Χημεία Θετικής Κατεύθυνσης Γ Λυκείου

Αναστάσιος Κικίδης

Σημειώσεις Χημείας Γ Λυκείου στο 1ο Κεφάλαιο Τροχιακό – Κβαντικοί Αριθμοί – Αρχές Δόμησης – Περιοδικός Πίνακας

Αναστάσιος Κικίδης Χημεία Θετικής Κατεύθυνσης Γ Λυκείου

1

Περιεχόμενα Τροχιακό – Κβαντικοί Αριθμοί ................................................................................................................. 2

Ατομικό Πρότυπο του Bohr.................................................................................................................. 2

Κβαντική Θεωρία του Planck ............................................................................................................... 3

Κυματική θεωρία της ύλης (De Broglie) ............................................................................................... 3

Αρχή της αβεβαιότητας ή απροσδιοριστίας του Heisenberg ................................................................ 3

Κυματική εξίσωση του Schrödinger ..................................................................................................... 4

Κβαντικοί αριθμοί ............................................................................................................................... 4

Κύριος κβαντικός αριθμός n ............................................................................................................ 4

Δευτερεύων κβαντικός αριθμός .................................................................................................. 5

Μαγνητικός κβαντικός αριθμός m ................................................................................................. 5

Κβαντικός αριθμός του spin sm ....................................................................................................... 6

Γραφική απεικόνιση ατομικών τροχιακών ....................................................................................... 7

Αρχές Δομησης Πολυηλεκτρονιακών Ατόμων .......................................................................................... 8

Απαγορευτική Αρχή του Pauli .............................................................................................................. 8

Αρχή της ελάχιστης ενέργειας ............................................................................................................. 9

Κανόνας του Hund ............................................................................................................................. 10

Περιοδικός Πίνακας .............................................................................................................................. 12

Ατομική Ακτίνα και Ενέργεια Ιοντισμού ................................................................................................. 14


2

Τροχιακό – Κβαντικοί Αριθμοί

Ατομικό Πρότυπο του Bohr

1η Συνθήκη (μηχανική συνθήκη)

«Τα ηλεκτρόνια περιστρέφονται γύρω από τον πυρήνα σε ορισμένες κυκλικές τροχιές. Κάθε επιτρεπόμενη τροχιά έχει καθορισμένη ενέργεια, είναι δηλαδή κβαντισμένη»

Η ενέργεια ηλεκτρονίου στο άτομο του υδρογόνου είναι : 18

2

2.18 10n

JEn⋅

= − ή 2

13.6n

eVEn

= −

όπου 1,2,3,...n = (κύριος κβαντικός αριθμός).

• Ο κύριος κβαντικός αριθμός n είναι χαρακτηριστικός για κάθε επιτρεπόμενη τροχιά • Το n καθορίζει την ενεργειακή στάθμη του ηλεκτρονίου. • Το αρνητικό πρόσημο δηλώνει ότι όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή του n, τόσο

μεγαλύτερη είναι η ενέργεια του ηλεκτρονίου, δηλαδή όταν το ηλεκτρόνιο απομακρύνεται από τον πυρήνα, η ενέργειά του αυξάνεται.

• Όταν η ενέργεια του ηλεκτρονίου μηδενίζεται, δηλαδή γίνεται μέγιστη, τότε το ηλεκτρόνιο δεν ανήκει πλέον στο άτομο, και έχουμε ιοντισμό.

• Ένα άτομο λέμε ότι βρίσκεται σε θεμελιώδη κατάσταση, όταν τα ηλεκτρόνιά του είναι κατά το δυνατόν πλησιέστερα στον πυρήνα.

• Ένα άτομο λέμε ότι βρίσκεται σε διέγερση όταν τα ηλεκτρόνιά του έχουν μεταπηδήσει σε υψηλότερες ενεργειακές στάθμες.

2η Συνθήκη (οπτική συνθήκη)

«Το ηλεκτρόνιο εκπέμπει ή απορροφά ενέργεια υπο μορφή ακτινοβολίας μόνο όταν μεταπηδά από μία τροχιά σε μία άλλη, όταν δηλαδή αλλάζει ενεργειακή στάθμη».

Η ενέργεια αυτή δίνεται από τη σχέση: f iE E E hf−∆ = = , όπου h η σταθερά του Planck με

τιμή: 346.626 10 J·sh −= × .

Παρατήρηση

Η σχέση που συνδέει το μήκος κύματος λ με τη συχνότητα f μιας ακτινοβολίας είναι c fλ= ,

όπου c η ταχύτητα του φωτός στο κενό 83 10 mc s= ⋅ .

• Η ενέργεια εκπέμπεται όταν μεταπηδα΄σε χαμηλότερη ενεργειακή στάθμη και απορροφάται όταν μεταπηδά σε υψηλότερη ενεργειακή στάθμη.


3

• Με βάση το ατομικό πρότυπο του Bohr, ερμηνεύτηκε το γραμμικό φάσμα εκπομπής του ατόμου του υδρογόνου και των υδρογονοειδών ιόντων, δηλαδή ιόντων με ένα ηλεκτρόνιο.

• Το ατομικό πρότυπο του Bohr εγκαταλείφθηκε επειδή: Η εισαγωγή του κύριου κβαντικού αριθμού γίνεται αυθαίρετα Δεν κατάφερε να ερμηνεύσει το φάσμα εκπομπής πολυπλοκπότερων ατόμων,

δηλαδή ατόμων με περισσότερα από ένα ηλεκτρόνια. Δεν κατάφερε να ερμηνεύσει τη δημιουργία του χημικού δεσμού.

• Τα φάσματα εκπομπής των χημικών στοιχείων είναι γραμμικά • Κάθε γραμμή του φάσματος αντιστοιχεί σε εκπεμπόμενη ακτινοβολία καθορισμένης

συχνότητας (χρώμα) • Κάθε χημικό στοιχείο έχει το δικό του χαρακτηριστικό γραμμικό φάσμα εκπομπής

Κβαντική Θεωρία του Planck «Η ακτινοβολία εκπέμπεται όχι με συνεχή τρόπο αλλά σε μικρά πακέτα τα οποία ονομάζονται κβάντα. Τα κβάντα φωτός ή της ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας ονομάζονται φωτόνια»

Κάθε κβάντο (φωτόνιο) μεταφέρει ποσότητα ενέργειας Ε, η οποία δίνεται από τη σχέση E hf= όπου h η σταθερά του Planck.

Κυματική θεωρία της ύλης (De Broglie) Τα ηλεκτρόνια όπως και το φως έχουν δυαδική φύση, δηλαδή συμπεριφέρεται ως σωματίδιο και ως κύμα.

• Το μήκος κύματος λ, ενός κινούμενου σωματιδίου και ταχύτητας υ δίνεται από τη

σχέση: hm

λυ

=⋅

• Ο κυματικός χαρακτήρας εκδηλώνεται σε σωματίδια που έχουν μικρή μάζα και μεγάλη ταχύτητα

Αρχή της αβεβαιότητας ή απροσδιοριστίας του Heisenberg «Είναι αδύνατο να προσδιορίσουμε με ακρίβεια συγχρόνως τη θέση και την ορμή ενός μικρού σωματιδίου (ηλεκτρονίου)».


4

Κυματική εξίσωση του Schrödinger • Είναι μια εξίσωση με την οποία μπορούμε να υπολογίσουμε την ενέργεια και την

πιθανότητα εύρεσης ενός ηλεκτρονίου σε ορισμένο χώρο • Εφαρμόζεται με επιτυχία και δίνει ακριβείς λύσεις μόνο στο άτομο του υδρογοόνου και

στα υδρογονοειδή ιόντα (ιόντα που έχουν μόνο ένα ηλεκτρόνιο, πχ 22 3,He Li+ + )

• Η επίλυση της κυματικής εξίσωσης του Schrödinger οδηγεί στις κυματοσυναρτήσεις Ψ, που περιγράφουν την κατάσταση του ηλεκτρονίου ορισμένης ενέργειας και ονομάζονται ατομικά τροχιακά.

• Τα ατομικά τροχιακά είναι συναρτήσεις της μορφής ( ), ,x y zΨ με , ,x y z τις

συντεταγμένες που καθορίζουν τη θέση του ηλεκτρονίου στο χώρο γύρω από τον πυρήνα.

• Το Ψ δεν έχει άμεση φυσική σημασία αλλά αποτελεί μια ένδειξη της παρουσίας ή μη του ηλεκτρονίου σε ένα χώρο γύρω από τον πυρήνα.

• Το 2Ψ δίνει την πιθανότητα να βρεθεί το ηλεκτρόνιο του ατόμου του υδρογόνου σε ένα καθορισμένο σημείο του χώρου γύρω από τον πυρήνα.

• Το 2Ψ , ή ακριβέστερα το 2e− Ψ (όπου e το φορτίου του ηλεκτρονίου, 191.6 10 Ce −= − ⋅ ), εκφράζει την κατανομή ή την πυκνότητα του ηλεκτρονιακού νέφους στο χώρο γύρω από τον πυρήνα.

Κβαντικοί αριθμοί • Από την επίλυση της εξίσωσης του Schrödinger προκύπτουν οι τρεις από τους τέσσερις

κβαντικούς αριθμούς (ο κύριος κβαντικός αριθμός n, ο αζιμουθιακός ή δευτερεύων κβαντικός αριθμός και ο μαγνητικός κβαντικός αριθμός m ).

• Κάθε τριάδα κβαντικών αριθμών ( ), ,n m καθορίζει ένα συγκεκριμένο ατομικό

τροχιακό. • Ο τέταρτος κβαντικός αριθμός, δηλαδή ο κβαντικός αριθμός του spin sm , δε

συμμετέχει στη διαμόρφωση της τιμής της ενέργειας του ηλεκτρονίου, συνεπώς και στον καθορισμό του ατομικού τροχιακού.

• Κάθε τετράδα κβαντικών αριθμών ( ), , , sn m m περιγράφει πλήρως την κατάσταση

ενός ηλεκτρονίου στο άτομο.

Κύριος κβαντικός αριθμός n • Καθορίζει

Τη μέση απόσταση του ηλεκτρονίου από τον πυρήνα, είναι δηλαδή ενδεικτικός του μεγέθους του ηλεκτρονιακού νέφους. Όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή του n, τόσο πιο απομακρυσμένο είναι από τον πυρήνα, κατά μέσο όρο, το ηλεκτρονιακό νέφος.


5

Τη στιβάδα (φλοιό) στην οποία κινείται το ηλεκτρόνιο Την ενέργεια του ηλεκτρονίου

• Παίρνει τις ακέραιες τιμές 1,2,3,… μέχρι (θεωρητικα) άπειρο. • Είναι ενδεικτικός της έλξης πυρήνα – ηλεκτρονίου.

Δευτερεύων κβαντικός αριθμός • Καθορίζει το σχήμα του ηλεκτρονιακού νέφους (τροχιακού).

Τροχιακά με διαφορετική τιμή έχουν διαφορετικό σχήμα (σφαιρικό, διπλού λοβού κα) Είναι ενδεικτικός της άπωσης μεταξύ των ηλεκτρονίων. Σε ένα άτομο, τα ατομικά τροχιακά που έχουν τις ίδιες τιμές κβαντικών αριθμών n

και , αποτελούν μια υποστιβάδα ή υποφλοιό. • Παίρνει τις ακέραιες τιμές 0,1,2,3,…,(n-1). • Οι υποστιβάδες (και τα αντίστοιχα ατομικά τροχιακά) συμβολίζονται με γράμματα ως

εξής:

0 1 2 3 4 … Υποστιβάδα (ή τροχιακά) s p d f g …

Μαγνητικός κβαντικός αριθμός m

• Καθορίζει τον προσανατολισμό του ηλεκτρονιακού νέφους (τροχιακού) στο χώρο. • Παίρνει τις ακέραιες τιμές ,...,0,...,− + ή

, 1, 2,...,0,..., 2, 1, .m = − − + − + − −

• Σε κάθε τιμή του μαγνητικού κβαντικού αριθμού m αντιστοιχεί και ένα ατομικό

τροχιακό • Σε κάθε υποστιβάδα με τιμή δευτερεύοντος κβαντικού αριθμού αντιστοιχούν

( )2 1+ τροχιακά. Δηλαδή:

Με 0= (υποστιβάδα s), έχουμε ( )2 0 1 1⋅ + = τροχιακό s

Με 1= (υποστιβάδα p), έχουμε ( )2 1 1 3⋅ + = τροχιακά p

• Για το τροχιακό p χρησιμοποιούνται τα παρακάτω σύμβολα:

m +1 0 -1

ατομικό τροχιακό xp zp yp


6

Κβαντικός αριθμός του spin sm

• Καθορίζει τη φορά αυτοπεριστροφής (spin) του ηλεκτρονίου

• Παίρνει μόνο δύο τιμές: 12

+ ή 12

−

• Για 12sm = + λέμε ότι έχουμε παράλληλο spin ή spin προς τα πάνω ( )↑ (το ηλεκτρόνιο

περιστρέφεται γύρω από τον άξονα του με φορά αντίθετη απο αυτή των δεικτών του ρολογιού)

• Για 12sm = − λέμε ότι έχουμε αντιπαράλληλο spin ή spin προς τα κάτω ( )↓ (το

ηλεκτρονιο περιστρέφεται γύρω από τον άξονα του με φορά σύμφωνη με αυτή των δεικτών του ρολογιού)

• Σε κάθε τροχιακό δεν μπορούμε να έχουμε περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια. Μάλιστα το ένα περιστρέφεται γύρω από τον άξονά του αντίθετα από το άλλο, δηλαδή έχουν αντίθετο spin.

• Ο κβαντικός αριθμός του σπιν δε συμμετέχει στην μεταβολλή της ενέργειας του ηλεκτρονίου ούτε στον καθορισμό του ατομικού τροχιακού

• Η κατανομή ηλεκτρονίων στα τροχιακά μιας υποστιβάδας γίνεται με τέτοιο τρόπο. ώστε να προκύπτει το μέγιστο συνολικό σπιν σύμφωνα με τον κανόνα του Hund.

Συνοπτικός πίνακας κβαντικών αριθμών

όνομα σύμβολο τροχιακό νόημα

πεδίο τιμών παράδειγμα τιμής

κύριος κβαντικός αριθμός

n φλοιός 1n ≥ 1,2,3,...n =

αζιμουθιακός κβαντικός αριθμός

υποφλοιός 0 1n≤ ≤ − Για 3n = 0,1,2= (s,p,d)

μαγνητικός κβαντικός αριθμός

m μετατόπιση ενέργειας

m− ≤ ≤ + Για 2= 2, 1,0,1, 2m = − −

κβαντικός αριθμός του σπιν

sm σπιν 1 1,2 2

− + Μόνο 12

− ή 12

+


7

Γραφική απεικόνιση ατομικών τροχιακών

Χρήσιμες Παρατηρήσεις

• Στα s ατομικά τροχιακά υπάρχει πιθανότητα το ηλεκτρόνιο να βρίσκεται πολύ κοντά στον πυρήνα, ενώ αντίθετα στα p ατομικά τροχιακά η πιθανότητα αυτή είναι ελάχιστη (μηδενική).

• Τα τροχιακά μπορούν να υπάρχουν και χωρίς ηλεκτρόνια, δηλαδή υπάρχουν δυνητικά. • Για τον χαρακτηρισμό μιας στιβάδας χρειαζόμαστε τον κύριο κβαντικό αριθμό n. • Για τον χαρακτηρισμό μιας υποστιβάδας χρειαζόμαστε τον κύριο κβαντικό αριθμό n και

τον δευτερεύοντα κβαντικό αριθμό . • Για τον χαρακτηρισμό ενός τροχιακού χρειαζόμαστε την τριάδα n, και m .

• Ειδικά για τον χαρακτηρισμό των s τροχιακών απαιτείται να γνωρίζουμε μόνο τους n και , εφόσον στα s τροχιακά είναι 0= , οπότε υποχρεωτικά είναι 0m = .

• Για την πλήρη περιγραφή της κατάστασης ενός ηλεκτρονίου χρειάζονται και οι 4 κβαντικοί αριθμοί n, m και sm .


8

Αρχές Δομησης Πολυηλεκτρονιακών Ατόμων

Απαγορευτική Αρχή του Pauli

Διατύπωση: «Είναι αδύνατον στο ίδιο άτομο να υπάρχουν δύο ηλεκτρόνια με την ίδια τετράδα κβαντικών αριθμών. Συνπεώς δεν μπορεί ένα τροχιακό να χωρέσει πάνω από δύο ηλεκτρόνια»

Συνέπεια: Καθορίζεται ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που μπορούν να τοποθετηθούν σε ένα τροχιακό, σε μια στιβάδα και σε μια υποστιβάδα.

Πιο αναλυτικά:

• Υποστιβάδα s ( )0= : Περιέχει 2 1 2 0 1 1+ = ⋅ + = τροχιακό. Άρα ο μέγιστος αριθμός

ηλεκτρονίων είναι 1 2 2e⋅ = • Υποστιβάδα p ( )1= : Περιέχει 2 1 2 1 1 3+ = ⋅ + = τροχιακά. Άρα ο μέγιστος αριθμός

ηλεκτρονίων είναι 3 2 6e⋅ = • Υποστιβάδα d ( )2= : Περιέχει 2 1 2 2 1 5+ = ⋅ + = τροχιακά. Άρα ο μέγιστος αριθμός

ηλεκτρονίων είναι 5 2 10e⋅ = • Υποστιβάδα f ( )3= : Περιέχει 2 1 2 3 1 7+ = ⋅ + = τροχιακά. Άρα ο μέγιστος αριθμός

ηλεκτρονίων είναι 7 2 14e⋅ =

Παρατήρηση:

Τροχιακό, στιβάδα ή υποστιβάδα που περιέχουν το μέγιστο αριθμό ηλεκτρονίων χαρακτηρίζονται συμπληρωμένα. Όταν το τροχιακό δεν περιέχει το μέγιστο αριθμό ηλεκτρονίων χαρακτηρίζεται μη συμπληρωμένο, ενώ όταν έχει το μισό του μέγιστου αριθμού ηλεκτρονίων, χαρακτηρίζεται ημισυμπληρωμένο.


9

Αρχή της ελάχιστης ενέργειας1 Διατύπωση:

«Κατά την ηλεκτρονιακή δόμηση ενός πολυηλεκτρονιακού ατόμου, τα ηλεκτρόνια οφείλουν να καταλάβουν τροχιακά με τη μικρότερη ενέργεια, ώστε να αποκτήσουν τη μέγιστη σταθερότητα στη θεμελιώδη κατάσταση».

Σύμφωνα με την αρχή της ελάχιστης ενέργειας ισχύει:

1. Ανάμεσα σε δύο υποστιβάδες, τη χαμηλότερη ενέργεια έχει εκείνη που έχει το μικρότερο άθροισμα n + .

2. Στην περίπτωση που το άθροισμα n + είναι το ίδιο για δύο υποστιβάδες, τότε μικρότερη ενέργεια έχει η υποστιβάδα με το μικρότερο n.

Παραδείγματα:

1. Να συγκρίνουμε την ενέργεια των υποστιβάδων 3d και 4s. • 3d: 3 2 5n + = + = • 4s: 4 0 4n + = + = Άρα μικρότερη ενέργεια έχει η 4s.

2. Να συγκρίνουμε την ενέργεια των υποστιβάδων 2p και 3s • 2p: 2 1 3n + = + = • 3s: 3 0 3n + = + =

Στην περίπτωση αυτή μικρότερη ενέργεια έχει η 2p επειδή έχει μικρότερο n.

Συνέπεια: Τοποθέτηση ηλεκτρονίων σε στιβάδες και υποστιβάδες.

Παρατήρηση: Στο υδρογόνο και στα υδρογονοειδή ιόντα, οι ενεργειακές στάθμες των υποστιβάδων που ανήκουν στην ίδια στιβάδα, ταυτίζονται, επειδή δεν υπάρχουν οι διηλεκτρονιακές απώσεις. Συνεπώς, για την ενέργεια των τροχιακών μιας στιβάδας (ίδιο n) ισχύει:

• Σε πολυηλεκτρονιακό άτομο: s < p < d < f • Σε άτομο υδρογόνου: s = p = d = f (ισοενεργειακά)

1 Αλλού αναφέρεται και ως κανόνας του Madelung ή του Klechkowski.


10

Με βάση τα παραπάνω προκύπτει το παρακάτω μνημονικό διάγραμμα:

Στο διάγραμμα αυτό η συμπλήρωση των τροχιακών θα ακολουθεί τη φορά που δείχνουν τα βέλη.

Παράδειγμα:

2 2 6 111 :1 2 2 3Na s s p s

Προσοχή!!!

Μετά την εισαγωγή ηλεκτρονίων στη 3d υποστιβάδα, αυτή αποκτά μικρότερη ενέργεια από την 4s υποστιβάδα. Το αντίστοιχο συμβαίνει και με τις υποστιβάδες 4d και 5s.

Γι’ αυτό όταν συμπληρώνουμε τις υποστιβάδες με ηλεκτρόνια, συμπληρώνουμε πρώτα την 4s και ύστερα την 3d< όμως όταν γράφουμε την ηλεκτρονιακή δομή, γράφουμε πρώτα την 3d και μετά την 4s. Όμοια και για τις υποστιβάδες 4d και 5s.

Συνεπώς η ηλεκτρονιακή δομή του 26 Fe είναι: 2 2 6 2 6 6 21 2 2 3 3 3 4s s p s p d s .

Για το λόγο αυτόν, κατά τον ιοντισμό του Fe σε 2Fe + , αποβάλλονται τα 4s ηλεκτρόνια κι όχι τα 3d. Δηλαδή η ηλεκτρονιακή δομή του 2Fe + θα είναι: 2 2 6 2 6 61 2 2 3 3 3s s p s p d .

Αν γράψουμε τα ηλεκτρόνια σε στιβάδες κι όχι σε υποστιβάδες έχουμε:

2 8 14 2:Fe K L M N και 2 2 8 14:Fe K L M+

Κανόνας του Hund

Διατύπωση: «Ηλεκτρόνια που καταλαμβάνουν τροχιακά της ίδιας ενέργειας (της ίδιας υποστιβάδας) έχουν κατά προτίμηση παράλληλα spin»

Συνέπεια: Τα ηλεκτρόνια τοποθετούνται κατά προτίμηση με παράλληλα spin σε διαφορετικά τροχιακά μιας υποστιβάδας.


11


Να γίνει τοποθέτηση των ηλεκτρονίων του 8O σε ατομικά τροχιακά:

Η κατανομή των ηλεκτρονίων σε υποστιβάδες είναι: 2 2 41 2 2s s p .

Για να τοποθετηθούν τα 4 ηλεκτρόνια που περιέχονται στα τρία 2p ατομικά τροχιακά

( )2 ,2 ,2x y zp p p :

Τοποθετούμε αρχικά από ένα ηλεκτρόνιο με παράλληλο spin σε κάθε ατομικό τροχιακό, Το τέταρτο ηλεκτρόνιο θα σχηματίσει ζεύγος με ένα από τα προηγούμενα. Άρα η κατανομή των ηλεκτρονίων σε τροχιακά θα είναι:

1 2 2 2 2x y zs s p p p↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

Παρατηρήσεις:

• Αποτέλεσμα του κανόνα του Hund είναι τα ηλεκτρόνια να αποκτούν το μέγιστο άθροισμα των κβαντικών αριθμών του spin.

• Ο κανόνας του Hund αναφέρεται σε μη συμπληρωμένες υποστιβάδες • Ηλεκτρόνια τα οποία βρίσκονται σε μη συμπληρωμένα ατομικά τροχιακά,

χαρακτηρίζονται ως μονήρη. Για παράδειγμα στο άτομο του οξυγόνου στη θεμελιώδη κατάσταση υπάρχουν 2 μονήρη ηλεκτρόνια.

Η αρχή της ελάχιστης ενέργειας, η απαγορευτική του Pauli και ο κανόνας του Hund, αποτελούν την αρχή ηλεκτρονιακής δόμησης (aufbau).


12

Περιοδικός Πίνακας

Μερικά χαρακτηριστικά του Περιοδικού Πίνακα

• Αποτελείται από 7 περιόδους (οριζόντιες γραμμές) και 18 ομάδες (κατακόρυφες στήλες) o Η 1η περίοδος περιλαμβάνει 2 στοιχεία o Η 2η περίοδος περιλαμβάνει 8 στοιχεία o Η 3η περίοδος περιλαμβάνει 8 στοιχεία o Η 4η περίοδος περιλαμβάνει 18 στοιχεία (από αυτή την περίοδο ξεκινούν τα

στοιχεία μετάπτωσης) o Η 5η περίοδος περιλαμβάνει 18 στοιχεία o Η 6η περίοδος περιλαμβάνει 32 στοιχεία o Η 7η περίοδος περιλαμβάνει 26 στοιχεία

• Ο Περιοδικός Πίνακας διαιρείται επίσης σε 4 τομείς (s, p, d, f), ανάλογα με τον τύπο της υποστιβάδας στην οποία τοποθετείται το τελευταίο ηλεκτρόνιο του στοιχείου.

• Οι ομάδες διακρίνονται σε κύριες, οι οποίες χαρακτηρίζονται με το γράμμα Α και σε δευτερεύουσες, οι οποίες χαρακτηρίζονται με το γράμμα Β.

• Για την αρίθμηση των ομάδων χρησιμοποιούνται τρεις τρόποι: Η κλασσική αρίθμηση: IA, …, VIIIA και IB, …, VIIIB. Η συνεχής αρίθμηση κατά IUPAC: 1,2,3, …, 18. Ανάλογα με τον τομέα 1 2 1 6 1 10, , , , , , ,s s p p d d

• Αλκάλια είναι τα στοιχεία που βρίσκονται στην IA ή 1η ή s1 ομάδα του Περιοδικού Πίνακα. Προσοχή: Το υδρογόνο παρόλο που βρίσκεται στην IA ομάδα, δεν είναι αλκάλιο!

• Αλκαλικές γαίες είναι τα στοιχεία που βρίσκονται στην IIA ή 2η ή s2 ομάδα του Περιοδικού Πίνακα.

• Αλογόνα είναι τα στοιχεία που βρίσκονται στην VIIA ή 17η ή p5 ομάδα του Περιοδικού Πίνακα.

• Ευγενή αέρια είναι τα στοιχεία που βρίσκονται στην VIIIA ή 18η ή p6 ομάδα του Περιοδικού Πίνακα. Προσοχή: Το ήλιο (He) έχει δομή 1s2 και ανήκει στον τομέα s. Επειδή όμως έχει συμπληρωμένη την εξωτερική του στιβάδα, έχει παρόμοιες ιδιότητες με τα ευγενή αέρια και γι΄αυτό τοποθετείται στον τομέα p, πάνω από τα υπόλοιπα στοιχεία.

• Στοιχεία μετάπτωσης (ή μετάβασης) είναι τα στοιχεία που βρίσκονται στον τομέα d. Βρίσκονται στις ομάδες IIIB μέχρι ΙΙΒ (3 μέχρι 12).

• Τα στοιχεία του τομέα f θεωρούμε ότι ανήκουν στην IIIB ή 3η ομάδα του Περιοδικού Πίνακα και περιέχουν τις λανθανίδες και ακτινίδες.


13

Χρήσιμες Παρατηρήσεις

1. Η περίοδος του στοιχείου συμπίπτει με τον αριθμό των στιβάδων ή με τη μεγαλύτερη τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού n. Παράδειγμα: αν ένα στοιχείο έχει δομή 2 2 31 2 2s s p , τότε θα έχει δύο στιβάδες (nmax=2)

και γι’ αυτό βρίσκεται στη 2η περίοδο. 2. Ο τομέας στο οποίο ανήκει το στοιχείο ταυτίζεται με τον τύπο της υποστιβάδας που

τοποθετήσαμε το τελευταίο ηλεκτρόνιο. 3. Για την ομάδα ισχύει:

• Αν το στοιχείο βρίσκεται στους τομείς s ή p τότε ανήκει σε κύρια υποομάδα Α (σύμφωνα με την κλασσική αρίθμηση).

• Αν το στοιχείο βρίσκεται στους τομείς d ή f, ανήκει σε δευτερεύουσα υποομάδα Β (σύμφωνα με την κλασσική αρίθμηση).

• Αν το στοιχείο βρίσκεται σε κύρια υποομάδα Α, τότε ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους συμπίπτει με τον αριθμό της ομάδας (σύμφωνα με την κλασσική αρίθμηση). Εξαιρείται το ευγενές αέριο ήλιο (He) που παρότι έχει 2 ηλεκτρόνια σθένους, βρίσκεται στην VIIIA ομάδα.

• Αν το στοιχείο βρίσκεται στον τομέα d (στοιχεία μετάπτωσης) θα έχει δομή

( ) 21 xn d ns− και ο αριθμός της ομάδας σύμφωνα με το σύστημα αρίθμησης κατά

IUPAC ταυτίζεται με το άθροισμα 2x + . • Αν το στοιχείο βρίσκεται στον τομέα f τότε θα ανήκει στην IIIB ή 3η ομάδα του

Περιοδικού Πίνακα.


14

Ατομική Ακτίνα και Ενέργεια Ιοντισμού Γενικές Παρατηρήσεις:

Οι παράγοντες από τους οποίους εξαρτάται η ατομική ακτίνα και η ενέργεια ιοντισμού είναι:

• Ο κύριος κβαντικός αριθμός n των ηλεκτρονίων σθένους ή διαφορετικά, ο αριθμός των στιβάδων

• Το φορτίο του πυρήνα (δλδ ο ατομικός αριθμός Ζ) του στοιχείου. • Τα ενδιάμεσα ηλεκτρόνια.

Σημείωση:

Το φορτίο του πυρήνα σε συνδυασμό με τα ενδιάμεσα ηλεκτρόνια καθορίζουν την τιμή του δραστικού πυρηνικού φορτίου Ζ*.

Δραστικό πυρηνικό φορτίο Ζ* είναι κατά προσέγγιση το φορτίο του πυρήνα μειωμένο κατά το φορτίο των ηλεκτρονίων των εξωτερικών στιβάδων.

Είναι δηλαδή: *Z Z e= − των εξωτερικών στιβάδων.


11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl Ηλεκτρονιακή δομή

(σε στιβάδες) 2,8,1 2,8,2 2,8,3 2,8,4 2,8,5 2,8,6 2,8,7 *Z 11-10=1 12-10=2 13-10=3 14-10=4 15-10=5 16-10=6 17-10=7

Το δραστικό πυρηνικό φορτίο αντιπροσωπεύει το φορτίο του πυρήνα που επιδρά πραγματικά στα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας, λόγω προάσπισης (θωράκισης) τους από τα ηλεκτρόνια των εσωτερκών στιβάδων.

Όσο μεγαλύτερο είναι το δραστικό πυρηνικό φορτίο Ζ*, τόσο αυξάνεται η ελκτική δύναμη του πυρήνα στα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας.

Για αν συγκρίνουμε την ατομική ακτίνα ατόμων ή ιόντων κάνουμε τα εξής:

• Γράφουμε την ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων • Συγκρίνουμε τον αριθμό των στιβάδων.

o Αυτό με τις περισσότερες στιβάδες (μεγαλύτερο n) θα έχει και τη μεγαλύτερη ατομική ακτίνα.

• Αν έχουμε τον ίδιο αριθμό στιβάδων, εξετάζουμε το δραστικό πυρηνικό φορτίο Ζ*. Αυτό που θα έχει μεγαλύτερο Ζ* θα έχει τη μικρότερη ατομική ακτίνα.

Documents

Χημεία Θετικής Κατεύθυνσης Γ Λυκείου