ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ Ομάδας Προσανατολισμού Θετικών Σπουδών Κεφ6 από κανόνα Hund και Περιοδικό Πίνακα έως τέλος κεφ6

Ταυτόχρονα έχοντας υπ όψην την αρχή της ελαχίστης ενέργειας, γνωρίζουμε ότι στοιβάδες που περιέχουν d υποστοιβάδα  δεν συμπληρώνονται στην σειρά τους όπως είναι αναμενώμενο. Ορισμένες υποστοιβάδες τους συμπληρώνονται αργότερα και αφού πρώτα έχουν τοποθετηθεί ηλεκτρόνια σε άλλες, πιο έξω υποστοιβάδες που ανήκουν σε μεγαλύτερη στοιβάδα.  Αυτό όμως όχι μόνο δεν παραβιάζει την αρχή της ελαχίστης ενέργειας σύμφωνα με την οποία πρέπει να τοποθετούνται τα ηλεκτρόνια (για την  θεμελιώδη κατάσταση) 

Αυτό εξηγείται γιατί στις μεγαλύτερες εξωτερικές στοιβάδες  η ενέργεια του κάθε ηλεκτρονίου 

 καθορίζεται  όχι μόνο από την έλξη του πυρήνα αλλά και από τις απώσεις από τα άλλα ηλεκτρόνια γύρω του που επιρρεάζουν. 

Υπάρχει ένα διάγραμμα που μας οδηγεί στο να τοποθετούμε τα ηλεκτρόνια  στις  υποστοιβάδες ανάλογα με την ενέργεια που έχουν αυτές . 

Κανόνας του HUND

Έστω ότι εάν έχουμε βρει  όλες τις τετράδες των κβαντικών αριθμών μπορούμε να γνωρίζουμε ακριβώς τον αριθμό των ηλεκτρονίων που μπορεί να φιλοξενήσει κάθε υποστοιβάδα. 

Έστω ακόμα ότι με την βοήθεια του διαγράμματος , που μας δείχνει την αύξουσα σειρά των υποστοιβάδων  (ανάλογα με την ενέργεια της κάθε μιας τους), γνωρίζουμε την σειρά των υποστοιβάδων τπου πρέπει να συμπληρωθούν μια- μια. 

Αυτό που μένει είναι να μάθουμε την σειρά που τοποθετούνται τα ηλεκτρόνια ένα προς ένα στις υποστοιβάδες . Ακολουθούνται και εδώ οι νόμοι της φυσικής που θέλουν τα συστήματα να είναι σε μεγαλύτερη δυνατή ισορροπία. Έτσι τοποθετούνται αρχικά τα ηλεκτρόνια με παράλληλα spin και επeιδή οι μεταξύ τους ηλεκτρομαγνητικές  δυνάμεις που αναπτύσσονται είναι απωστικές παίρνουν θέσεις  όσο δυνατόν πιο μακρυα το ένα από το άλλο ώστε οι δυνάμεις τους που αναπτύσσονται να αλληλοεξουδετερώνονται. Πρακτικά και σύμφωνα με τον κανόνα του Hund θα πρέπει τα σπιν τους να δώσουν το μεγαλύτερο δυνατό αλγευρικό άθροισμα. Εάν έχω 2η στοιβάδα  που πληρώνεται με 8 ηλεκτρόνια 2 στην2s  σπιν 1/2, -1/2, 

και 6 στην 2p  με σπιν 1/2, 1/2, 1/2, -1/2, -1/2, -1/2, θα τοποθετηθούν πρώτα τα 4 πρώτα ώστε το συνολικό άθροισμα να γίνει 4/2 και  Εάν αυτά τελειώσουν αρχίζουν να τοποθετούνται τα αντιπαράλληλου spin -1/2

πέμπτο θα τοποθετηθει  στην2s με -1/2 άρα το άθροισμα θα γίνει 3/2 , μετά το επόμενο  στην  2p με spin -1/2  και το άθροισμα θα γίνει 2/2 κ.λ.π..

Δομή περιοδικού πίνακα σε σχέση με ηλεκτρονιακή δόμηση των ατόμων

Εύκολα συσχετίζεται η παλιά θεωρία της περιοδικότητας των στοιχείων με την ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων τους

• Ο αριθμός των στοιβάδων που χρησιμοποιούνται για να τοποθετηθούν τα ηλεκτρόνια ατόμου ενός στοιχείου ενός ατόμου στην θεμελιώδη κατάσταση είναι και ο αριθμός της περιόδου που τοποθετείται το εν λόγω στοιχείο
• Ο αριθμός των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στοιβάδας (ηλεκτρόνια σθένους) καθορίζει τον αριθμό της ομάδας που ανήκει το στοιχείο.(Αυτό όμως ισχύει μόνο για στοιχεία που ανήκουν σε Α ομάδες

Άλλα παράδειγματα εκτός από της εικόνας : 

το Άζωτο που στην εξωτερική του στοιβάδα είναι η δεύτερη (L) ανήκει στην δεύτερη περίοδο. Η εξωτερική του στοιβάδα έχει 5 ηλεκτρόνια. Δύο είναι τοποθετημένα στην 2s υποστοιβάδα  και 3 στην 2p. Ανήκει λοιπόν στην 5η ομάδα

Το Βηρύλλιο επίσης η εξωτερική του στοιβάδα είναι η δεύτερη (L) ανήκει επίσης στην δεύτερη περίοδο. Η εξωτερική του στοιβάδα έχει 2 ηλεκτρόνια Ένα είναι τοποθετημένο στην 2s υποστοιβάδα  και 1 στην 2p. Ανήκει λοιπόν στην 2η ομάδα

Τομείς του περιοδικού πίνακα

Οι υποστοιβάδες όπωε είδαμε είναι 1  στην πρώτη στοιβάδα: η s

 2    στην δεύτερη στοιβάδα: η  s και η d ,

3 στην τρίτη στοιβάδα: η  s ,η d και η p

4 στην τέταρτη  στοιβάδα: η  s ,η d , η p και η f

Έτσι λοιπόν με βάση τον τύπο της υποστοιβάδας που ανήκει το τελευταίο ηλεκτρόνιο του ατόμου, ο περιοδικός πίνακας χρίζεται σε τομείς,  s , d ,  p και  f

Στον τομέα s περιλαμβάνει τις πρώτες δυο κύριες ομάδες (κατακόρυφες στήλες) και το υδρογόνο. Οι ομάδες παριστάνονται σαν s¹ και s² ή ΙΑ και ΙΙΑή 1,2.

Στον τομέα p περιλαμβάνονται έξη κύριες ομάδες στοιχείων (βορίου, άνθρακα, θείου, αλογόνων, ευγενών αερίων. Το τελευταίο ηλεκτρόνιο τοποθετείται στην p υποστοιβάδα η οποία έχει έξη θέσεις. Οι ομάδες παριστάνονται σαν p¹, p² , p³, p⁴, p⁵, p⁶,  Aλλιώς σαν ΙΙΙA, VIA, VA, VIA, VIIA, VIIIA ή με την νέα αρίθμηση13, 14, 15, 16, 17, 18.

Στον τομέα d περιλαμβάνονται  ομάδες στοιχείων μετάπτωσης Το τελευταίο ηλεκτρόνιο τοποθετείται στην d η οποία έχει δέκα θέσεις. Προηγούμενα όμως έχουν τοποθετηθεί ηλεκτρόνια σε μεγαλύτερη στοιβάδα, και μετά "πέφτει¨στην μικρότερη μέσα στοιβάδα.  

Αυτό συμβαίνει γιατί πολλές φορές μεγαλύτερες στοιβάδες  έχουν λιγότερη ενέργεια από κάποιες μικρότερες στοιβάδες, γιατί τα ηλεκτρόνια που τοποθετούνται εκεί,  ασκούν μεταξύ τους δυνάμεις που επιρρεάζει την ενέργειά τους. Αυτός ο τρόπος συμπλήρωσης (πρώτα εξωτερικη υποστοιβάδα/ες και μετά οι προηγούμενη εσωτερική δίνει το εξής αποτέλεσμα:

Οι ιδιότητες των στοιχείων αυτών όπως τοποθετούνται οριζόντια στην ίδια περίοδο δεν διαφέρουν πολύ εφ όσον η εξωτερική τους στοιβάδα που καθορίζει τις χημικές ιδιότητες , είναι ήδη συμπληρωμένη και   το επιπλέον ηλλεκτρόνιο του επόμενου στοιχείου   (που θα μεγαλώσει τον ατομικό αριθμό κατά 1), 

 εισέρχεται σε εσωτερική υποστοιβάδα και η εξωτερική ηλεκτρονιακή δομή παραμένει περίπου η ίδια όπως και οι χημικές ιδιότητες.

Έχουμε τις ομάδες του στρόντιου, τιτάνιου, βανάδιο, χρώμιου, μαγγάνιου, σίδηρου, κοβάλτιο, νικέλιου , χαλκού, ψευδάργυρου. Αυτά όλα έχουν συμπληρωμένη την 4s υποστοστοιβάδα όταν ξεκινούν να γεμίσουν την 3d . Οι ομάδες παριστάνονται σαν d¹,d² , d³, d⁴, dp⁵, d^6,  d^7, d^8, d^9, d^{10 .} Aλλιώς σαν ΙΙΙB, VIΒ, VΒ, VIΒ, VIIΒ, VIIIΒ, IXB, XB, XIB, XIIB. ή  με την νέα αρίθμηση 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12.

Οι ιδιότητές τους είναι: έχουν μεταλλικό χαρακτήρα, έχουν πολλούς αριθμούς οξείδωσης, είναι παραμαγνητικά, σχηματίζουν σύμπλοκα ιόντα, σχηματίζουν έγχρωμες ενώσεις, έχουν την ικανότητα να καταλύουν αντιδράσεις

Ενώ βρισκόμαστε στον τομέα d όταν φτάνουμε στην 6η περίοδο και αφού συμπληρωθεί η 6S με 2 ηλεκτρόνια  προκύπτει θέμα συμπλήρωσης της υποστοιβάδας 4f  η οποία έχει δέκα τέσσερες  θέσεις. Έτσι στο σημείο που βρίσκεται το στοιχείο λανθάνιο με ατομικό αριθμό 57 προκύπτει η ανάγκη να ανοίξει ένα παράθυρο (εφ όσον έχουμε πίνακα 2 διαστάσεων) για να χωρέσουν 14 στοιχεία που ενώ αυξάνει ο ατομικός τους αριθμός (γιατί προστίθενται ηλεκτρόνια) οι ιδιότητές τους παραμένουν αυτές του Λανθάνιου έως το στοιχείο Lu (Λουτήτιο  με ατομικό αριθμό 71). Τότε η εσωτερική 4f έχει συμπληρωθεί και τότε περνάμε στο αμέσως επόμενο στοιχείο της d που είναι  Hf(αφνιο με Ατομικό αριθμό 72)

 Στον τομέα f περιλαμβάνονται  τις ομάδες λανθανίδες 

Ανάλογο θέμα προκύπτει όταν στην πορεία συμπλήρωσης τοποθετηθούν ηλεκτρόνια και στην 7η s υποστοιβάδα. Συμπληρωμένη 7s² έχει το στοιχείο ακτίνιο με ατομικό αριθμό 89.

 Τα επόμενα 14 στοιχεία από το Th (Θόριο με ατομικό αριθμό 90)  έως το Lr ( Λωρένσιο με ατομικό αριθμό 103) είναι οι ι ακτινίδες.   Το τελευταίο ηλεκτρόνιο τοποθετείται στην 5 f υποστοιβάδα 

Συνοψίζοντας:

Οι λανθανίδες έχουν την εξωτερική στοιβάδα του λανθάνιου με συμπληρωμένη την 6s² και 1ηλεκτρόνιο  στην 5d¹ ενώ συμπληρώνεται η εσωτερική 4f. Συγκεκριμένα συμπληρώνεται η 4f υποστοιβάδα κατά μήκος της σειράς των λανθανίδων που έχει θέσεις για 14 ηλεκτρόνια. Αρα έχουμε 14 λανθανίδες 

Οι ακτινίδες έχουν την εξωτερική δομή του ακτίνιου   με συμπληρωμένη την 7s² και 1ηλεκτρόνιο  στην 6d¹ ενώ συμπληρώνεται η εσωτερική 5f.  Αρα έχουμε 14 ακτινίδες

Οι ιδιότητες των χημικών στοιχείων σχετίζονται με την ηλεκτρονιακή τους δομή και εμφανίζουν περιοδικότητα

Τα ηλεκτρόνια ενός ατόμου και κυρίως τα εξωτερικά του ηλεκτρόνια, η ατομική του ακτίνα, η ενέργεια ιοντισμού, και η ηλεκτροσυγγένεια καθορίζουν την φυσική και χημική συμπεριφορά ενός χημικού στοιχείου. 

Ατομική ακτίνα είναι η απόσταση των τελευταίων ηλεκτρονίων από των πυρήνα. 

Δραστικό πυρηνικό φορτίο.  Περίπου  το φορτίο του πυρήνα μειωμένο κατά το φορτίο των εσωτερικών στοιβάδων.

Η Ατομική ακτίνα  ελαττώνεται κατά μήκος μιας περιόδου από τα αριστερά προς τα δεξιά δηλαδή όπως αυξάνει ο ατομικός αριθμός άρα και το δραστικό πυρηνικό φορτίο (περισσότερα πρωτόνια) και μαζύ η έλξη που ασκούν στα περιφερόμενα ηλεκτρόνια

Η Ατομική ακτίνα αυξάνεται σε μια ομάδα  καθώς προχωράμε από πάνω προς τα κάτω γιατί  προστίθενται ηλεκτρόνια άρα  και  στοιβάδες και συνεπώς μεγαλώνει η απόσταση των ηλεκτρονίων εξωτερικής στοιβάδας -πυρήνα, και η έλξη μειώνεται άρα αυξάνει η ατομική ακτίνα

Στα στοιχεία μετάπτωσης, αύξηση του ατομικού αριθμού συνοδεύεται από ελάττωση της ατομικής ακτίνας.

Ενέργεια ιοντισμού . Είναι η ελαχίστη ενέργεια που χρειάζεται για να απομακρυνθεί ένα ηλεκτρόνιο του ατόμου, σε άπειρη απόσταση από τον πυρήνα. 

Το άτομο πρέπει να βρίσκεται στην θεμελιώδη κατάσταση και σε αέρια φάση. Αλλιώς ονομάζεται ενέργεια πρώτου ιοντισμού Ε_i1

Είναι ενδόθερμη αντίδραση αφού για να γίνει αυτό απαιτείται παροχή ενέργειας η οποία θα εξουδετερώσει τις ελκτικές δυνάμεις του πυρήνα

Η δεύτερη ενέργεια  ιοντισμού  έχει  μεγαλύτερη τιμή από την πρώτη γιατί το δεύτερο ηλεκτρόνιο απομακρύνεται ακόμα δυσκολότερα. από το φορτισμένο ιόν. 

Όσο μεγαλύτερη είναι η ατομική ακτίνα, τόσο μικρότερη η ενέργεια ιοντισμού του τελευταίου ηλεκτρονίου. Εφόσον η απόσταση από τον πυρήνα είναι μεγαλύτερη , η έλξη μειώνεται.

Το φορτίο του πυρήνα.  Όσο μεγαλύτερος είναι ο ατομικός αριθμός Z τόσο μεγαλύτερο και το φορτίο του πυρήνα, άρα και η έλξη πυρήνα - ηλεκτρονίου πιο ισχυρή  και η ενέργεια ιοντισμού αυξάνει

Τα ενδιάμεσα ηλεκτρόνια μειώνουν την ενέργεια ιοντισμού ενός ηλεκτρονίου γιατί ασκούν απωθητική δύναμη σε αυτό και διευκολύνουν την απομάκρυνσή του

Τα μέταλλα έχουν χαμηλή ενέργεια ιοντισμού και εύκολα αποβάλλουν ηλεκτρόνια και μετατρέπονται σε ηλεκτροθετικά ιόντα. Η τάση αυτή ονομάζεται ηλεκτροθετικότητα

Τα μόρια . Τύποι, σχήματα μορίων

Προσπάθεια περιγραφής του τρόπου που τα άτομα συνδέονται για να σχηματίσουν τα μόρια

Περιγραφή κατά Kossel- Lewis (ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους)

Τα ηλεκτρόνια της τελευταίας στοιβάδας περιγράφονται με τελείες. Τα ηλεκτρόνια σθένους διαμοιράζονται στην συνέχειια μεταξύ των ατόμων με βάσει τον κανόνα της οκτάδας

Κανόνας της οκτάδας. Τα άτομα αποβάλλουν ή προσλαμβάνουν ηλεκτρόνια (ετροπολικός δεσμός) ή συνεισφέρουν αμοιβαία (ομοιοπολικός δεσμός) ή προσφέρουν ζευγάρι ηλεκτρονίων για κοινή χρήση με άλλο άτομο (ημιπολικός δεσμός), με σκοπό να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου, η οποία είναι και η σταθερότερη. (8 ηλεκτρόνια στην εξωτερική στοιβάδα. εκτός από την πρώτη μόνο 2)

ΠΗΓΕΣ 

Χημεία Γ Λυκείου θετικής κατεύθυνσης

en.wikibooks.org600 × 334

slideplayer.gr960 × 720

ebooks.edu.gr988 × 860