Η ΧΗΜΕΙΑ ΠΕΡΙΓΡΑΦΕΙ ΤΗΝ ΥΛΗ: ΟΙ ΧΗΜΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ Μέρος 1ο. Πως ερμηνεύεται η δημιουργία χημικών ενώσεων από τα χημικά στοιχεία. ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ ΚΑΙ ΗΛΕΚΤΡΟΣΥΓΓΕΝΕΙΑ . ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ: ΕΠΙΛΟΓΗ ΤΥΠΟΥ ΔΕΣΜΟΥ ΜΕΤΑΞΥ ΑΤΟΜΩΝ ΜΕ ΒΑΣΗ ΤΗΝ ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ

Η ΧΗΜΕΙΑ ΠΕΡΙΓΡΑΦΕΙ ΤΗΝ ΥΛΗ: ΟΙ ΧΗΜΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ Μέρος 1ο. Πως ερμηνεύεται η δημιουργία χημικών ενώσεων από τα χημικά στοιχεία. ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ ΚΑΙ ΗΛΕΚΤΡΟΣΥΓΓΕΝΕΙΑ . ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ: ΕΠΙΛΟΓΗ ΤΥΠΟΥ ΔΕΣΜΟΥ ΜΕΤΑΞΥ ΑΤΟΜΩΝ ΜΕ ΒΑΣΗ ΤΗΝ ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ

Δήμητρα Σπανού, Χημικός, συνταξιούχος καθηγήτρια Β/θμιας Εκπαίδευσης

 

ΕΙΣΑΓΩΓΗ

Ο ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ

Δύο ή περισσότερα άτομα αλληλεπιδρούν και σχηματίζουν ένα σταθερότερο σύστημα από 2 ή περισσότερα άτομα. Βασίζεται σε θεωρίες ηλεκρονιακών αλληλεπιδράσεων στις οποίες συμμετέχουν κυρίως τα ηλεκτρόνια του τελευταίου ή του προτελευταίου ηλεκτρονιακού ενεργειακού επιπέδου. Τα ημιτελή στρώματα ηλεκτρονίων των εξωτερικών στοιβάδων των ατόμων είναι ασταθή και τέτοια άτομα προσπαθούν να συνδυαστούν με άλλα άτομα με στόχο την αναδιάρθωση των ηλεκτρονίων αυτών.

Ο χημικός δεσμός συνοδεύεται από μεταβολή της συνολικής ενέργειας του συστήματος και υπάρδιαφορετικοί τρόποι που πραγματοποιείται και εξηγείται έχοντας υπ' όψη  με την  ενέργεια ιοντισμού των χημικών στοιχείων, την ηλεκτραρνητικότητα, την ηλεκτροσυγγένεια

 

Πληρέστερες ερμηνείες για την δημιουργια των χημικών ενώσεων από τα χημικά στοιχεία και για τους χημικούς δεσμούς έχουν διατυπωθεί:

ΜΕ ΒΑΣΗ ΤΗΝ 

Α. ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΣΤΑΘΕΡΟΤΗΤΑ ΓΙΑ ΤΗΝ (ΜΕΓΑΛΥΤΕΡΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΣΤΑΘΕΡΟΤΗΤΑ)

 Οι  τυχόν μεταβολές των συστημάτων που συνοδεύουν, όταν προχωρούν σε σχηματισμό νέων ουσιών όπως είναι οι χημικές ενώσεις,  με κριτήριο την συμφερότερη μεταβολή της εσωτερικής τους ενέργειας και της ενθαλπίας τους (θερμοδυναμική σταθερότητα)

Β. ΗΛΕΚΤΡΟΜΑΓΝΗΤΙΚΗ ΘΕΩΡΙΑ (ΓΙΑ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗ  ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΤΩΝ ΕΞΩΤΕΡΙΚΩΝ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΩΝ)

Η τάση των χημικών στοιχείων να αποκτούν σταθερότερη ηλεκτρονιακή τοποθέτηση στην κατανομή των ηλεκτρονίων της εξωτερικής τους στοιβάδας (ηλεκτρονιακή ισορροπία)  

Γ. ΚΒΑΝΤΙΚΗ ΘΕΩΡΙΑ (ΓΙΑ ΤΗΝ ΚΑΛΥΤΕΡΗ ΚΑΤΑΝΟΜΗ ΤΟΥ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΟΥ ΦΟΡΤΙΟΥ ΣΤΟΝ ΧΩΡΟ)

Ο συνδυασμος ατομικών τροχιακών για την δημιουργία μοριακών τροχιακών  για την νέα κατανομή του ηλεκτρονιακού φορτίου στον χώρο βάσει της προσσέγγισης νέων  φορτισμένων σωματιδίων στον χώρο

 

Ας θυμώμαστε πάντα πως, κατά τον σχηματισμό και διατήρηση των χημικών ενώσεων ισχύουν αρχές και νόμοι κάποιοι εκ των οποίων είναι οι Μεγάλοι Γενικοί  Νόμοι της Φυσικής και της Φύσης, όπως για παράδειγμα οι νόμοι της θερμοδυναμικής, ο νόμος του ισοζυγίου, της διατήρησης και της μεταφοράς εφαρμοσμένοι στις χημικές διαδικασίες.

 

Εδώ όμως δεν επεκτεινόμαστε τόσο και περιοριζόμαστε να επεξηγούμε την δημιουργία χημικών ενώσεων 

 

 
 
 
Καθοριστικό ρόλο στην δημιουργία του χημικού δεσμού και την κατασκευή μορίου 
 παίζουν η ενέργεια ιονισμού των ατόμων,η ηλεκτραρνητικότητα και η ηλεκτροσυγγένεια 
 
ΙΟΝΙΣΜΟΣ ή ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ. ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΙΟΝΙΣΜΟΥ ΚΑΙ ΗΛΕΚΤΡΟΣΥΓΓΕΝΕΙΑ
ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΙΟΝ(Τ)ΙΣΜΟΥ
Τι είναι ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ είναι η ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για να αποσπαστεί το ασθενέσθερα συγκρατούμενο ηλεκτρόνιο σε άτομο ή ιόν
Ο ιοντισμός είναι η μετατροπή χημικού στοιχείου σε ιόν που γίνεται με την πρόσληψη ενέργειας (ενέργεια ιοντισμού) 
Αντανακλά την ισχύ του δεσμού των εξωτερικών ηλεκτρονίων με τον πυρήνα
 Η ενέργεια αυτή ισούται  με την μεταβολή της Ενθαλπίας ΔΗ που είναι αρνητική εφόσον πρόκειται για ενδόθερμη αντίδραση.
 H μεταβολή αυτή είναι μικρότερη (μέταλλα) ή μεγαλύτερη(αμέταλλα) ανάλογα με την δυσκολία που τα χημικά στοιχεία οξειδώνονται σε θετικά ιόντα,

Σε Μέταλλα ευκολότερη η απομάκρυνση

Na (g) - e-→ Na+ (g)   με ΔΗ = 496 Kcal/mole,

ενώ σε άλλα δυσκολότερη (αμέταλλα)

F (g) - e-→ F+ (g)   με ΔΗ = 1680 Kcal/mole,

στα ευγενή αέρια είναι ακόμα πιο δύσκολο

Ne (g) - e-→ Ne+ (g)   με ΔΗ = 2080 Kcal/mole,

Πρακτικά δίνονται οι αντιδράσεις αναγωγής και η ΔΗ αντικαθίσταται με την ενέργεια ιοντισμού Ει
 
Η ενέργεια του 2ου ιονισμού έχει πολύ μεγαλύτερη τιμή από την ενέργεια του 1ου κυρίως επειδή το θετικό φορτίο του κατιόντος στο οποίο έχει μετατραπεί το άτομο μετά τον πρώτο ιονισμό δυσκολεύει την απομάκρυνση 2ου ηλεκτρονίου. 
P.x. η πρώτη και δεύτερη ενέργεια ιοντισμού των παρακάτω στοιχείων:
 Στοιχείο   3Li    Ε1 = 5,39    eV                     Ei(2)) =75,62  eV   
               11Na  Ε1=   5,14  eV                     Ε2=    47,29  eV
                 19K   E1= 4,34 eV                       E2=     31,81eV
                20Ca    E!= 6,1eV                        E2=     11,9 1eV 
  •  
  • ΜΕΤΑΤΡΟΠΗ ΑΤΟΜΩΝ ΣΕ ΚΑΤΙΟΝΤΑ 
  • Η μετατροπή ατόμων σε ιόντα και η δημιουργία ιοντικού δεσμού εξαρτάται
  •  Από το μέγεθος της Ενέργειας Ιοντισμού ( I E) που είναι η Ελεύθερη Ενθαλπία Ιονισμού που περιγράφει την ενέργεια που απαιτείται για την απομάκρυνση ενός ηλεκτρονίου από ένα ουδέτερο άτομο ή μερικώς ιονισμένο. Για ηλεκτρόνια δίνεται σε eV/ άτομο   A + I E → A + + e - .
  • Σημείωση: Άτομα με ένα ηλεκτρόνιο στο κελύφους σθένους και συμπληρωμένες τις εσωτερικές στοιβάδες, είναι τα περισσότερο δραστικά, επειδή έχουν μικρή ενέργεια πρώτου ιοντισμού, έτσι, μπορούν σχετικά εύκολα να απομακρύνουν το μοναδικό ηλεκτρόνιο της εξωτερικής τους στοιβάδας και να μείνουν με τις εσωτερικές που είναι συμπληρωμένες που σημαίνει ότι μετατρέπονται σε θετικά ιόντα  
  •  
 
ΗΛΕΚΤΡΟΣΥΓΓΕΝΕΙΑ ή ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΣΥΓΓΕΝΕΙΑΣ
Τις περισσότερες φορές τα ηλεκττρόνια (ή ένα κλάσμα από την ενέργειά τους) αυτά προσλαμβάνονται από άλλα άτομα στα οποία υπάρχει μεταβολή της ολικής τους ενέργειας . Αυτή η μεταβολή ορίζεται με την ηλεκτροσυγγένεια
Αντανακλα την ικανότητα του ατόμου να προσκολλά επιπλέον ηλεκτρόνια
Εξαρτάται από την συνολική διαμόρφωση των ηλεκτρονίων στο άτομο, την θέση του στον περιοδικό πίνακα και την ηλεκτραρνητικότητά του
Η ηλεκτροσυγγένεια είναι η ενέργεια που απελευθερώνεται (ή απορροφάται) κατά την σύνδεση ενός ηλεκτρονίου σε ένα ελεύθερο άτομο στην θεμελιώδη κατάσταση για να μετατραπεί σε αρνητικό ιόν.   Για ηλεκτρόνια δίνεται σε  (ηλεκτρονιοβόλτ αναά άτομο eV/ άτομο)    νA +  e → A - + ε

  • Αλλά    εκφράζεται και σε kj/mol και είναι  αντίθετη σε πρόσημο με την ενέργεια ιονισμού

     Cl (a) + e-→ Cl– (a) +83,2 kcal/mol    με ΔΗ = –83,32 Kcal/mole, 

  • Ο (a) + e- → Ο– (a) + 53,8 kcal/mol με ΔΗ = –53,8 Kcal/mole

Γενικά  υπάρχει σχέση μεταξύ της ενέργειας ιονισμού και της ηλεκτροσυγγένειας. Όσο η ενέργεια ιονισμού αυξάνεται (και η δυσκολία να απομακρυνθεί ηλεκτρόνιο) συνήθως αυξάνεται και η ηλεκτροσυγγένεια (ικανότητα να δεσμεύει ηλεκτρ;oνεια το άτομο)

Αυτό όμως δεν είναι απόλυτο γιατί υπάρχουν διαφορές στους παράγοντες που επιρρεάζουν την ενέργεια ιοντισμού και την ηλεκτροσυγγένεια

Στον πίνακα που ακολουθεί βλέπουμε τις τιμές της ηλεκτροσυγγένειας ε σε eV / atomo. Έχουμε και θετικές τιμές αλλά και αρνητικές τιμές  που σημαίνει ότι η αντίδραση πρόσληψης ηλεκτρονίου από το άτομο είναι ενδοενεργειακή ή εξωενεργειακή δηλαδή το αρνητικό ιόν είναι σταθερότερο του ατόμου (Cl, O, Br, Si...) και αντίστροφα το αρνητικό ιόν είναι ασταθέστερο του ατόμου (Ηe, N, Mg, Ca, Cr,...)

Ενέργεια συγγένειας ορισμένων ατόμων για ηλεκτρόνιο, eV

Элемент ε Элемент ε Элемент ε
H 0,7542 Na 0,548 K 0,502
He -0,54 Mg -0,4 Ca -0,3
Li 0,618 Al 0,441 Sc 0,14
Be -0,5 Si 1,385 Ti -0,40
B 0,277 P 0,747 V -0,94
C 1,263 S 2,077 Cr -0,98
N -0,07 Cl 3,617 Mn 1,07
О 1,461 Br 3,365 Fe -0,58
F 3,399 I 3,06 Co -0,94
Ne -1,2(2)     Ni -1,28
        Cu -1,80
 
 
Στην πρόσληψη ενός δεύτερου ηλεκτρονίου έχουμε δεύτερο βαθμό ηλεκτροσυγγένειας με διαφορετική τιμή
 
 
Η ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ ΚΑΙ Η ΗΛΕΚΤΡΟΣΥΓΓΕΝΕΙΑ ΚΑΘΟΡΙΖΟΥΝ ΤΟ ΕΙΔΟΣ ΤΟΥ ΧΗΜΙΚΟΥ ΔΕΣΜΟΥ ΜΕΤΑΞΥ ΔΥΟ ΧΗΜΙΚΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ
 
Εάν η ενέργεια ιοντισμού είναι χαμηλή τα άτομα εύκολα μετατρέπονται σε θετικά ιόντα ελευθερώνοντας το εξωτερικό ηλεκτρόνιό τους
 Τα άτομα αυτά είναι συνιθέστερο να κάνουν δεσμό ιοντικό κυρίως εάν συνδεθούν με άλλα άτομα που η ηλεκτροσυγγένειά τους είναι υψηλή και ευνοούνται με την πρόσληψη ηλεκτρονίου που τα μετατρέπει σε σταθερά ανιόντα
 
 
 
Η ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ
 
Ένας πιο πρακτικός τρόπος να βγαίνουν συμπεράσματα για το είδος του δεσμού των ατόμων σε μια χημική ένωση είναι η ηλεκτραρνητκότητα 
Τι είναι η ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤA
Ηλεκτραρνητικότητα θεωρείται η ικανότητα των ατόμων να προσλαμβάνουν ηλεκτρόνια ή μέρος από αυτά  άλλων ατόμων και η πιο κοινή κλίμακα μέτρησης της ηλεκτραρνητικότητας εισήχθη από τον Pauli.
  Είναι καθαρός αριθμός και παίρνει τιμές από 0,7 για τα άτομα του Φράγκιου έως 4 για τα άτομα του φθόριου 
Τα  χημικά στοιχεία που έχουν μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα  είναι τα μέταλλα και αυτά με  μεγαλύτερη(αμέταλλα) κι αυτό πρακτικά δείχνει την τάση που έχουν να προσλάβουν διερχόμενα ηλεκτρόνια.

Οι τιμές της  ηλεκτραρνητικότητας εξάγονται, λαμβάνοντας υπ όψην την ενέργεια ιοντισμού των ατόμων, την συγγένειά τους με το ηλεκτρόνιο, την μέση τιμή της ενέργειας δέσμευσης των εξωτερικών ηλεκτρονίων κ.α.

Υπάρχουν και άλλες κλίμακες ηλεκτραρνητικότητας που χρησιμοποιούν την μονάδα ενέργειας (eV) για την ηλεκτραρνητικότητα 

 

ΣΥΝΔΕΣΗ ΑΤΟΜΩΝ ΠΡΟΣ ΔΗΜΙΟΥΡΓΙΑ ΧΗΜΙΚΩΝ ΕΝΩΣΕΩΝ ΜΕ ΒΑΣΗ ΤΗΝ ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ ΤΟΥΣ

Периодический закон, подготовка к ЕГЭ по химииΑν δυο χημικά στοιχεία βρεθούν σε κατάλληλες συνθήκες και υπάρχει διαφορά ηλεκτραρνητικότητας  είναι πιθανόν αυτό με την μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα να απομακρύνει ή να αποβάλλει ηλεκτρόνια τα οποία θα προσλάβει το άλλο με την μεγαλύτερη σχετικά ηλεκτραρνητικότητα

ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ: ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ ΜΙΚΡΟΤΕΡΗ ΤΟΥ 1,7

Αν δυο άτομα διαφορετικής ηλεκτραρνητικότητας συνδεθούν με ομοιοπολικό δεσμό έχουμε ομοιοπολικό πολικό όπου τα ηλεκτρόνια έλκονται περισσότερο από το ηλεκτραρνητικότερο άτομο και το μόριο δημιουργεί δίπολο 

Εδώ έχουμε το υδρογόνο με ηλεκτραρνητικότητα  2,1 και το χλώριο με ηλεκτραρνητικότητα 3,0. Τα ηλεκτρόνια έλκονται προς το μέρος του χλωρίου. Το μόριο υδροχλώριο παρουσιάζει διπολική ροπή. 

Η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητά τους είναι: 3-2,1 = 0,9< 1,7 άρα ο δεσμός είναι ομοιοπολικός και πολικός εφόσος υπάρχει διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητά τους

H2(g)  +   Cl2 (g)  --> 2 Η+δCl-δ  ( +δ και -δ  δείχνει την πυκνότητα φορτίου σε κάθε άτομο)  

 

ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ: ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ ΜΕΓΑΛΥΤΕΡΗ ΤΟΥ 1,7

Όσο μεγαλύτερη η διαφορά ηλεκτραρνητικότητα τόσο πολικότερος είναι ο πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Σε πολύ μεγάλη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα όπως το χλώριο και το νάτριο, έχουμε πλήρη απομάκρυνση του ηλεκτρονίου,  και σχηματισμό ιόντων και ιοντικού δεσμού

   Ηλεκτραρνητικότητα Νατρίου είναι 0,9 και χλωρίου είναι 3,0

 Na(s)  +   Cl (g)  -->  Na+  + Cl-  

Αν δυο άτομα ιδιας ηλεκτραρνητικότητας συνδεθούν με ομοιοπολικό δεσμό έχουμ ομοιοπολικό μη πολικό δεσμοε ο

όπως η δημιουργία μορίου υδρογόνου από δύο άτομα υδρογόνου Η-Η  > Η2

 

Η ΣΗΜΑΣΙΑ ΤΗΣ ΔΙΑΦΟΡΑΣ ΗΛΕΚΤΡΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑΣ ΜΕΤΑΞΥ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ

Οι δύο βασικοί τύποι των χημικών δεσμών είναι ο ομοιοπολικός δεσμός και ο ετεροπολικός δεσμός. 

Η επιλογή των ατόμων εάν θα συνδεθούν με ομοιοπολικό ή ετεροπολικό δεσμό εξαρτάται από την διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητά τους, 

δηλαδή την τάση του ατόμου να έλκει προς το μέρος του το κοινό ζευγάρι των ηλεκτρονίων ενός ομοιοπολικού δεσμού (βλέπε κατωτέρω)

Αυτή η διαφορά στην ηλεκταρνητικότητα είναι που διαχωρίζει τους χημικούς δεσμούς σε ετεροπολικό (μεγάλη διαφορά - προσεταιρισμός ηλεκτρονίων από το ένα άτομο ηλεκτρονίων) , σε ομοιοπολικό πολικό (υπάρχει διαφορά αλλά όχι αρκετή για πλήρη απομάκρυνση ηλεκτρονίων)και σε ομοιοπολικό μή πολικό (Διαφορά ηλεκτραρνητικότητα μηδενική )

 

Περισσότερα για τον ομοιοπολικό και ετεροπολικό δεσμό και την κατασκευή μορίων χημικών ενώσεων θα βρούμε στο κεφάλαιο 

Η ΧΗΜΕΙΑ ΠΕΡΙΓΡΑΦΕΙ ΤΗΝ ΥΛΗ ΜΕΣΑ ΑΠΟ ΤΗΝ ΚΛΑΣΣΙΚΗ ΦΥΣΙΚΗ .2ο. Άτομα , ιόντα και ηλεκτρόνια σχηματίζουν πιο σύνθετα σχήματα όπως τα μόρια με ομοιοπολικούς ή τα πλέγματα με ιοντικούς δεσμούς

 

Δήμητρα Σπανού

 

 

ΠΗΓΕΣ

Ιδιότητες ομοιοπολικού δεσμού. Κύρια χαρακτηριστικά του ομοιοπολικού δεσμού Χαρακτηριστικά μήκους και ενέργειας ομοιοπολικού δεσμού

Ενέργεια ιονισμού και συγγένεια ηλεκτρονίων - τι είναι: ορισμός, χαρακτηριστικά και τύποι

Ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων - Βικιπαίδεια

Ενέργεια Ιονισμού Ατόμων - Ανόργανη Χημεία