αυξάνεται η απόσταση των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας από τον πυρήνα.

↑ Α.Α. ↑ μεγέθους ατόμου ↓ ελκτικής δύναμης πυρήνα στα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας ευκολότερη αποβολή ηλεκτρονίων (ή δυσκολότερη πρόσληψη ηλεκτρονίων)

Άρα η Α.Α. εξαρτάται από:i. τον κύριο κβαντικό αριθμό των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας:

↑n ↑ Α.Α.ii. τον ατομικό αριθμό (Z) του στοιχείου

Παραδείγματα: i. Πόσα μονήρη ηλεκτρόνια έχει στην εξωτερική στιβάδα του καθένα από

τα επόμενα άτομα;



7Ν, 10Ne, 14Si, 17Clii. Να συγκρίνετε την Α.Α. στα παρακάτω ζεύγη: α) 9F και 17Cl,

β) 11Na και 12Mg,

7. Είδη χημικών δεσμών:

Ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός: Αναπτύσσεται μεταξύ ετεροατόμων. Είναι ο δεσμός που σχηματίζεται με μεταφορά ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων που οδηγεί στο σχηματισμό ιόντων με αντίθετο φορτίο τα οποία έλκονται και συγκρατούνται σε ορισμένη μεταξύ τους απόσταση με ηλεκτροστατικές δυνάμεις Coulomb. (π.χ. σχηματισμός LiF). Για να σχηματιστεί πρέπει να υπάρχoυν:

Άτομο με τάση να αποβάλει e-

Άτομο με τάση να προσλαμβάνει e-

Χαρακτηριστικά ιοντικού δεσμού: Σχηματίζεται μεταξύ ενός μετάλλου και ενός αμετάλλου. Το μέταλλο συνήθως ανήκει στις ομάδες ΙΑ, ΙΙΑ, ΙΙΙΑ και

αποβάλει από 1 εως 3 ηλεκτρόνια, ενώ το αμέταλλο ανήκει συνήθως στις ομάδες VA, VIA, VΙΙΑ και προσλαμβάνει από 1 εως 3 ηλεκτρόνια. Το Η αν και ανήκει στην ΙΑ ομάδα συμπεριφέρεται ως αμέταλλο, δηλαδή προσλαμβάνει ένα ηλεκτρόνιο.

Τα ιόντα που σχηματίζονται διατάσσονται στο χώρο σε κανονικά γεωμετρικά σχήματα τους ιοντικούς κρυστάλλους.

Χαρακτηριστικά ιοντικής ένωσης: Ιοντικές ενώσεις είναι τα οξείδια των μετάλλων, τα υδροξείδια των μετάλλων και τα άλατα π.χ. CaO, KOH, NaCl.

Δεν αποτελούνται από μόρια αλλά τα ιόντα σχηματίζουν κρυσταλλικό πλέγμα.

Λόγω των ισχυρών ηλεκτροστατικών δυνάμεων Coulomb οι ιοντικές ενώσεις είναι στερεές με υψηλά σημεία τήξεως.

Οι κρύσταλλοι τους είναι σκληροί και εύθραυστοι και όχι ελατοί και όλκιμοι όπως των μετάλλων.

Σε στερεή κατάσταση είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού. Όμως τα τήγματα τους και τα υδατικά τους διαλύματα άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα.

Είναι γενικά ενώσεις ευδιάλυτες στο νερό.



Ο χημικός τύπος μιας ιοντικής ένωσης δείχνει την απλούστερη ακέραια αναλογία των ιόντων στο κρυσταλλικό πλέγμα της ένωσης κι όχι στο μόριο διότι στις ιοντικές ενώσεις ΔΕΝ υπάρχει η έννοια του μορίου.

Παραδείγματα: i. Σχηματισμός NaCl

ii. Μηχανισμός σχηματισμού ιοντικής ένωσης μεταξύ του 20Ca και 7Ν.

Ομοιοπολικός δεσμός: Είναι ο χημικός δεσμός που δημιουργείται με αμοιβαία συνεισφορά ενός ή περισσοτέρων ηλεκτρονίων με αποτέλεσμα τα άτομα που συνδέονται να κατέχουν από κοινού ένα, δύο ή τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. Για να σχηματιστεί πρέπει να υπάρχoυν:

Να είναι αμέταλλα (ηλεκτραρνητικά στοιχεία) Να διαθέτουν στην εξωτερική τους στιβάδα ένα ή

περισσότερα μονήρη e-.

Χαρακτηριστικά ομοιοπολικού δεσμού: Είναι δεσμός που σχηματίζεται ανάμεσα σε δύο όμοια ή

διαφορετικά αμέταλλα. Οι δυνάμεις που συγκρατούν τα άτομα είναι ηλεκτρομαγνητικής

φύσης. Τα άτομα συνεισφέρουν αμοιβαία τα μονήρη ηλεκτρόνια της

εξωτερικής στοιβάδας. Ο ομοιοπολικός δεσμός οδηγεί στο σχηματισμό μορίων. Ένας ομοιοπολικός δεσμός χαρακτηρίζεται ως απλός (–), διπλός

(=) ή τριπλός (≡) όταν μεταξύ των ατόμων υπάρχουν ένα, δύο ή τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων αντίστοιχα.

Μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός: Όταν τα άτομα που σχηματίζουν τον ομοιοπολικό δεσμό ανήκουν στο ίδιο στοιχείο έχουν ίδια ηλεκτραρνητικότητα με αποτέλεσμα να έλκουν εξίσου το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, οπότε έχουμε ομοιόμορφή κατανομή του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων, και ο δεσμός είναι μη πολικός, π.χ. το μόριο Ο2: Ο = Ο.

Πολικός ομοιοπολικός δεσμός: Όταν τα άτομα που σχηματίζουν τον ομοιοπολικό δεσμό είναι διαφορετικής ηλεκτραρνητικότητας, το κοινό



ζευγάρι των ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς το μέρος του ηλεκτραρνητικότερου ατόμου με αποτέλεσμα να σχηματίζεται πολικός δεσμός.π.χ. το μόριο του υδροχλωρίου: HCl: δ+H – Clδ-

Χαρακτηριστικά ομοιοπολικών ενώσεων: Ομοιοπολικές ενώσεις είναι τα οξέα, τα οξείδια των αμετάλλων και οι οργανικές ενώσεις π.χ. ΗCN, HCl, SO2, CH4.

Οι ομοιοπολικές ενώσεις αποτελούνται από μόρια μεταξύ των οποίων ασκούνται ασθενείς ελκτικές δυνάμεις.

Σε καθαρή κατάσταση είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού, τα υδατικά διαλύματα ορισμένων ομοιοπολικών ενώσεων εμφανίζουν ηλεκτρική αγωγιμότητα.

Είναι συνήθως αδιάλυτες στο νερό εκτός αν αντιδρούν με αυτό

Στον πίνακα που ακολουθεί αναφέρονται οι διαφορές ιοντικών κι ομοιοπολικών ενώσεων.

Ιοντικές Ενώσεις Ομοιοπολικές ενώσεις1 Δεν αποτελούνται από μόρια Αποτελούνται από μόρια

2 Είναι στερεά κρυσταλλικά σώματα με υψηλό σημείο τήξης

Είναι αέρια, υγρά ή στερεά με χαμηλό σημείο τήξης

3

Τα τήγματα και τα υδατικά τους διαλύματα είναι καλοί αγωγοί του

ηλεκτρισμού

Σε καθαρή μορφή είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού

4 Διαλύονται γενικά στο νερό Είναι γενικά δυσδιάλυτες στο νερό

5

Ιοντικές ενώσεις είναι τα άλατα, τα υδροξείδια τα οξείδια και τα υδρίδια των

μετάλλων. Γενικά οι ενώσεις των μετάλλων με αμέταλλα

Ομοιοπολικές ενώσεις είναι οι ενώσεις μεταξύ των αμετάλων

Στον πίνακα που ακολουθεί αναφέρονται οι διαφορές ιοντικού κι ομοιοπολικού δεσμού.

Ετεροπολικός Ομοιοπολικός

1

Αναπτύσσεται μεταξύ μετάλλου καιαμετάλλου με αποβολή e από τομέταλλο και πρόσληψη e από το

αμέταλλο

Αναπτύσσεται μεταξύ αμετάλλων με αμοιβαία συνεισφορά e προςσχηματισμό κοινού ζεύγους e

2 δυνάμεις ηλεκτροστρατικής φύσης. δυνάμεις ηλεκτρομαγνητικής φύσης.

3 σχηματισμός κρυσταλλικούπλέγματος από ιόντα

σχηματισμός μορίου.

4 Τα άτομα που συνδέονται έχουν μεγάλη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας

(μέταλλο – αμέταλλο)

Τα άτομα που συνδέονται έχουν μικρή διαφορά ηλεκτραρνητικότητας (αμέταλλο – αμέταλλο) ή είναι άτομα



του ίδιου στοιχείου.

Ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis: Ο χημικός τύπος που δείχνει:a. Το είδος και τον αριθμό των ατόμων που αποτελούν το μόριο

της ένωσηςb. Τον τρόπο σύνδεσης των ατόμων μεταξύ τους στο μόριο της

ένωσηςc. Την κατανομή των ηλεκτρονίων σθένους μεταξύ των ατόμων

του μορίου.

Παραδείγματα: Να γραφούν οι ηλεκτρονιακοί τύποι των παρακάτω ενώσεων:

α) ΝΗ3 β) CH4 γ) H2O

Αριθμός οξείδωσης – Γραφή χημικών τύπων

1. Αριθμός οξείδωσης (Α.Ο.): Ορίζεται ως: Το πραγματικό φορτίο του ιόντος στις ιοντικές ενώσεις. Το φαινομενικό φορτίο που αποκτά το άτομο αν τα κοινά ζεύγη

ηλεκτρονίων αποδοθούν στο ηλεκτραρνητικότερο άτομο στις ομοιοπολικές ενώσεις. (Υπολογισμός Α.Ο. στα παραδείγματα σελ. 64)

Κανόνες υπολογισμού Α.Ο. και πίνακας με τις συνήθεις τιμές Α.Ο. στοιχείων στις ενώσεις τους

i. Κάθε στοιχείο σε ελεύθερη κατάσταση έχει αριθμό οξείδωσης (Α.Ο) ίσο με το μηδέν.

ii. Το Η στις ενώσεις του έχει αριθμό οξείδωσης (Α.Ο) ίσο με +1, εκτός από τις ενώσεις του με τα μέταλλα (υδρίδια) που έχει -1.

iii. Το F στις ενώσεις του έχει πάντοτε αριθμό οξείδωσης (Α.Ο) ίσο με -1iv. Το Ο στις ενώσεις του έχει αριθμό οξείδωσης (Α.Ο) ίσο με -2, εκτός

από τα υπεροξείδια στα οποία έχει -1, καθώς και την ένωση OF2 (οξείδιο του φθορίου), στην οποία έχει +2.

v. Τα αλκάλια, όπως Κ, Na, έχουν πάντοτε αριθμό οξείδωσης (Α.Ο) +1 και οι αλκαλικές γαίες, όπως Ba, Ca, έχουν πάντοτε αριθμό οξείδωσης (Α.Ο) +2.

vi. Το αλγεβρικό άθροισμα των αριθμών οξείδωσης (Α.Ο) όλων των ατόμων σε μία ένωση είναι ίσο με το μηδέν.



vii. Το αλγεβρικό άθροισμα των αριθμών οξείδωσης (Α.Ο) όλων των ατόμων σε ένα πολυατομικό ιόν είναι ίσο με το φορτίο του πολυατομικού ιόντος.

Συνήθεις τιμές A.O. στοιχείων σε ενώσεις τους

Μέταλλα ΑμέταλλαLi, Na, K, Ag +1 F -1

Ba, Ca, Mg, Zn +2 H +1 (-1)Al, Bi +3 O -2 (-1, +2)

Hg, Cu +1, +2 Cl, Br, I -1 (+1, +3, +5, +7)Fe, Co, Ni +2, +3 S -2 (+4, +6)Pb, Sn, Pt +2, +4 N, P, Sb, As -3 (+3, +5)

Cr +2, +3, +6 C, Si -4, +4Mn +2, +3, +4, +6, +7Au +1, +3

Παραδείγματα: Να υπολογισετε τον αριθμο οξείδωσης του S στις παρακάτω ενώσεις: a)Na2SO4, b)H2S c)HSO3

- Να υπολογισετε τον αριθμο οξείδωσης του Cr στην παρακάτω ενώση: a)Κ2Cr2O7 b)Cr2O7

2-

2. Γραφή μοριακού τύπου ανόργανης ένωσης: Κάθε ανόργανη ένωση (ανεξάρτητα από το είδος του δεσμού που έχει) μπορούμε να πούμε ότι αποτελείται από δύο τμήματα, ένα με θετικό αριθμό οξείδωσης (Θ με Α.Ο. = +x) και ένα με αρνητικό αριθμό οξείδωσης (Α με Α.Ο. = –ψ). Για να γράψουμε τον μοριακό τύπο της ένωσης μεταξύ του Θ και

του Α: Γράφουμε πρώτα το θετικό τμήμα και μετά το αρνητικό

Θ+xΑ–ψ

Τον Α.Ο. του πρώτου βάζουμε δείκτη στο δεύτερο και αντίστροφα. Ακολουθεί απλοποίηση στους δείκτες αν γίνεται. Να σημειώσουμε ότι αν κάποιος δείκτης είναι το 1 τότε αυτός παραλείπεται.

Αν κάποιο από τα τμήματα Θ ή Α είναι πολυατομικό και παίρνει δείκτη μεγαλύτερο του 1, το κλείνουμε σε παρένθεση.



Ονοματολογία των κυριότερων πολυατομικών ιόντων

Συμβολισμός Ονομασία Συμβολισμός ΟνομασίαOH- Υδροξείδιο CrO4

2- ΧρωμικόCN- Κυάνιο ή κιανίδιο Cr2O7

2- ΔιχρωμικόClO4

- Υπερχλωρικό MnO42- Μαγγανικό

ClO3- Χλωρικό AsO4

3- ΑρσενικικόClO2

- Χλωριώδες PO43- Φωσφορικό

ClO- Υποχλωριώδες HCO3- Όξινο ανθρακικόNO3

- Νιτρικό HSO3- Όξινο θειώδεςNO2

- Νιτρώδες HSO4- Όξινο ΘειϊκόMnO4

- Υπερμαγγανικό HPO42- Όξινο φωσφορικό

SO42- Θειϊκό H2PO4

- Δισόξινο φωσφορικόSO3

2- Θειώδες HS- Όξινο θειούχοCO3

2- Ανθρακικό NH4+ Αμμώνιο

Ονοματολογία των κυριότερων μονοατομικών ιόντων

Συμβολισμός Ονοματολογία Συμβολισμός ΟνοματολογίαCl- Χλωριούχο ή χλωρίδιο O2- Οξυγονούχο ή οξείδιο

Br- Βρωμιούχο ή βρωμίδιο

S2- Θειούχο ή σουλφίδιο

I- Ιωδιούχο ή ιωδίδιο N3- Αζωτούχο ή νιτρίδιο

F- Φθοριούχο ή φθοριδιο

P3- Φωσφορούχο ή φωσφίδιο

H- Υδρογονούχο ή υδρίδιο

α. Ονοματολογία οξέωνΌλα τα οξέα έχουν γενικό τύπο Ηx

+1Α-x και για να τα ονομάσουμε διακρίνουμε 2 περιπτώσεις:

1. Μη οξυγονούχα οξέα: Το οξύ δεν περιέχει οξυγόνο και το Α μπορεί να είναι αλογόνο, S ήCN-. Το όνομα αποτελείται από δύο συνθετικά, το υδρό + το όνομα του στοιχείου. Π.χ. HF: Υδρο – φθόριο, HBr: Υδρο – Βρώμιο etc. Αξίζει να σημειωθεί ότι τα διαλύματα των οξέων αυτών ονομάζονται Υδρό + το όνομα του στοιχείου και κατάληξη «-ικό οξύ». Π.χ. διάλυμα HCl: Υδρο - χλωρ - ικό οξύ.



2. Οξυγονούχα οξέα: Το οξύ περιέχει οξυγόνο και το Α είναι μία οξυγονούχα ρίζα. Το όνομα αποτελείται επίσης από 2 συνθετικά και προκύπτει ως εξής: όνομα ρίζας + οξύ. Π.χ. HNO3: νιτρικό οξύ etc.

Ανάλογα με το μέγιστο αριθμό κατιόντων υδρογόνου (Η+) που μπορεί να δώσει κατά τη διάσταση του ένα μόριο οξέος τα ονομάζουμε ως εξής:

α) Μονοπρωτικά β) Πολυπρωτικά

β. Ονοματολογία βάσεωνΟι βάσεις έχουν γενικό τύπο M+x(OH)-1

x (με x<4) –όπου Μ μέταλλο-. Το όνομα των βάσεων αποτελείται από 2 συνθετικά, το υδροξείδιο + το όνομα του μετάλλου. Π.χ. KOH: υδροξείδιο του καλίου. Δεν πρέπει να ξεχνάμε ότι βάση είναι και η αμμωνία (NH3) η οποία δεν είναι υδροξείδιο. Ανάλογα με τον αριθμό των ΟΗ- που μπορεί να δώσει ένα μόριο βάσης τις διακρίνουμε σε: α) μονόξινες β) πολύξινες ( x >1)

γ. Ονοματολογία αλάτωνΤα άλατα είναι της μορφής M+y

xA-xy,όπου το Μ είναι μέταλλο ή ΝΗ4

+ και το Α αμέταλλο ή ηλεκτροαρνητική ρίζα. Για να ονομάσουμε τα άλατα διακρίνουμε δύο περιπτώσεις:

1. Το Α είναι αμέταλλο ή CN- (κυάνιο): Στην περίπτωση αυτή για να ονομάσουμε το άλας, βάζουμε στο όνομα του Α την κατάληξη –ούχο(ς) και συμπληρώνουμε με το όνομα του μετάλλου. Π.χ. NaCl: Χλωριούχο νάτριο etc.

2. Το Α είναι ηλεκτροαρνητική ρίζα: Στην περίπτωση αυτή γράφουμε γράφουμε το όνομα της ρίζας και συμπληρώνουμε το όνομα του μετάλλου (M+x). Π.χ. NaHSO4: όξινο θειικό νάτριο.

δ. Ονοματολογία οξειδίωνΟξείδια ονομάζονται οι ενώσεις των στοιχείων με το οξυγόνο (συνήθως τα οξείδια αποτελούνται από 2 στοιχεία). Όλα τα απλά οξείδια περιέχουν το οξυγόνο με αριθμό οξείδωσης το -2. Το όνομα των οξειδίων αποτελείται από 2 συνθετικά, το (μονο-, δι-, οξείδιο + το όνομα του στοιχείου. Π.χ. NO: μονοξείδιο του αζώτου, CO2: Διοξείδιο του άνθρακα etc.

Παραδείγματα: i. Να γραφεί ο μοριακός τύπος του α) χλωριούχου ασβεστίου,

β) υδροξειδίου του σιδήρου (ΙΙ)ii. Να ονομαστούν οι παρακάτω ενώσεις:



a)Na2O b)MgS2 c)Al(OH)3 d)HNO3 e)CuSO4

ΑΣΚΗΣΕΙΣ

1. Να γράψετε την ηλεκτρονιακή δομή σε στιβάδες για τα παρακάτω άτομα και ιόντα:

2He, 5B, 9F, 13Al, 19K, 36Kr, 37Rb, 54Xe, 56Ba, 9F-1, 2He+2, 11Na+1, 16S2-, 19K+1, 35Br-

1, 37Rb+1, 56Ba+2

2. Πόσα ηλεκτρόνια έχει στην εξωτερική του στιβάδα καθένα από τα επόμενα άτομα ή ιόντα;

7Ν3-, 12Μg+2, 15P, 20Ca, 17Cl-1, 55Cs+1

3. Να συμπληρωθούν οι προτάσεις που ακολουθούν: a) Στοιχείο που ανήκει στην 4η περίοδο έχει τα ηλεκτρόνια σθένους του

στην ………… στιβάδα.b) Στοιχείο που ανήκει στην 6η κύρια ομάδα του Π.Π. έχει …………………..

ηλεκτρόνια σθένους.c) Ηλεκτρόνιο της στιβάδας L έχει ……………………… ενέργεια από

ηλεκτρόνιο της στιβάδας Μ.

4. Είναι ορθές, ή λανθασμένες οι προτάσεις που ακολουθούν;a) To Α (Ζ=33) έχει μεγαλύτερη χημική ομοιότητα με το Β (Ζ=20) παρά με

το Γ (Ζ=39)b) Το οξυγόνο που ανήκει στην 6η κύρια ομάδα έχει 6 ηλεκτρόνια

σθένουςc) To Si που ανήκει στην 3η περίοδο του Π.Π. έχει 3 ηλεκτρόνια στην

εξωτερική του στιβάδα

5. Να υπολογισθούν οι ατομικοί αριθμοί των εξής στοιχείων: a) Του 3ου αλκαλίου : b) Του 2ου αλογόνου: c) Του 3ου ευγενούς αερίου:

6. Να συμπληρωθεί ο πίνακας:Στοιχείο Ca (Ζ=2Ο) Ν (Ζ=7) Ar (Ζ=18) CI (Ζ=17)



Ηλ. ΚατανομήΟμάδα

ΠερίοδοςHλεκτροθετικό

Ηλεκτραρνητικό7. Το άτομο ενός στοιχείου Χ έχει μαζικό αριθμό 37 και περιέχει στον

πυρήνα του 3 νετρόνια περισσότερα από πρωτόνια. Να βρεθούν:α. Ατομικός αριθμός του στοιχείου.β. Ηλεκτρονιακή δομή του στοιχείου.γ. Η ομάδα και η περίοδος που ανήκει το στοιχείο.

8. Να συγκρίνετε ως προς το μέγεθος τα παρακάτω στοιχεία:α. 11Νa – 14Si β. 9F – 35Br γ. 19K+ - 17Cl-

9. Κατατάξτε τα στοιχεία των παρακάτω ομάδων του Π.Π. σε ηλεκτροθετικά,(Η\Θ) ηλεκτραρνητικά (Η/Α) και αδρανή (Α).

Αλκάλια:…….. Αλκαλικές Γαίες:……. Αλογόνα:……6η κύρια ομάδα:.... 3η κύρια ομάδα:……. Ευγενή αέρια:…….

10. Να υπολογιστεί ο ατομικός αριθμός και να γραφεί η ηλεκτρονιακή δομή για τα παρακάτω στοιχεία:

a) Α: ανήκει στη δεύτερη περίοδο και στην VA ομάδα.b) Β: ανήκει στη τρίτη περίοδο και στην VΙΙA ομάδαc) Γ: ανήκει στη τέταρτη περίοδο και στην ΙA ομάδαd) Δ: το τέταρτο στοιχείο από τα ευγενή αέρια.e) Ε: το τρίτο στοιχείο από τα αλογόνα

11. Το άτομο ενός στοιχείου Σ έχει πέντε ηλεκτρόνια στη στιβάδα Μ.a) Σε ποια ομάδα και σε ποια περίοδο ανήκει; Ποιος είναι ο ατομικός του

αριθμός;b) Να βρεθούν οι ατομικοί αριθμοί:

i. Του αλκαλίου που ανήκει στην ίδια περίοδο με το Σ,ii. Του προηγούμενου και του επόμενου στοιχείου που ανήκουν

στην ίδια ομάδα με το στοιχείο Σ.

12. Το άτομο ενός στοιχείου Χ έχει μαζικό αριθμό 37 και περιέχει στον πυρήνα του 3 νετρόνια περισσότερα από πρωτόνια. Να βρεθούν:

α. Ατομικός αριθμός του στοιχείου.β. Ηλεκτρονιακή δομή του στοιχείου.



γ. Η ομάδα και η περίοδος που ανήκει το στοιχείο.

13. Να υπολογίσετε τους ατομικούς αριθμούς των παρακάτω στοιχείων:A. Το ανιόν Α2- έχει την ίδια ηλεκτρονιακή δομή με το δεύτερο ευγενές

αέριοB. Το κατιόν Β+ έχει την ίδια ηλεκτρονιακή δομή με το τρίτο ευγενές

αέριοC. Ανήκει στις αλκαλικές γαίες και βρίσκεται στην ίδια περίοδο με το

τέταρτο ευγενές αέριο.D. Είναι το πρώτο στοιχείο της τέταρτης περιόδου

14. Τί είδους δεσμό περιμένετε να σχηματίσουν μεταξύ τους τα παρακάτω στοιχεία;

Ο με Ο : Η με Ν: Ca με Ο: Ca με CI:

Δίνονται οι ατομικοί αριθμοί : 0=8, Η=1, Ν=7, Ca=20.

15. Να σχηματισθούν οι ηλεκτρονικοί τύποι του οξυγόνου (Ο2), του χλωριούχου ασβεστίου (CaCl2), του οξειδίου του ασβεστίου (CaO) και του διοξειδίου του θείου (SO2). Δίνονται οι ατομικοί αριθμοί: Ν=7, O=8, Η=1, Ca=20, Cl=17, S=16.

16. Να γράψεις τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ενώσεων:α) ΝΗ3 β) CH4 γ) Νa2Sδ) Η2S στ) CHCl3 ζ) MgBr2

17. Ποια είδη δεσμών (ιοντικός, πολικός ομοιοπολικός ή μη πολικός ομοιοπολικός) εμφανίζονται στις ουσίες που ακολουθούν;

Ν2: KCI:HI: FeO:

18. Δίνονται τα χημικά στοιχεία 12Μg, 8O και 16S.α. Να βρείτε τη θέση τους στον περιοδικό πίνακα.β. Ποια από αυτά έχουν παρόμοιες χημικές ιδιότητες;γ. Να συγκρίνετε τις ατομικές τους ακτίνες.δ. Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους των ενώσεων του 12Mg και του 8Ο με το 1Η.



19. Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος της ένωσης που προκύπτει μεταξύ του Α (Ζ=19) και του Β (Ζ=34)

20. Τρία στοιχεία Α,Β και Γ έχουν αντίστοιχα ατομικούς αριθμούς n, n+1 και n+2. Το στοιχείο Β είναι ευγενές αέριο. Με τι δεσμό θα ενωθούν τα Α και Γ μεταξύ τους;

21. Πως μεταβάλλεται ο ηλεκτροθετικός (μεταλλικός) και ηλεκτροαρνητικός (αμεταλλικός) χαρακτήρας των στοιχείων σε μια ομάδα και σε μια περίοδο του περιοδικού πίνακα;

22. Δίνονται τα στοιχεία 1A, 8B, 17Γ και 19Δ. Να εξετάσετε αν ισχύουν οι παρακάτω προτάσεις:

a) Το Δ μπορεί να σχηματίσει έναν ιοντικό δεσμό, ενώ το Γ μπορεί να σχηματίσει δύο ιοντικούς δεσμούς.

b) Η ένωση μεταξύ των Α και Γ θα είναι ομοιοπολικήc) Η ένωση μεταξύ των Α και Δ θα είναι ιοντική.d) Ένα άτομο του Β ενώνεται με έναν ομοιοπολικό δεσμό με άλλο ένα

άτομο του Β, σχηματίζοντας το μόριο του Β.

23. Τα στοιχεία Α, Β, Γ, Δ έχουν ατομικούς αριθμούς 9, 11, 16, 20 αντίστοιχα.a) Ποια από τα στοιχεία αυτά είναι ηλεκτραρνητικά;b) Τι είδους χημικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ των ατόμων των

στοιχείων:i) A και Β, ii) Β και Γ, iii) Α και Δ, iv) Γ και Δ

24. Δίνονται τα στοιχεία 7A, 8B, 10Γ, 12Δ, 16Ε και 19Ζ. a) Σε ποιες ομάδες και περιόδους του Π.Π. ανήκουν τα στοιχεία αυτά;

Ποια είναι τα μέταλλα και ποια τα αμέταλλα;b) Ποιο από τα στοιχεία είναι το περισσότερο ηλεκτραρνητικό και ποιο το

περισσότερο ηλεκτροθετικό;c) Ποιο ή ποια από τα στοιχεία αυτά σχηματίζει με:

i. Το στοιχείο Β ιοντική ένωση;ii. Το υδρογόνο ομοιοπολική ένωση;

d) Τι είδους χημικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ των στοιχείων:i) Ε και Ζ ii) Α και Δ;

25. Να υπολογίσετε τον αριθμό οξείδωσης του N στα παρακάτω μόρια και ιόντα:



α. Ν2Ο5 β. ΝΗ3 γ. ΝaΝΟ3 δ. Ca(NO2)2

26. Να υπολογίσετε τον αριθμό οξείδωσης του S στα παρακάτω μόρια και ιόντα:α. Η2S β. Na2SO4 γ. SO3

2–

27. Να βρείτε τον αριθμό οξείδωσης του κάθε στοιχείου που υπογραμμίζεται στους παρακάτω μοριακούς τύπους.(i) KMnO4 ii) PO4

–3 iii) H4P2O5 iv) H2S2O8

28. Ποιος είναι ο αριθμός οξείδωσης (Α.Ο.) του χλωρίου στις παρακάτω ενώσεις και ιόντα:α) HCIO, β) HCIO2, γ) HCIO3, δ) Ca(CIO2)2,

29. Να βρεθεί ο αριθμός οξείδωσης των υπογραμμισμένων ατόμων των παρακάτω πολυατομικών ιόντων που επισημαίνονται σε κάθε περίπτωσηα) ΝO3

-1 β) ΟH-1 γ) SO4-2 δ) Cr2O7

-2

ε) ClO4-1 στ) CO3

-2 ζ) MnO4-1

30. Να συμπληρωθεί ο παρακάτω πίνακας και να ονομαστούν οι ενώσεις που προκύπτουν.

NO3-1 OH-1 O-2 SO4

-2 PO4-3 Cl-1 CO3

-2 S-2 N-3

Na+

H+

Ca+2

NH4+

Zn+2

Cu+

Fe+3

Mg+2

Al+3



31. Να συμπληρωθεί ο πίνακας γράφοντας σε κάθε κενό τον αντίστοιχο μοριακό τύπο και να ονομαστούν οι ενώσεις που προκύπτουν:

Br1- S2- CO32- OH1- HSO4

1- ClO3- PO4

3-

Κ+1

Zn+2

Fe+2

Al+3

Cu+1

H+1

NH4+1

32. Να γραφούν οι μοριακοί τύποι των παρακάτω ενώσεων:

Ιωδιούχο νάτριο χλωριούχο βάριο θειούχο μαγνήσιοβρωμιούχος

άργυρος

ανθρακικό νάτριοΥδροξείδιο του

ασβεστίουτριχλωριούχος

σίδηροςΧλωρικό νάτριο

Ιωδιούχο ασβέστιο Νιτρικός άργυροςΑνθρακικό ασβέστιο

Φωσφορικό μαγνήσιο

Θειικό αργίλιο Υποχλωριώδες κάλιο Θειικό ασβέστιοΧλωρικό μαγνήσιο

Όξινο ανθρακικό ασβέστιο

Θειούχο αμμώνιο Θειικός χαλκός (ΙΙ)Φωσφορικό

αμμώνιοΝιτρικός σίδηρος

(ΙΙΙ)Διοξείδιο του άνθρακα Υποχλωριώδες οξύ

Οξείδιο του Βαρίου

Οξείδιο του νατρίου Υδροχλώριο Υδροκυανιο Θειικό οξύΟξείδιο του ασβεστίου

υδρόθειο αμμωνία Φωσφορικό οξύ

Χλωρικό οξύ Ανθρακικό οξύ Υδροξείδιο του Υδροξείδιο του



σιδήρου (ΙΙΙ) καλίου


Documents

ΧΗΜΕΙΑ Α ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2ο