ΕΙΣΑΓΩΓΗ YΛΗ - ΥΛΙΚΑ ΧΗΜΕΙΑ: Επιστήμη που ασχολείται με τη σύσταση και τη δομή των υλικών, καθώς και με τη μελέτη των μεταβολών στις οποίες υπόκεινται τα υλικά. Χημεία Πειραματική Επιστήμη Πείραμα: Παρατήρηση ενός φαινομένου που διεξάγεται με ελεγχόμενο τρόπο, ώστε τα αποτελέσματά του να μπορούν να αναπαραχθούν και να εξαχθούν λογικά συμπεράσματα. Νόμος: Περιεκτική διατύπωση ή μαθηματική εξίσωση για κάποια θεμελιώδη σχέση ή κανονικότητα της φύσης. Υπόθεση: Προσωρινή ερμηνεία κανονικότητας που παρατηρείται. Θεωρία: Ερμηνεία φαινομένων. βασικών 1 μιας φυσικών ΕΠΙΣΤΗΜΟΝΙΚΗ ΜΕΘΟΔΟΣ ΠΕΙΡΑΜΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ Υπόθεση Επιπλέον πειράματα Αρνητικά αποτελέσματα Θετικά αποτελέσμα τα Θεωρία Επιπλέον πειράματα 2 ΦΥΣΙΚΗ ΚΑΙ ΧΗΜΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ ΤΗΣ ΥΛΗΣ Βάρος: Το βάρος ενός αντικειμένου είναι η δύναμη της βαρύτητας που ασκείται πάνω του. Μάζα: Μάζα ενός αντικειμένου είναι η ποσότητα ύλης που αυτό περιέχει. Ιδιότητες υλικών: Φυσικές και χημικές Φυσική ιδιότητα: Ιδιότητα ενός υλικού την οποία μπορούμε να παρατηρήσουμε χωρίς να μεταβάλουμε τη χημική σύσταση του υλικού. Χημική ιδιότητα: Ιδιότητα ενός υλικού που συνεπάγεται που συνεπάγεται χημική μεταβολή του υλικού. 3 Φυσική κατάσταση της ύλης Στερεό Υγρό Αέριο Στερεό: Μορφή ύλης που είναι ασυμπίεστη και έχει σταθερό όγκο και σχήμα. Υγρό: Μορφή ύλης που είναι ρευστή και ασυμπίεστη. Έχει σταθερό όγκο αλλά όχι σταθερό σχήμα. Αέριο: Μορφή ύλης που είναι συμπιεστή και ρευστή. Χημική κατάσταση της ύλης Στοιχεία Ενώσεις Μίγματα Στοιχείο: Είναι μία ουσία η οποία δεν μπορεί να διασπαστεί μέσω οποιασδήποτε χημικής αντίδρασης σε απλούστερες ουσίες. 4 Ένωση: Είναι μία ουσία που αποτελείται από δύο ή περισσότερα στοιχεία χημικά ενωμένα. Μίγμα: Είναι υλικό που μπορεί να διαχωριστεί με φυσικό τρόπο σε δύο ή περισσότερες ουσίες. Ετερογενές μίγμα: το μείγμα εκείνο που δεν έχει ενιαία σύσταση σε όλη του την έκταση και τα συστατικά του διακρίνονται με γυμνό μάτι ή μικροσκόπιο. Ομογενές μίγμα: το μείγμα εκείνο που έχει ενιαία σύσταση και ίδιες ιδιότητες σε όλη του την έκταση. Φάση είναι τμήμα ενός φυσικού συστήματος (αερίου, υγρού ή στερεού) το οποίο είναι ομογενές ως προς τη σύσταση και τις ιδιότητές του, έχει διακριτά όρια και μπορεί να διαχωριστεί από άλλες φάσεις με φυσικό τρόπο. 5 Μετρήσεις και σημαντικά ψηφία Μέτρηση είναι η σύγκριση μιας ποσότητας με μια μονάδα μέτρησης, δηλ. με ένα καθορισμένο πρότυπο μέτρησης. Οι μετρήσεις υπόκεινται σε πειραματικά σφάλματα. Επαναληψιμότητα (Ρrecision): αναφέρεται στο πόσο κοντά μεταξύ τους είναι τα αποτελέσματα των μετρήσεων. Ακρίβεια (Accuracy): δείχνει πόσο κοντά είναι το αποτέλεσμα μιας μεμονωμένης μέτρησης προς την αληθινή τιμή. Σημαντικά ψηφία είναι όλα τα βέβαια ψηφία μιας μέτρησης, συν ένα τελικό ψηφίο το οποίο χαρακτηρίζεται από κάποια αβεβαιότητα. Αριθμός σημαντικών ψηφίων είναι ο αριθμός των αναγραφόμενων ψηφίων στην τιμή μιας μετρημένης ή υπολογιζόμενης ποσότητας, ο οποίος δείχνει την επαναληψημότητα της τιμής. 6 Κανόνες στην απαρίθμηση σημαντικών ψηφίων Όλα τα ψηφία είναι σημαντικά, εκτός από μηδενικά στην αρχή του αριθμού. Μηδενικά στο τέλος του αριθμού είναι σημαντικά όταν είναι δεξιά της υποδιαστολής. Σημαντικά ψηφία σε υπολογισμούς Πολλαπλασιασμός και διαίρεση: όταν πολλαπλασιάζουμε ή διαιρούμε μετρημένες ποσότητες, δίνουμε το τελικό αποτέλεσμα με τόσα σημαντικά ψηφία, όσα έχει και η μέτρηση με τα λιγότερα σημαντικά ψηφία. Πρόσθεση και αφαίρεση: Όταν προσθέτουμε ή αφαιρούμε ποσότητες, δίνουμε το τελικό αποτέλεσμα με τόσα σημαντικά ψηφία, όσα έχει και η μέτρηση με τα λιγότερα δεκαδικά ψηφία. 7 Στρογγύλεμα Στρογγύλεμα είναι η διαδικασία απόρριψης σημαντικών ψηφίων σε ένα αποτέλεσμα υπολογισμών και τροποποίησής του τελευταίου ψηφίου που μένει. 1. Αν αυτό το ψηφίο είναι 5 ή μεγαλύτερο, τότε προσθέτουμε μία μονάδα στο ψηφίο που προηγείται και απορρίπτουμε όλα τα άλλα ψηφία που βρίσκονται δεξιά του. 2. Αν αυτό είναι μικρότερο του 5, τότε απλά το απορρίπτουμε μαζί με όλα τα άλλα ψηφία δεξιά του. 8 Μονάδες SI Το Διεθνές σύστημα μονάδων υιοθετήθηκε το 1960 και είναι μια ειδική επιλογή μονάδων. Έχει επτά βασικές μονάδες SI. Βασικές μονάδες στο SI. Ποσότητα Μονάδα Μήκος μέτρο Μάζα χιλιόγραμμο Χρόνος δευτερόλεπτα Θερμοκρασία κέλβιν Ποσότητα ουσίας μολ Ηλεκτρικό ρεύμα αμπέρ Ένταση φωτός κανδήλα Σύμβολο m kg s K mol A cd Παράγωγες μονάδες Παράγονται από τις βασικές μονάδες π.χ. Μονάδα ταχύτητας στο SI = μονάδα απόστασης στο SI /μονάδα χρόνου στο SI = m/s. 9 ΔΟΜΗ ΤΗΣ ΥΛΗΣ Αριστοτέλης (4ος π.χ. αιώνας) : η ύλη διαιρείται επ’ άπειρον. Λεύκιππος-Δημόκριτος (4ος -6ος αιώνας): η ύλη δεν διαιρείται επ’ άπειρον, αλλά αποτελείται από άτομα. Ατομική Θεωρία της ύλης Διατυπώνεται από τον Dalton (1803-1807) Βασικά σημεία της ατομικής θεωρίας 1. Η ύλη συντίθεται από άτομα. Άτομο είναι ένα πολύ μικρό σωματίδιο ύλης, το οποίο δεν μπορεί να διαιρεθεί περαιτέρω, ούτε συντίθεται από άλλα απλούστερα και διατηρεί την ταυτότητά του κατά τη διάρκεια των χημικών αντιδράσεων. 2. Στοιχείο είναι μορφή ύλης που αποτελείται από ένα μόνο είδος ατόμων. 3. Χημική ένωση είναι μορφή ύλης από αποτελείται από συνένωση με χημικό δεσμό δύο ή περισσοτέρων ατόμων ίδιου ή διαφορετικού στοιχείου, σε σταθερή αναλογία. 4. Χημική αντίδραση είναι η αναδιάταξη των ατόμων που υπάρχουν στις ουσίες που αντιδρούν και η δημιουργία νέων χημικών ενώσεων. Συμπεράσματα της Ατομικής Θεωρίας του Dalton Εξηγεί τη διαφορά μεταξύ στοιχείου και ένωσης Εξηγεί το νόμο διατήρησης της μάζας Εξηγεί τον νόμο των σταθερών αναλογιών (Επειδή τα άτομα έχουν ορισμένη μάζα, θα πρέπει και οι ενώσεις να περιέχουν τα άτομα σε ορισμένη αναλογία μαζών). 10 ΔΟΜΗ ΤΟΥ ΑΤΟΜΟΥ Στο τέλος του 19ου αιώνα έχουμε τρεις σημαντικές ανακαλύψεις: Ανακάλυψη των ακτίνων-Χ από τον Rontgen (1895) Ανακάλυψη της ραδιενέργειας από τον Becquerel (1896) Ανακάλυψη του ηλεκτρονίου από τον Thomson (1897) Ραδιενέργεια Εκπομπή ακτινοβολίας χωρίς καμία παρέμβαση από κάποια στοιχεία π.χ. ουράνιο και θόριο. 4 U 234 90Th 2 He 238 92 Μεταστοιχείωση Ακτινοβολία που εκπέμπεται από φυσικές ραδιενεργές ουσίες Ακτινοβολία-α: σωμάτια-α (Πυρήνες Ηλίου) Ακτινοβολία-β: σωμάτια-β (ηλεκτρόνια, e- και ποζιτρόνια, e+) Ακτινοβολία-γ: ηλεκτρομαγνητική ακτινοβολία 11 Διαχωρισμός γ α e- Β Πηγή ραδιενέργειας Πρώτη τεχνητή μεταστοιχείωση: Rutherford (1919) 14 7 N 24He178O11p Σταθερά άτομα Πειράματα Thomson - Millikan υπολογισμός m/e υπολογισμός e Φορτίο ηλεκτρονίου: 1,602 x 10-19 C Μάζα ηλεκτρονίου: 9,109 x 10-31 kg 12 Πρότυπο του Thomson Πειράματα σκέδασης του Rutherford Απόδειξη ύπαρξης πυρήνα Διάταξη των πειραμάτων σκέδασης του Rutherford Δομή του πυρήνα Τα πειράματα σκέδασης σωματιδίων-α σε μεταλλικά φύλλα έδειξαν ότι κάθε στοιχείο έχει ένα και μοναδικό πυρηνικό φορτίο, το οποίο είναι ακέραιο πολλαπλάσιο του φορτίου του ηλεκτρονίου. Ο ακέραιος αυτός αριθμός είναι χαρακτηριστικός για κάθε στοιχείο και ονομάζεται ατομικός αριθμός (Ζ). 13 Απλούστερος πυρήνας: ο πυρήνας του ατόμου του υδρογόνου (πρωτόνιο) με φορτίο ίσο με το φορτίο του ηλεκτρονίου, αλλά με μάζα περίπου 1800 φορές μεγαλύτερη εκείνης του ηλεκτρονίου. Νετρόνιο: Ανακαλύφθηκε επίσης με πειράματα σκέδασης σωματίων-α σε άτομα βυρηλλίου: 9 4 Be 24He126C 01n Νετρόνια: ίδια σχεδόν μάζα με αυτή του πρωτονίου, αλλά δεν φέρει φορτίο. Πυρήνας : πρωτόνια + νετρόνια Ατομικός αριθμός, Ζ: αριθμός των πρωτονίων Μαζικός αριθμός, Α: αριθμός πρωτονίων και νετρονίων Άτομο ηλίου Ατομικός Αριθμός Ζ: αριθμός p N: αριθμός n Μαζικός Αριθμός Α = Ζ+Ν Νουκλίδια: Κάθε ατομικό είδος που χαρακτηρίζεται από τη σύσταση του πυρήνα του (Ζ,Ν) 14 Ισότοπα νουκλίδια: άτομα του ίδιου στοιχείου, οι πυρήνες των οποίων έχουν τον ίδιο ατομικό αριθμό, Ζ. Ισοβαρή νουκλίδια: άτομα διαφορετικών στοιχείων, οι πυρήνες των οποίων έχουν τον ίδιο μαζικό αριθμό, Α. Ισότονα νουκλίδια: άτομα διαφορετικών στοιχείων, οι πυρήνες των οποίων έχουν τον ίδιο αριθμό νετρονίων, Α. Η μάζα ενός ατόμου εκφράζεται σε ατομικές μονάδες μάζας. 1 ατομική μονάδα μάζας (u ή amu) ορίζεται ως: 1 u = 1/12 της μάζας του ατόμου 12C = 1.66054 x 10-27 kg = 931.502 MeV/c2 mp = 1.0072765 u = 938.28 MeV/c2 mn = 1.0086649 u = 939.57 MeV/c2 me = 0.00054858 u = 0.511 MeV/c2 Ατομικό βάρος ή σχετική ατομική μάζα ενός φυσικού στοιχείου είναι η μέση ατομική μάζα του στοιχείου, εκφρασμένη σε ατομικές μονάδες μάζας 15 ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ ΤΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ D. Mendeleev (1834-1907) – Ρώσος χημικός J. Lothar Meyer(1830-1895) – Γερμανός χημικός Πρώτη ταξινόμηση των στοιχείων σε σειρές και στήλες κατά αυξανόμενο ατομικό βάρος. Πίκακας Mendeleev: οι χημικές ιδιότητες των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατομικού τους βάρους. Δεύτερη ταξινόμηση των στοιχείων σε σειρές και στήλες κατά αυξανόμενο ατομικό αριθμό. Νόμος του Μοseley: οι χημικές ιδιότητες των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατομικού τους αριθμού. Περιοδικός Πίνακας: Η ταξινόμηση των στοιχείων σε σειρές και στήλες υπό μορφή πίνακα, η οποία τονίζει την κανονική επανάληψη των ιδιοτήτων των στοιχείων. Δίνει: τον ατομικό αριθμό του στοιχείου το χημικό σύμβολο του στοιχείου το ατομικό βάρος του στοιχείου 16 O σύγχρονος περιοδικός πίνακας Περιλαμβάνει 7 οριζόντιες γραμμές οι οποίες ονομάζονται περίοδοι και 18 κατακόρυφες στήλες, οι οποίες ονομάζονται ομάδες. Η 1η περίοδος περιλαμβάνει 2 στοιχεία, ενώ η 2η και η 3η περίοδος από 8 στοιχεία η κάθε μία. Η 4η και η 5η περιλαμβάνουν από 18 στοιχεία η κάθε μία. Η 6η περίοδος περιλαμβάνει 32 στοιχεία, από τα οποία τα 14 βρίσκονται σε παράρτημα εκτός του περιοδικού πίνακα. Η 7η περίοδος δεν έχει συμπληρωθεί ακόμη. Παρατηρείται μια περιοδικότητα στις ιδιότητες των στοιχείων, όταν αυτά μελετώνται κατά αύξοντα ατομικό αριθμό. Στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια ομάδα έχουν παρόμοιες ιδιότητες, ενώ οι ιδιότητες των στοιχείων που βρίσκονται σε μία περίοδο μεταβάλλονται προοδευτικά. Νόμος της περιοδικότητας Οι ιδιότητες των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατομικού τους αριθμού. 17 Τα στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια ομάδα του περιοδικού πίνακα έχουν παρόμοιες ιδιότητες γιατί: Τα ηλεκτρόνια των χημικών στοιχείων κινούνται γύρω από τον πυρήνα και έχουν χαρακτηριστική ενέργεια. Όσα έχουν παραπλήσια ενέργεια κινούνται στον ίδιο χώρο γύρω από τον πυρήνα και δημιουργούν έτσι μία στιβάδα ηλεκτρονίων. Όσα βρίσκονται κοντά στον πυρήνα έχουν τη λιγότερη ενέργεια, ενώ όσο απομακρυνόμαστε από τον πυρήνα η ενέργεια των ηλεκτρονίων αυξάνει. Οι ιδιότητες των χημικών στοιχείων καθορίζονται από τον τρόπο που είναι κατανεμημένα τα ηλεκτρόνια στις στιβάδες. Τα στοιχεία που έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα των ατόμων τους έχουν παρόμοιες ιδιότητες. Όλα τα στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια ομάδα του Περιοδικού Πίνακα έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική τους στιβάδα. 18 Περιοδικός Πίνακας Χημικών Στοιχείων IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA Ομάδα 1 → Περίοδος ↓ 1 1 H 3 2 Li 11 3 Na 19 4 K 37 5 Rb 55 6 Cs 87 7 Fr 2 4 Be 12 Mg 20 Ca 38 Sr 56 * Ba 88 * Ra * 3 4 5 6 7 21 Sc 39 Y 71 Lu 103 Lr 22 Ti 40 Zr 72 Hf 104 Rf 23 V 41 Nb 73 Ta 105 Db 24 Cr 42 Mo 74 W 106 Sg 57 La 89 ** Ακτινίδες Ac 58 Ce 90 Th 59 Pr 91 Pa 60 61 Nd Pm 92 93 U Np * Λανθανίδες 8 25 26 Mn Fe 43 44 Tc Ru 75 76 Re Os 107 108 Bh Hs 62 Sm 94 Pu 9 10 11 12 13 27 Co 45 Rh 77 Ir 109 Mt 28 Ni 46 Pd 78 Pt 110 Ds 29 30 Cu Zn 47 48 Ag Cd 79 80 Au Hg 111 112 Rg Uub 5 B 13 Al 31 Ga 49 In 81 Tl 113 Uut 63 Eu 95 Am 64 Gd 96 Cm 65 Tb 97 Bk 67 Ho 99 Es 66 Dy 98 Cf 14 15 16 18 2 He 6 7 8 9 10 C N O F Ne 14 15 16 17 18 Si P S Cl Ar 32 33 34 35 36 Ge As Se Br Kr 50 51 52 53 54 Sn Sb Te I Xe 82 83 84 85 86 Pb Bi Po At Rn 114 115 116 117 118 Uuq Uup Uuh Uus Uuo 68 Er 100 Fm 69 Tm 101 Md 70 Yb 102 No Σειρές του περιοδικού πίνακα Αλκάλια Αλκαλικές γαίες Λανθανίδες Ακτινίδες Στοιχεία μετάπτωσης Poor metals Μεταλλοειδή Αμέταλλα Αλογόνα Ευγενή Αέρια 19 17 VIII A Μέταλλα-Αμέταλλα Ιδιότητες μετάλλων Έχουν μεταλλική λάμψη Είναι ελατά και όλκιμα Είναι καλοί αγωγοί της θερμότητας και του ηλεκτρισμού Είναι όλα στερεά (σε θερμοκρασία δωματίου), εκτός από τον υδράργυρο που είναι υγρό Ιδιότητες αμετάλλων Δεν εμφανίζουν τις ιδιότητες των μετάλλων Τα περισσότερα είναι αέρια (αλογόνα) ή στερεά (S, P), ενώ το Br είναι το μόνο υγρό αμέταλλο Τα στερεά αμέταλλα είναι συνήθως σκληρές και εύθραυστες ουσίες Μεταλλοειδή ή ημιμέταλλα Είναι στοιχεία που έχουν και ιδιότητες μετάλλου και αμέταλλου (π.χ. πυρίτιο, αρσενικό, βόριο, γερμάνιο). 20 Συμβολισμός χημικών στοιχείων Χρησιμοποιούμε το πρώτο γράμμα της λατινικής ονομασίας του στοιχείου με κεφαλαίο γράμμα. Αν από το ίδιο γράμμα αρχίζει και άλλο στοιχείο, χρησιμοποιούμε και δεύτερο γράμμα του ονόματος του στοιχείου με μικρό γράμμα. Παραδείγματα C (carbon) - άνθρακας Ca (calcium) - ασβέστιο Cl (clorine) – χλώριο N (nitrogen) – άζωτο Na (sodium) – νάτριο Ni (nickel) - νικέλιο B (boron) – βόριο Ba (barium) - βάριο 21 Κατάλογος κοινών χημικών στοιχείων Όνομα στοιχείου Σύμβολο Άζωτο Άνθρακας Αργίλιο Άργυρος Ασβέστιο Βάριο Βρώμιο Ήλιο Θείο Ιώδιο Κάδμιο Κάλιο Κοβάλτιο Μαγγάνιο Μαγνήσιο Μόλυβδος Νάτριο Νικέλιο Οξυγόνο Πυρίτιο Σίδηρος Υδράργυρος Υδρογόνο Φθόριο Φωσφόρος Χαλκός Χλώριο Χρώμιο Ψευδάργυρος Ν C Al Ag Ca Ba Br He S I Cd K Co Mn Mg Pb Na Ni O Si Fe Hg H F P Cu Cl Cr Zn 22 Φυσική εμφάνιση του στοιχείου Αέριο Γραφίτης –διαμάντι Μέταλλο-στερεό Μέταλλο-στερεό Μέταλλο-στερεό Μέταλλο Αμέταλλο-αέριο Αμέταλλο-αέριο Αμέταλλο-στερεό Αμέταλλο-στερεό Μέταλλο Μέταλλο Μέταλλο Μέταλλο Μέταλλο Μέταλλο Μέταλλο Μέταλλο Αμέταλλο-αέριο Μεταλλοειδές Μέταλλο Μέταλλο-υγρό Αμέταλλο- αέριο Αμέταλλο-αέριο Αμέταλλο-στερεό Μέταλλο Αμέταλλο-αέριο Μέταλλο Μέταλλο Χημικοί τύποι Χημικός τύπος μιας ένωσης είναι ένας συμβολισμός που χρησιμοποιεί σύμβολα ατόμων στοιχείων με αριθμητικούς δείκτες που δηλώνουν τις σχετικές αναλογίες των ατόμων των διαφορετικών στοιχείων της ένωσης. Μοριακές και ιοντικές ενώσεις Μοριακές ενώσεις Μόριο είναι μία ορισμένη ομάδα ατόμων ενωμένων μεταξύ τους με χημικό δεσμό. Μοριακή ουσία είναι ουσία που αποτελείται από μόρια όμοια μεταξύ τους. Είναι η μικρότερη ποσότητα ουσίας που μπορεί να υπάρξει στη φύση. Τα μόρια έχουν πολύ μικρό μέγεθος, γι’ αυτό και ο αριθμός των μορίων σε μια μικρή ποσότητα μιας ουσίας είναι τεράστιος. Π.χ. 1 γραμμάριο νερού περιέχει 3,3x1022 μόρια νερού 23 Μοριακός τύπος: δίνει τον ακριβή αριθμό των ατόμων κάθε στοιχείου που περιέχεται σε ένα μόριο. Π.χ. H2O, CO2, NH3, CH4 Συντακτικός τύπος: δείχνει πως είναι συνδεμένα τα άτομα μεταξύ τους σε ένα μόριο. 24 Σημαντική κατηγορία μοριακών ενώσεων είναι οι οργανικές ενώσεις, οι οποίες είναι ενώσεις που περιέχουν άνθρακα 25 Ιοντικές ενώσεις Προσοχή! Δεν αποτελούνται όλες οι ενώσεις από μόρια. Ιοντική ένωση είναι μία ένωση που αποτελείται από κατιόντα και ανιόντα. Ιόν είναι ένα ηλεκτρικά φορτισμένο σωματίδιο που λαμβάνεται από ένα άτομο ή χημική ένωση με προσθήκη (ανιόν) ή αφαίρεση ηλεκτρονίων (κατιόν). Όλες οι ουσίες (μοριακές και ιοντικές) είναι ηλεκτρικά ουδέτερες. 26 Πως γράφεται μια ιοντική ένωση Ο τύπος μιας ιοντικής ένωσης πρέπει να δίνει τον μικρότερο δυνατό ακέραιο αριθμό των δυνατών ιόντων στην ένωση. Τα φορτία των ιόντων παραλείπονται Το συνολικό φορτίο πρέπει να είναι μηδέν 27 XHMIKH ONOMATOΛΟΓΙΑ Χημική ονοματολογία Η συστηματική απόδοση ονομάτων στις χημικές ενώσεις Χημικές ενώσεις Ανόργανες ενώσεις Οργανικές ενώσεις Ανόργανες ενώσεις: όλες οι ενώσεις μεταξύ στοιχείων εκτός του άνθρακα Οργανικές ενώσεις: όλες οι ενώσεις του άνθρακα εκτός από τα οξέα του άνθρακα (CO, CO2), τα ανθρακικά άλατα και τα κυανίδια. 28 ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ Aποτελούνται κυρίως από ιόντα μετάλλων και αμετάλλων, με κάποιες εξαιρέσεις (π.χ. ΝΗ4Cl). Απαιτείται η γνώση του ονόματος και του τύπου των ιόντων. Αναφέρουμε πρώτα το όνομα του ανιόντος και μετά του κατιόντος π.χ. Χλωριούχο νάτριο (ΝaCl) όνομα ανιόντος 29 όνομα κατιόντος ΜΟΝΟΑΤΟΜΙΚΑ ΙΟΝΤΑ Α. Κανόνες πρόβλεψης των φορτίων μονοατομικών ιόντων 1. Τα περισσότερα από τα μεταλλικά στοιχεία των κύριων ομάδων έχουν ένα μονοατομικό κατιόν με φορτίο ίσο με τον αριθμό της ομάδας στον περιοδικό πίνακα. Π.χ. K+ (IA), Ca2+ (IIA), Al3+(IIIA). 2. Eξαιρούνται από τον κανόνα μερικά στοιχεία υψηλού ατομικού αριθμού. Αυτά έχουν ένα κατιόν με φορτίο ίσο με τον αριθμό της ομάδας, αλλά έχουν και ένα δεύτερο κατιόν με φορτίο ίσο με τον αριθμό της ομάδας μείον 2. Π.χ. Pb4+(IV) και Pb2+(4-2=2). 3. Τα πιο πολλά μεταβατικά στοιχεία σχηματίζουν περισσότερα από ένα μονοατομικά κατιόντα με διαφορετικό φορτίο. Π.χ. Fe2+-Fe3+ 4. To φορτίο ενός μονοατομικού ανιόντος κύριας ομάδας ισούται με τον αριθμό της ομάδας μείον 8. Π.χ. το S έχει φορτίο 68=-2. 30 Πίνακας 1. Περιέχει τα συνηθισμένα μονοατομικά ιόντα των στοιχείων των κύριων ομάδων. ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΑ ΙVA VA VIA VIIA Περίοδος 1 ΗΠερίοδος 2 Li+ Be2+ B C N3- O2FΠερίοδος 3 Na+ Mg2+ Al3+ Si P S2ClΠερίοδος 4 K+ Ca2+ Ga3+ Ge As Se2- BrΠερίοδος 5 Rb+ Sr2+ In3+ Sn2+ Sb IΠερίοδος 6 Cs+ Ba2+ Tl+, Tl3+ Pb2+ Bi3+ 31 Β. Κανόνες απόδοσης ονομάτων σε μονοατομικά ιόντα Κατιόντα 1. Τα μονοατομικά κατιόντα παίρνουν το όνομα του στοιχείου αν υπάρχει μόνο ένα κατιόν π.χ. Κ+-ιόν καλίου, Ca2+-ιόν ασβεστίου. 2. Αν υπάρχουν περισσότερα κατιόντα του ίδιου στοιχείου τότε παίρνουν το όνομα του στοιχείου το οποίο ακολουθείται από έναν λατινικό αριθμό που δηλώνει το φορτίο του ιόντος π.χ. Cu+ - χαλκός (Ι) Cu2+ - χαλκός (ΙΙ), Fe2+-σίδηρος (ΙΙ) Fe3+ - σίδηρος(ΙΙΙ). 3. Τα ονόματα των μονοατομικών ανιόντων σχηματίζονται από τη ρίζα του ονόματος του στοιχείου και την κατάληξη –ίδιο. Π.χ. χλωρίδιο (Cl-), ιωδίδιο (J-), αλλά νιτρίδιο (Ν3-), σουλφίδιο(S2-). 32 Πίνακας 2. Kατιόντα μεταβατικών στοιχείων Cr3+ Fe2+ Fe3+ Ni2+ Cu+ Cu2+ Mn2+ Zn2+ Cd2+ Co2+ Ag+ Χρώμιο(ΙΙΙ) Σίδηρος(ΙΙ) Σίδηρος(ΙΙΙ) Νικέλιο(ΙΙ) Χαλκός(Ι) Χαλκός(ΙΙ) Μαγγάνιο(ΙΙ) Ψευδάργυρος(ΙΙ) Κάδμιο(ΙΙ) Κοβάλτιο(ΙΙ) Άργυρος(Ι) 33 ΠΟΛΥΑΤΟΜΙΚΑ ΙΟΝΤΑ Αποτελούνται από περισσότερα του ενός άτομα χημικών στοιχείων, ενωμένα με χημικό δεσμό. Πίνακας 3. Πολυατομικά ιόντα ΄Ονομα Τύπος Υδράργυρος(Ι) Αμμώνιο Κυανίδιο Ανθρακικό Υδρογονανθρακικό Οξαλικό Ηg NH4+ CNCO32HCO3- Οξικό C2H3O2- 2+ C2O42- Υποχλωριώδες ClOΧλωριώδες ClO2Χλωρικό ClO3Υπερχλωρικό ClO4- Χρωμικό CrO42Διχρωμικό Cr2O72Υπερμαγγανικό MnO4- ΄Ονομα Τύπος Νιτρώδες NO2Νιτρικό NO3Υδροξείδιο OHΥπεροξείδιο O22Φωσφορικό PO43Υδρογοφωσφορικό Διυδρογονοφωσφορικό Θειώδες Θειικό Υδρογονοθειώδες Υδρογοθειικό Θειοθειικό 34 HPO42H2PO4SO32SO42HSO3HSO4S2O32- ΔΥΑΔΙΚΕΣ ΜΟΡΙΑΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ Δυαδική ένωση: ένωση που αποτελείται από δύο μόνο στοιχεία. Μέταλλο + αμέταλλο ιοντική ένωση Αμέταλλο +αμέταλλο μοριακή ένωση Σειρά των στοιχείων στον τύπο μοριακής ένωσης: Στοιχείο: Β Si C Sb As P N H Te Se S I Br Cl O F Oμάδα: ΙΙΑ ΙVA VA Παραδείγματα: PF5,ClF3,NBr 35 VIA VIIA Κανόνες ονοματολογίας μοριακών δυαδικών ενώσεων 1. Το όνομα της ένωσης σχηματίζεται από τα ονόματα των στοιχείων με σειρά αντίθετη από τη σειρά εμφάνισης των στοιχείων στον τύπο της ένωσης. 2. Το πρώτο στοιχείο αναφέρεται με το πλήρες όνομά του σε πτώση γενική. 3. Το δεύτερο στοιχείο παίρνει στη ρίζα του ονόματός του την κατάληξη –ίδιο. 4. Στο όνομα κάθε στοιχείου προτάσσεται ένα πρόθεμα που υποδηλώνει τον δείκτη του στοιχείου στον τύπο της ένωσης. Παράδειγμα (1): Ν2Ο3 - Είναι δυαδική ένωση ( Ν και Ο) - Είναι μοριακή ένωση (αμέταλλα) Όνομα: τριοξείδιο του διαζώτου Παράδειγμα (2): SF6 Όνομα: εξαφθορίδιο του θείου 36 Οξέα και αντίστοιχα ανιόντα Οξύ: ένωση, η οποία όταν διαλυθεί στο νερό παρέχει κατιόντα υδρογόνου, Η+ και ένα ανιόν για κάθε μόριο οξέος. Οξο-οξύ: είναι το οξύ που περιέχει υδρογόνο, οξυγόνο και ένα άλλο στοιχείο. Πίνακας 4. Ορισμένα οξοανιόντα και τα αντίστοιχα οξοοξέα τους. CO3-2 Ανθρακικό ιόν H2CO3 Ανθρακικό οξύ NO2- Νιτρώδες ιόν HNO2 Νιτρώδες οξύ NO3- Νιτρικό ιόν HNO3 Νιτρικό οξύ PO43- Φωσφορικό ιόν H3PO4 Φωσφορικό οξύ 2SO3 Θειώδες ιόν H2SO3 Θειώδες οξύ SO42- Θειικό ιόν H2SO4 Θειικό οξύ ClO2- Χλωριώδες ιόν HClO2 Χλωριώδες οξύ ClO3- Χλωρικό ιόν HClO3 Χλωρικό οξύ ClO4 Υπερχλωρικό HClO4 Υπερχλωρικό ιόν οξύ 37 HCl : χλωρίδιο του υδρογόνου, γιατί υπάρχει μόνο μία ένωση με Η και Cl. Αλλά: CO: μονοξείδιο του άνθρακα CO2: διοξείδιο του άνθρακα Για τα: NH3 : αμμωνία,H2O : νερό, H2S : υδρόθειο Δεν εφαρμόζεται προθεμάτων. ο κανόνας των Μερικές δυαδικές ενώσεις του υδρογόνου με αμέταλλα όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν όξινα διαλύματα. Δυαδική ένωση: HCl(g) - χλωρίδιο του υδρογόνου ΗΙ(g) - ιωδίδιο του υδρογόνου Διάλυμα οξέος: ΗCl(aq) - υδροχλωρικό οξύ ΗΙ(aq) - ιωδικό οξύ 38 Υδρίτες Είναι ενώσεις που στους κρυστάλλους τους περιέχουν μόρια νερού χαλαρά ενωμένα. Π.χ. CuSO45H2O πενταυδρικός θειικός χαλκός CuSO4 Άνυδρος θειικός χαλκός 39 XHΜΙΚΕΣ ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ Α. Αναγραφή χημικών εξισώσεων Χημική εξίσωση είναι η παράσταση μιας χημικής αντίδρασης 2Η2S + 3O2 2SO2 + 2H2O αντιδρώντα προϊόντα Οι συντελεστές μπροστά από τα αντιδρώντα και προϊόντα δείχνουν τον σχετικό αριθμό των μορίων ή τυπικών μονάδων που λαμβάνουν μέρος στην αντίδραση. 2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) Αν τα αντιδρώντα θερμαίνονται τοποθετούμαι το γράμμα Δ στο βέλος της εξίσωσης: 40 2NaNO3(s) 2NaNO2(s) + O2(g) Αν χρησιμοποιείται καταλύτης, αυτός αναγράφεται στο βέλος της εξίσωσης της αντίδρασης: Pt 2Η2Ο2(aq) H2O(l) + O2(g) -B. Iσοστάθμιση χημικών ενώσεων Τα άτομα δεν καταστρέφονται ούτε δημιουργούνται κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης. Πρέπει ο αριθμός των ατόμων όλων των στοιχείων που συμμετέχουν στις χημικές ενώσεις να είναι ίδιος πριν και μετά την αντίδραση. Τότε λέμε ότι η αντίδραση είναι ισοσταθμισμένη. 41 Παράδειγμα Καύση του φυσικού αερίου (κυρίως μεθάνιο, CH4): CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O 1 μόριο + 2 μόρια αντιδρούν μόριο + 2 μόρια μεθανίου νερού και δίνουν διοξειδίου νερού του άνθρακα 42 MΟΡΙΑΚΟ ΒΑΡΟΣ - ΤΥΠΙΚΟ ΒΑΡΟΣ Ατομικό βάρος ενός στοιχείου: η μέση ατομική μάζα του στοιχείου εκφρασμένη σε ατομικές μονάδες μάζας. Μοριακό βάρος μιας ένωσης: το άθροισμα των ατομικών βαρών όλων των ατόμων που υπάρχουν σε ένα μόριο μιας χημικής ένωσης. Tυπικό βάρος μιας ένωσης: το άθροισμα των ατομικών βαρών όλων των ατόμων που υπάρχουν σε μια τυπική μονάδα της ένωσης. Παράδειγμα: υπολογισμός του μοριακού βάρους του CO2 Aτομικό βάρος C: 12,0 u Ατομικό βάρος Ο: 16,0 u Μοριακό βάρος CO2: 12 + 2 16 = 12+32 = 44 u 43 Παράδειγμα: υπολογισμός του τυπικού βάρους του ΚBr Aτομικό βάρος K: 39,1 u Ατομικό βάρος Br:79,9 u Tυπικό βάρος KBr: 39,1 + 79,9 = 119 u Mole και γραμμομοριακή μάζα Mole (mol) είναι η ποσότητα μιας δεδομένης ουσίας η οποία περιέχει τόσα μόρια ή τυπικές μονάδες, όσα περιέχονται σε ακριβώς 12 g άνθρακα-12 (12C). 1 mol NH3 περιέχει τον ίδιο αριθμό μορίων NH3 με τον αριθμό ατόμων που περιέχονται σε 12 g 12C. Αριθμός του Avogadro, NA: είναι ο αριθμός των ατόμων που περιέχονται σε ένα δείγμα 12 C που ζυγίζει ακριβώς 12 g. Ο αριθμός αυτός είναι ίσος με 6,022 x 1023 Άρα: ΝΑ = 6,022 x 1023 άτομα/mol 44 ΄Ετσι: 1 mole NH3 περιέχει 6,022 x 1023 μόρια ΝΗ3. 1 mole NaCl περιέχει 6,022 x 1023 τυπικές μονάδες ΝaCl, 6,022 x 1023 ιόντα Na+ και 6,022 x 1023 ιόντα Cl-. 1 mole FeCl3 περιέχει 6,022 x 1023 τυπικές μονάδες FeCl3, 6,022 x 1023 ιόντα Fe3+ και 3 x 6,022 x 1023 ιόντα Cl-. Γραμμομοριακή μάζα μιας ουσίας είναι η μάζα ενός mol της ουσίας. Η γραμμομοριακή μάζα του ορισμού ακριβώς 12 g/mol. 12 C είναι εξ Για όλες τις ουσίες, η γραμμομοριακή μάζα (g/mol) είναι ίση με την αριθμητική τιμή του μοριακού ή τυπικού βάρους (amu ή u). Παράδειγμα: το μοριακό βάρος της ΝΗ3 είναι 17 u, ενώ η γραμμομοριακή μάζα της ΝΗ3 είναι 17 g/mol. 45 Άσκηση: Να υπολογιστεί σε g η μάζα ενός ατόμου Κ και η μάζα ενός μορίου KBr. Λύση: Α) Το ατομικό βάρος του Κ είναι 39,1 u. H γραμμομοριακή μάζα του Κ είναι 39,1 g/mol. Σε 39,1 g/mol περιέχονται 6,022 x 1023 άτομα Κ. Άρα: Μάζα ενός ατόμου Κ= 39,1 g/ 6,02 x 1023 = = 6,5 x 10-23 g/άτομο Β) Το μοριακό βάρος του ΚΒr είναι: 39,1 + 79,9 = 119 u 1 mol ΚΒr περιέχει 6,022 x 1023 μόρια ΚΒr και έχει μάζα ίση με 119 g. Άρα: Μάζα ενός μορίου ΚΒr=119 g mol-1 / 6,022 x 1023 μόρια mol-1 = 19,8 x 10-23 g/μόριο 46 Υπολογισμός της μάζας από τα moles Άσκηση: Υπολογίστε τη μάζα γραμμάρια των παρακάτω ουσιών 1. 0,594 mol S 2. 2,78 mol Na2SO3 σε Λύση: 1. Ατομικό βάρος του S: 32,07 u Γραμμομοριακή μάζα του S=32,07 g/mol 0,594 mol S x 32,07g/mol S = 19 g S Μοριακό βάρος του Na2SO3 Α.Β. Νa=22,99 u A.B. S=32,07 u A.B. O= 16,00 u M.B. = 2 x 22,99 + 32,07 + 3 x 16 = 126,05 u Γραμμομοριακή μάζα του Na2SO3 = 126,05 g/mol Άρα, μάζα των 2,78 mol Na2SO3: 2,78 mol Na2SO3 x 126,05 g/mol = 4,8 x 103 g Na2SO3. 47 Υπολογισμός των moles από τη μάζα Βρείτε τα moles για κάθε μία από τις παρακάτω ουσίες 1. 3,43 g C, 2. 76 g C4H10 Λύση 1. Α.Β. C=12,01 u , γραμμομοριακή μάζα C = 12,01 g/mol 3,43 g C / 12,01 g mol-1= 2,86 x 10-1 mol C 2. A.B. C=12,01 u A.B. H=1,008 u M.B. C4H10= 4x12,01+10x1,008=58,12 u Γραμμομοριακή μάζα C4H10 = 58,12 g/mol 76 g C4H10 / 58,12 g mol-1= 1,3 mol C4H10 48 Υπολογισμός του αριθμού των μορίων σε δεδομένη μάζα Υπολογίστε τα ακόλουθα: 1. Αριθμός ατόμων σε 8,21 g Li 2. Aριθμός μορίων σε 43 g NH3 3. Αριθμός τυπικών μονάδων SO42- σε Cr2(SO4)3 14,3 g Λύση 1. Πρέπει να βρούμε τα moles του Li Α.Β. Li = 6,941 u Γραμμομοριακή μάζα Li=6,941g/mol 8,21 g Li /6,941 g mol-1= 1,18 mol Li Άρα: 1,18 mol Li x 6,022 x 1023 άτομα/mol = 7,12x1023 άτομα Li. 2. Μ.Β. ΝΗ3= 14,01 + 3 x 1,008= 17,03 u Γραμμομοριακή μάζα NH3=17,03g/mol 43 g NH3 /17,03 g mol-1= 2,52 mol NH3 Άρα: 2,52 mol NH3 x 6,022 x 1023 μόρια/mol = 15,2x1023 μόρια ΝΗ3. 49 3. Α.Β. Cr=52 u, A.B. S=32,07 u, A.B.O=16,00 u M.B. Cr2(SO4)3= 2x52+ (3x32,07+3x4x16) = 104+96,21+192=392,21u Γραμμομοριακή μάζα Cr2(SO4)3= 392,21 g/mol. 14,3 g/392,21 g mol-1= 3,65 x 10-2 mol Cr2(SO4)3 Άρα: αριθμός ιόντων SO42- = 3x3,65 x 10-2 x 6,022x1022 =6,59 x 1022 ιόντα. 50 Υπολογισμός της εκατοστιαίας περιεκτικότητας από τον χημικό τύπο Εκατοστιαία περιεκτικότητα κατά μάζα ενός συστατικού Α ενός συνόλου τα μέρη του Α τα οποία περιέχονται σε εκατό μέρη του συνόλου. Μάζα % του Α = = (μάζα του Α /μάζα του συνόλου) x 100 Παράδειγμα: υπολογίστε την εκατοστιαία σύσταση του ΚClO4 Λύση: Α.Β. Κ= 39,10 u, A.B. Cl=35,45 u, A.B.O=16 u M.B. KClO4= 39,1+35,45+4x16=138,55 u Σε 1 mol KClO4 (138,55 g) περιέχονται 1 mol Κ (39,1 ), 1 mol Cl (35,45 g) και 4 mol Ο (4x16=64 g). %K= (39,1g/138,55 g) x 100=28,2% %Cl = (35,45 g/138,55 g) x 100 = 25,6% %O = (64 g / 138,55 g) x 100 = 46,2% 51 Ποσότητες ουσιών σε μια αντίδραση Μια ισοσταθμισμένη χημική εξίσωση συσχετίζει τις ποσότητες των ουσιών που συμμετέχουν σε μια αντίδραση. 2 HCl(g) 1 μόριο Η2 + 1 μόριο Cl2 2 μόρια HCl Η2(g) + Cl2(g) 6,022x1023 μόρια Η2 + 6,022x1023 μόρια Η22x6,022x1023 μόρια HCl 1 mol Η2 + 1 mol Cl2 2 mol HCl 2, 02 g H2 + 70, 9 g Cl2 2 x 36, 46 g HCl Από τις παραπάνω σχέσεις μπορούμε να υπολογίσουμε την ποσότητα των προϊόντων αν γνωρίζουμε τις ποσότητες των αντιδρώντων ή πόσο προϊόν θα παρασκευαστεί από συγκεκριμένες ποσότητες αντιδρώντων. 52 ATOMIKO ΠΡΟΤΥΠΟ ΤΟΥ BOHR Φύση του φωτός Με βάση την ηλεκτρομαγνητική θεωρία του Μaxwell (1984) το φως μπορεί να περιγραφή με ηλεκτρικά και μαγνητικά πεδία που διαδίδονται στο χώρο και στο χρόνο υπό μορφή ταλαντώσεων (κύματος) και ξεκινούν από φωτεινή πηγή. Γι’ αυτό ονομάζεται και ηλεκτρομαγνητική ακτινοβολία. Η θεωρία αυτή επιβεβαιώθηκε αργότερα με τα πειράματα που έκανε ο Ηertz. Το κύμα χαρακτηρίζεται από: το μήκος κύματος τη συχνότητα του κύματος. Μήκος κύματος, λ, είναι η απόσταση μεταξύ δύο διαδοχικών κορυφών ενός κύματος. Συχνότητα ενός κύματος, ν, είναι ο αριθμός των μηκών κύματος που περνούν από ένα σημείο στη μονάδα του χρόνου. 62 Το μήκος κύματος είναι αντιστρόφως ανάλογο της συχνότητας του ιδίου κύματος, που σημαίνει πως: όσο μικρότερη είναι η συχνότητα ενός κύματος τόσο μεγαλύτερο θα είναι το μήκος κύματός του. Η σχέση που συνδέει τη συχνότητα (ν) με το μήκος κύματος (λ) είναι: c=λν όπου c η ταχύτητα του κύματος. 63 Η ταχύτητα ενός φωτεινού κύματος εξαρτάται από το υλικό μέσο από το οποίο διέρχεται. Η ταχύτητα του φωτός στο κενό είναι 3,00 108 m s-1. Η περιοχή συχνοτήτων ή μηκών κύματος της ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας ονομάζεται ηλεκτρομαγνητικό φάσμα. Η ηλεκτρομαγνητική θεωρία για τη φύση του φωτός ερμηνεύει μια σειρά από φαινόμενα π.χ. τη διάθλαση, την περίθλαση, την πόλωση, τη συμβολή. Δεν μπορεί όμως να ερμηνεύσει άλλα φαινόμενα, όπως το μέλαν σώμα, το φωτοηλεκτρικό φαινόμενο, τα γραμμικά φάσματα των ατόμων των στοιχείων κ.α. 64 65 Οι πρώτες υπόνοιες ότι το φως έχει σωματιδιακή υφή δημιουργήθηκαν γύρω στο 1900. Ο Max Planck, ήταν ο επιστήμονας που εισήγαγε την ιδέα των "κβάντων" φωτός με σκοπό να εξηγήσει το φάσμα της ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας που εκπέμπει ένα μέλαν σώμα (είναι το σώμα που εκπέμπει και απορροφά όλες τις ακτινοβολίες). . Με βάσει τη θεωρία των κβάντα, η ύλη εκπέμπει ή απορροφά την ενέργεια της ακτινοβολίας όχι κατά τρόπο συνεχή αλλά ασυνεχή, υπό μορφή διακεκριμένων ποσοτήτων ενέργειας. Αυτά τα ποσά ή πακέτα ενέργειας τα ονόμασε "κβάντα" ή “φωτόνια”. Η ενέργεια (E) κάθε κβάντου (ή φωτονίου) συνδέεται με τη συχνότητα του κύματος με την παρακάτω απλή σχέση: 66 E = hν όπου h είναι η σταθερά του Plank. Η τιμή της είναι 6.622.10-34 Js. H εξίσωση αυτή, η οποία διατυπώθηκε από τον Εinstein δείχνει τις δύο συμπληρωματικές απόψεις για το φως: σωμάτιο-κύμα Η ενέργεια της ακτινοβολίας λέμε ότι είναι κβαντισμένη, δηλ. εκπέμπεται ή απορροφάται πάντοτε σε ακέραια πολλαπλάσια του hν. Γραμμικά φάσματα των ατόμων Ένα πυρακτωμένο στερεό εκπέμπει φως, το οποίο αν αναλύσουμε με τη βοήθεια πρίσματος παίρνουμε ένα συνεχές φάσμα. 67 Το φάσμα το οποίο παίρνουμε όταν χημικά στοιχεία θερμανθούν σε φλόγα ή με ηλεκτρική εκκένωση, δεν είναι συνεχές, αλλά εμφανίζει μόνον ορισμένα μήκη κύματος φωτός ή χρώματα. Είναι δηλ. γραμμικό φάσμα. Το γραμμικό φάσμα αποτελείται από ένα σύνολο διακριτών έγχρωμων γραμμών, που η κάθε μία αντιστοιχεί σε ένα διαφορετικό μήκος κύματος. Κάθε στοιχείο έχει γραμμικό φάσμα. 68 ένα χαρακτηριστικό Το γραμμικό φάσμα του ατόμου του υδρογόνου είναι απλό. Αποτελείται από 4 γραμμές στην ορατή περιοχή του φάσαμτος: (1 κόκκινη, 1 κυανοπράσινη, 1 κυανή και μία ιώδη), ενώ γραμμές εμφανίζονται και στην υπέρυθρο και υπεριώδη περιοχή. Ο Βalmer το 1885 έδειξε ότι τα μήκη κύματος, λ, στο ορατό φάσμα του υδρογόνου μπορούν να προκύψουν από τον τύπο: 1/λ = 1,097107 m-1 /(1/22-1/n2) όπου n είναι ακέραιος αριθμός μεγαλύτερος του 2. Οι τιμές του λ που προκύπτουν αν στην παραπάνω εξίσωση τεθεί n ίσο με 3, 4, 5 και 6, αντιστοιχούν στα μήκη κύματος των τεσσάρων γραμμών του φάσματος του υδρογόνου. 69 ΜΕΙΓΜΑΤΑ-ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ Μείγμα ονομάζεται το σώμα που αποτελείται από δύο ή περισσότερες χημικές ουσίες, οι οποίες δεν αντιδρούν μεταξύ τους. Π.χ. ατμοσφαιρικός αέρας (μείγμα οξυγόνου, αζώτου, αργού, υδρατμών κ.ά.), βενζίνη (μείγμα υδρογονανθράκων). Μείγματα Ετερογενή Ομογενή Ετερογενή είναι εκείνα που δεν έχουν την ίδια σύσταση σε όλη τους τη μάζα π.χ. λάδι και νερό. Διακρίνονται σε αιωρήματα (συσσωματώματα μορίων ορατά δια γυμνού οφθαλμού) και κολλοειδή (σωματίδια μεγαλύτερα από τα μόρια, όχι όμως ορατά με το μικροσκόπιο π.χ. ζελατίνη). Ομογενή μίγματα ή διαλύματα είναι εκείνα που έχουν την ίδια σύσταση και τις ίδιες ιδιότητες σε όλη τους την έκταση. Φάση: ένα τμήμα φυσικού συστήματος (αερίου, υγρού ή στερεού) το οποίο είναι ομογενές στη σύσταση και τις ιδιότητές του και μπορεί να διαχωριστεί από άλλες φάσεις με φυσικό τρόπο. Διαλυμένη ουσία και διαλύτης Διαλυμένη ουσία, στην περίπτωση διαλύματος αερίου ή στερεού διαλυμένου σε υγρό, είναι το αέριο ή το στερεό. Σε άλλες περιπτώσεις, η διαλυμένη ουσία είναι το συστατικό με τη μικρότερη αναλογία. Διαλύτης, σε ένα διάλυμα αερίου ή στερεού σε ένα υγρό, είναι το υγρό. Σε άλλες περιπτώσεις, ο διαλύτης είναι το συστατικό με τη μεγαλύτερη αναλογία. Ο διαλύτης λέγεται και διαλυτικό μέσο. Διαλύτης στερεό υγρό αέριο Παραδείγματα διαλυμάτων Διαλύτης Διαλυμένη Κατάσταση Παράδειγμα ουσία ύλης στερεό στερεό στερεό κράματα (Zn σε Cu) στερεό αέριο στερεό προσρόφηση H2 σε Pd, Ni υγρό στερεό υγρό NaCl σε H2O υγρό υγρό υγρό αλκοόλη σε νερό υγρό αέριο υγρό αίμα, Cl2 σε H2O αέριο αέριο αέριο αέρας Διαλύματα στερεού σε στερεό Άστριος ΚΑlSi3O8 - NaAlSi3O8 Συνηθισμένα διαλύματα: διαλύτης υγρός, ενώ η διαλυμένη ουσία μπορεί να είναι στερεά, υγρή ή αέρια. Τα διαλύματα διακρίνονται σε: Μοριακά διαλύματα – οι ουσίες βρίσκονται υπό μορφή μορίων (π.χ. καλαμοσάκχαρο σε νερό, αλκοόλη σε Η2Ο). Ιοντικά διαλύματα- οι ουσίες βρίσκονται υπό μορφή ιόντων (π.χ. NaCl σε H2O). Διαλυτότητα μιας ουσίας ονομάζεται η μεγαλύτερη ποσότητα μιας ουσίας που μπορεί να διαλυθεί κάτω από ορισμένες συνθήκες σε ορισμένη ποσότητα διαλύτη. Εκφράζει την ικανότητα μιας ουσίας να διασπείρεται σε μια άλλη και να σχηματίζεται ομογενές διάλυμα. Παράγοντες που επηρεάζουν τη διαλυτότητα είναι η θερμοκρασία και η πίεση. Η διαλυτότητα των στερεών στο νερό στις πιο πολλές περιπτώσεις αυξάνει με την αύξηση της θερμοκρασίας. Η διαλυτότητα των αερίων στο νερό μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας. Η διαλυτότητα των αερίων στα υγρά αυξάνει με την αύξηση της πίεσης. Με αυτό τον τρόπο διοχετεύεται CO2 στα διάφορα αεριούχα ποτά. Ευδιάλυτες είναι οι ουσίες που διαλύονται εύκολα σε έναν διαλύτη. Δυσδιάλυτες είναι οι ουσίες που δεν διαλύονται εύκολα σε έναν διαλύτη. Παραδείγματα διαλυτών: νερό, θειικό οξύ, αιθανόλη, ακετόνη, τετραχλωράνθρακας. Τα διαλύματα ανάλογα με την ποσότητα της διαλυμένης ουσίας χαρακτηρίζονται: Κορεσμένα Είναι τα διαλύματα στα οποία το ποσό της διαλυμένης ουσίας βρίσκεται σε ισορροπία με το διάλυμα, δηλ. σε ορισμένη θερμοκρασία έχει διαλυθεί η μέγιστη ποσότητα της ουσίας. Δηλ. ταχύτητα εισόδου χημικών οντοτήτων στο διάλυμα = ταχύτητα επιστροφής χημικών οντοτήτων στη στερεά φάση. Ακόρεστα Είναι τα διαλύματα στα οποία το ποσό της διαλυμένης ουσίας είναι μικρότερο από αυτό που μπορεί να διαλυθεί σε συγκεκριμένη ποσότητα διαλύτη και σε συγκεκριμένη θερμοκρασία. Το διάλυμα δεν βρίσκεται σε ισορροπία και μπορεί να διαλυθεί επιπλέον ποσότητα της ουσίας. Υπέρκορα Είναι τα διαλύματα τα οποία περιέχουν περισσότερη διαλυμένη ουσία από το αντίστοιχα κορεσμένα διαλύματα. Τρόποι έκφρασης της συγκέντρωσης Ο όρος συγκέντρωση αναφέρεται γενικά στην ποσότητα της διαλυμένης ουσίας σε μια καθορισμένη ποσότητα διαλύματος. Η ποσοτική έκφραση της συγκέντρωσης μιας ουσίας σε ένα διάλυμα εκφράζεται με πολλούς τρόπους: Αραιό διάλυμα: όταν η συγκέντρωση της διαλυμένης ουσίας είναι χαμηλή Πυκνό διάλυμα: όταν η συγκέντρωση της διαλυμένης ουσίας είναι υψηλή. Η ποσότητα της διαλυμένης ουσίας μπορεί να εκφράζεται σε γραμμάρια ή moles. Η ποσότητα του διαλύτη ή του διαλύματος μπορεί να αναφέρεται σε όγκο ή μάζα. δημιουργούνται διάφοροι τρόποι έκφρασης της συγκέντρωσης ενός διαλύματος. Τρόποι έκφρασης της συγκέντρωσης Χημικές μονάδες 1. Molarity ή γραμμομοριακή συγκέντρωση (Μ) 2. Normality ή κανονική συγκέντρωση ή κανονικότητα (Ν) 3. Molality ή γραμμομοριακή συγκέντρωση κατά 1000 g διαλύτη (m) 4. Γραμμομοριακό κλάσμα (X) Φυσικές μονάδες 1. Επί τοις εκατό κατά μάζα (% m/m) 2. Επί τοις εκατό κατά μάζα προς όγκο (% m/V) 3. Επί τοις εκατό κατ’ όγκο (% V/V) 4. Μέρη ανά εκατομμύριο (ppm) Μolarity: Molarity ή γραμμομοριακή συγκέντρωση (Μ) είναι τα moles της διαλυμένης ουσίας σε ένα λίτρο διαλύματος. Molarity (M) = moles ουσίας/λίτρα διαλύματος Π.χ. υδατικό διάλυμα 2M σε HCl σημαίνει ότι έχουμε 2 mol ΗCl σε ένα λίτρο διαλύματος. Παρασκευή διαλύματος ορισμένης γραμμομοριακής συγκέντρωσης Πόσα γραμμάρια πενταϋδρικού θειικού χαλκού(ΙΙ), CuSO45H2O, πρέπει να ζυγίσουμε, προκειμένου να παρασκευάσουμε 250 mL διαλύματος CuSO45H2O συγκέντρωσης 0,200 Μ; Απάντηση: Συγκέντρωση 0,200 Μ σημαίνει 0,200 mol ουσίας σε 1 L ή 1000 mL διαλύματος. Άρα, για 250 mL διαλύματος, θα χρειασθούμε (0,200 mol 250 mL) / 1000 mL = 0,0500 mol CuSO45H2O. Επειδή 1 mol CuSO45H2O ζυγίζει 249,7 g, τα 0,0500 mol ζυγίζουν 12,48 g CuSO45H2O. Molality (m): Molality είναι τα moles της διαλυμένης ουσίας ανά 1000 g διαλύτη. Π.χ. ένα διάλυμα που προκύπτει με διάλυση 0,30 mol αιθυλενογλυκόλης σε 2,0 kg νερού έχει molality 0,30 mol / 2,0 kg = 0,15 m αιθυλενογλυκόλη H molality είναι ανεξάρτητη από τη θερμοκρασία. Γραμμομοριακό κλάσμα: Γραμμομοριακό κλάσμα (Χ) ενός συστατικού Α του διαλύματος είναι τα moles του συστατικού Α διαιρεμένα δια του συνολικού αριθμού των moles του διαλύματος (δηλαδή, moles υπολοίπων συστατικών και διαλύτη). Πριεκτικότητα % κατά μάζα (% κ.μ. ή m/m): τα γραμμάρια της διαλυμένης ουσίας που περιέχεται σε 100 γραμμάρια διαλύματος. Π.χ. διάλυμα AgCl 10% κ.β. σημαίνει ότι σε 100 g αυτού του διαλύματος έχουμε 10 g AgCl. Περιεκτικότητα % κατά μάζα προς όγκο (% κ.ο. ή m/v): τα γραμμάρια της διαλυμένης ουσίας που περιέχονται σε 100 mL διαλύματος. Π.χ. διάλυμα NaCl 15% κ.ο. σημαίνει ότι σε 100 mL διαλύματος έχουμε 15 g NaCl. Περιεκτικότητα % κατ’ όγκο προς όγκο (% κ.ο. ή v/v): τα mL της διαλυμένης ουσίας σε 100 mL διαλύματος. Π.χ. διάλυμα μεθανόλης 20 % v/v περιέχει 20 mL μεθανόλης σε 100 mL διαλύματος. Η πιο συνηθισμένη έκφραση περιεκτικότητας είναι η πρώτη. της Μέρη ανά εκατομμύριο (ppm) (parts per million) Μέρη ανά δισεκατομμύριο (ppb) (parts per billion) ΑΡΑΙΩΣΗ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ Έστω ότι έχουμε ένα διάλυμα ΗΝΟ3 15,8 Μ και θέλουμε να παρασκευάσουμε διάλυμα ΗΝΟ3 0,12 Μ. Πόσα mL του αρχικού διαλύματος χρειαζόμαστε για να παρασκευάσουμε 1 λίτρο (L) διαλύματος ΗΝΟ3 0,12 Μ; Λύση Πρέπει να αραιώσουμε το πυκνό διάλυμα με ορισμένη ποσότητα νερού. Πρέπει να βρούμε τη σχέση της γραμμομοριακής συγκέντρωσης του διαλύματος πριν την αραίωση με εκείνη μετά την αραίωση. Αρχικό διάλυμα: moles διαλυμένης ουσίας = molarity x λίτρα διαλύματος ή moles διαλ. ουσίας = Μi x Vi (1) Tελικό διάλυμα: Όταν το διάλυμα αραιώνεται, η συγκέντρωση και ο όγκος μεταβάλλονται σε Μj και Vj αντίστοιχα, ενώ ο αριθμός των moles της διαλυμένης ουσίας δεν μεταβάλλεται. moles διαλ. ουσίας = Μg x Vg (2) Από την (1) και (2) προκύπτει ότι: Μ i x Vi = Μ g x Vg (3) Eίναι: Μi = 15,8 M Vi = άγνωστο Mg = 0,12 M Vg = 1000 mL Εφαρμογή της σχέσης (3) δίνει: Vi = (MgVg) / Mi = (0,12 M x 1000 mL)/15,8 M = 7,6 mL Θα πάρουμε επομένως 7,6 mL από το αρχικό διάλυμα και θα το αραιώσουμε στα 1000 mL. ΑΤΟΜΙΚΟ ΠΡΟΤΥΠΟ ΤΟΥ BOHR Ατομικό πρότυπο του Rutherford: Το άτομο αποτελείται από τον πυρήνα, στον οποίο είναι συγκεντρωμένη σχεδόν όλη η μάζα του ατόμου και γύρω από τον πυρήνα κινούνται τα ηλεκτρόνια τα οποία συγκρατούνται στις τροχιές τους μέσω ηλεκτροστατικών δυνάμεων. Το μοντέλο του Rutherford αδυνατούσε να εξηγήσει τη σταθερότητα του ατόμου και τα γραμμικά φάσματα των αερίων. Οι λόγοι είναι οι εξής: Σύμφωνα με αυτό το μοντέλο, το ηλεκτρόνιο κινείται γύρω από τον πυρήνα σε κυκλική τροχιά. Το μέτρο της ταχύτητάς του είναι σταθερό, αλλά η κατεύθυνσή της συνεχώς μεταβάλλεται και επομένως το ηλεκτρόνιο έχει επιτάχυνση. Σύμφωνα με την ηλεκτρομαγνητική θεωρία, το ηλεκτρόνιο, όπως και κάθε επιταχυνόμενο φορτίο εκπέμπει ακτινοβολία, δηλαδή ακτινοβολεί ενέργεια. Η ενέργεια του ηλεκτρονίου θα πρέπει να μειώνεται συνεχώς. Επομένως θα πρέπει να κινείται σε σπειροειδή τροχιά με διαρκώς μειούμενη ακτίνα και με διαρκώς μεταβαλλόμενη συχνότητα, μέχρις ότου πέσει στον πυρήνα! Όμως, κάτι τέτοιο δεν παρατηρείται, τα άτομα είναι σταθερά. Ο Δανός Φυσικός Niels Bohr για να εξηγήσει τη σταθερότητα του ατόμου του υδρογόνου και το γραμμικό του φάσμα πρότεινε ένα νέο πρότυπο 70 για το άτομο του υδρογόνου και διατύπωσε τις παρακάτω συνθήκες: Συνθήκη για τα επίπεδα ενέργειας: Ένα ηλεκτρόνιο επιτρέπεται να έχει ορισμένες μόνο τιμές ενέργειας σ ένα άτομο, οι οποίες ονομάζονται επίπεδα ενέργειας (επιτρεπόμενες τροχιές). Εάν τα ηλεκτρόνια δεν ήσαν περιορισμένα σε διακριτές ενεργειακές στάθμες, το φάσμα από ένα διεγερμένο άτομο θα είχε τη μορφή μιας συνεχούς διαδοχής χρωμάτων από το κόκκινο ως το ιώδες χωρίς μεμονωμένες-διακριτές γραμμές. Αυτό σημαίνει ότι το ηλεκτρόνιο στο άτομο μπορεί να έχει μόνον ορισμένες τιμές ενέργειας. Κινείται δηλ. μόνο σε ορισμένες κυκλικές τροχιές γύρω από τον πυρήνα. Τα επίπεδα ενέργειας του ατόμου υδρογόνου δίνονται από τη σχέση: 71 του RH E 2 n (1) όπου n = 1,2,3,4,…. και το RΗ είναι η μία σταθερά ίση με 2,17910-18 J. Το n ονομάζεται κύριος κβαντικός αριθμός και επιτρέπεται να παίρνει μόνον ακέραιες τιμές (n = 1, 2, 3, 4, …) Για n =1 έχουμε την στιβάδα Κ που είναι η πλησιέστερη προς τον πυρήνα. Για n=2, έχουμε τη στιβάδα L κοκ. Όσο απομακρυνόμαστε από τον πυρήνα, τόσο αυξάνει η ενεργειακή στάθμη της στιβάδας: ΕΚ<ΕΛ<ΕΜ<… 72 Σχήμα 7.10 από το βιβλίο Συνθήκη για τις μεταπτώσεις μεταξύ των επιπέδων ενέργειας: Ένα ηλεκτρόνιο σε ένα άτομο επιτρέπεται να μεταβάλλει ενέργεια μόνο μεταπηδώντας από ένα επίπεδο ενέργειας σε άλλο. Η μεταπήδηση αυτή του ηλεκτρονίου ονομάζεται μετάπτωση. Όταν το ηλεκτρόνιο μεταπηδήσει από ένα υψηλότερο επίπεδο ενέργειας, Εi σε ένα επίπεδο χαμηλότερης ενέργειας, Ef, τότε εκπέμπεται ένα φωτόνιο με ενέργεια ίση με την διαφορά μεταξύ της αρχικής και της τελικής του ενέργειας: Εi – Ef = h ν (2) Το άτομο του υδρογόνου βρίσκεται σε σταθερή κατάσταση όταν το ηλεκτρόνιό του βρίσκεται στο χαμηλότερο επίπεδο (n=1). To άτομο του υδρογόνου έχει τη ελάχιστη ενέργεια και αυτή η κατάσταση ονομάζεται και θεμελιώδης κατάσταση του ατόμου. Για να ανέλθει το ηλεκτρόνιο σε υψηλότερο επίπεδο πρέπει να του δοθεί ενέργεια, δηλ. το 73 ηλεκτρόνιο απορροφά ενέργεια. Τότε λέμε ότι το ηλεκτρόνιο είναι διεγερμένο. Όταν το ηλεκτρόνιο αποδιεγερθεί εκπέμπει ενέργεια ίση με τη διαφορά μεταξύ των ενεργειακών επιπέδων. Το πρότυπο του Bohr, ενώ εξηγούσε το φάσμα του υδρογόνου με ένα ηλεκτρόνιο και ένα πρωτόνιο, αδυνατούσε να εξηγήσει τα φάσματα πολυπλοκότερων ατόμων, όπως π.χ. του ηλίου με 2 ηλεκτρόνια και 2 πρωτόνια ή ακόμη και των Ηe+, Li++ με ένα ηλεκτρόνιο. Παρατηρήθηκε επίσης ότι το φάσμα εκπομπής, τόσο του υδρογόνου, όσο και πολυπλοκότερων ατόμων παρουσίαζαν γραμμές, αλλά κάθε γραμμή αποτελούνταν από άλλες λεπτότερες πολύ κοντά η μία στην άλλη. Ο Γερμανός Sommerfeld το 1915 διέσωσε για λίγο τη θεωρία του Βοhr προτείνοντας ότι για κάθε στιβάδα υπάρχει και ένας αριθμός υποστοιβάδων με τη μορφή έλλειψης. Εισάγει έτσι έναν δεύτερο κβαντικό αριθμό, τον δευτερεύοντα κβαντικό αριθμό, l που παίρνει τιμές l=0,1,2,3…n-1. 74 Δηλαδή κάθε στοιβάδα που αντιστοιχεί σε μία τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού n, μπορεί να αποτελείται από μία ή περισσότερες υποστοιβάδες, ανάλογα με την τιμή του n, που καθορίζονται από τον δευτερεύοντα κβαντικό αριθμό l και συμβολίζεται με τα γράμματα s, p, d, f κ.λ.π. Έτσι εξηγείται η λεπτή υφή του φάσματος με ηλεκτρονικές μεταπτώσεις μεταξύ των υποστοιβάδων. Ενώ δηλ. για ηλεκτρονικές μεταπτώσεις μεταξύ στοιβάδων το n μπορεί να μεταβάλλεται με οποιονδήποτε τρόπο, για μεταπτώσεις μεταξύ υποστοιβάδων το l μπορεί να μεταβάλλεται μόνο κατά 1. Ο τρίτος ή μαγνητικός κβαντικός αριθμός, ml , καθορίζει τους δυνατούς προσανατολισμούς των στιβάδων (ελλειπτικών ή μη) του Bohr, σε σχέση προς το εξωτερικό πεδίο που δεν επιτρέπεται να είναι οποιοδήποτε. Παίρνει τιμές από +l έως –l. 75 Ο τέταρτος κβαντικός αριθμός, s, που ονομάζεται κβαντικός αριθμός του spin αναφέρεται στην περιστροφή του ηλεκτρονίου γύρω από τον άξονά του, με τιμές 1/2. Κυματικές ιδιότητες της ύλης Μέχρι την εμφάνιση της κβαντικής θεωρίας, οι φυσικοί πίστευαν ότι η ύλη και η ενέργεια είναι δυο διαφορετικές φυσικές έννοιες: η ενέργεια εκπέμπονταν υπό την μορφή κυμάτων, ενώ η ύλη αποτελούνταν από σωματίδια. Η θεωρία του Planck ήταν η πρώτη που πρότεινε ότι η ακτινοβολία έχει τα χαρακτηριστικά και των κυμάτων και των σωματιδίων. To 1923 o Γάλλος φυσικός de Broglie, πιστεύοντας στη συμμετρία της φύσης, διατύπωσε την άποψη ότι κάθε σωματίδιο συμπεριφέρεται ως κύμα και κάθε κύμα συμπεριφέρεται ως σωμάτιο. 76 Με τη χρήση της διάσημης εξίσωσης του Einstein: Ε= mc2=hν (1) και της εξίσωσης ν = c/λ, προκύπτει ότι για ένα φωτόνιο το μήκος κύματος, λ συνδέεται με την ορμή του φωτονίου με τη σχέση: λ = h/mc (2) όπου m η μάζα του φωτονίου και c η ταχύτητα του φωτός. Αν θεωρήσουμε ότι ένα σωματίδιο, μάζας m και ταχύτητας u συμπεριφέρεται σαν κύμα, τότε το μήκος κύματος, λ, που θα αντιστοιχεί σ’ αυτό το σωμάτιο, θα δίνεται από τη σχέση: λ = h/mu (3) Η εξίσωση (3) ονομάζεται εξίσωση του de Broglie. Eπιβεβαίωση των κυματικών ιδιοτήτων ελεύθερων σωματιδίων προήλθε με πειράματα περίθλασης δεσμών ηλεκτρονίων και νετρονίων. Κβαντομηχανική Προσέγγιση 77 Η Κβαντομηχανική πήρε την σημερινή της μορφή από τις διαφορετικές προσεγγίσεις δύο φυσικών: του Γερμανού Werner Heisenberg, και του Αυστριακού Erwin Schrödinger. Ο Heisenberg το 1927 διατύπωσε την αρχή της αβεβαιότητας (ή απροσδιοριστίας). Η αρχή της αβεβαιότητας ορίζει ότι: Το γινόμενο της αβεβαιότητας στη θέση επί την αβεβαιότητα στην ορμή ενός σωματιδίου δεν μπορεί να είναι μικρότερο από τη σταθερά του Plank διαιρεμένη δια 4π. Έτσι, αν Δx είναι η αβεβαιότητα στη θέση ενός σωματιδίου κατά τη διεύθυνση x και Δpx η αβεβαιότητα στην ορμή κατά την κατεύθυνση x, έχουμε: Η αρχή αβεβαιότητας βάζει ένα όριο στην ακρίβεια των μετρήσεων που μπορούμε να κάνουμε. Αυτό το όριο δεν εξαρτάται ούτε 78 από την μέθοδο μέτρησης που χρησιμοποιούμε, αλλά ούτε και από το είδος του σωματιδίου (δηλ. αν είναι πρωτόνιο ή ηλεκτρόνιο ή νετρόνιο κ.λ.π.). Βάσει της αρχής της αβεβαιότητας του Ηeisenberg, δεν μπορούμε να θεωρήσουμε ότι το ηλεκτρόνιο διαγράφει μια ακριβή τροχιά σε ένα άτομο, διότι τότε θα ξέραμε την ακριβή θέση του σε ορισμένο χρόνο. Μπορούμε όμως να πούμε ότι το ηλεκτρόνιο είναι πιθανόν (ή δεν είναι πιθανόν) να βρίσκεται σε ορισμένη θέση σε δεδομένη στιγμή. Ο Heisenberg και ο de Broglie έδωσαν τα θεωρητικά εργαλεία για μια ικανοποιητική περιγραφή του ατόμου και ώθησαν τον Erwin Schrödinger να αναπτύξει τη κβαντομηχανική θεωρία. Από την Τροχιά (Orbit) στο Τροχιακό (Orbital) Το 1926 ο Schrödinger, στηριζόμενος στην υπόθεση του de Broglie ότι το ηλεκτρόνιο σε 79 ένα άτομο μπορεί να περιγραφεί ως ένα στάσιμο κύμα πρότεινε την ομώνυμη κβαντομηχανική εξίσωση, η λύση της οποίας οδηγεί σε μια κυματική συνάρτηση Ψ, η οποία περιγράφει τις κυματικές ιδιότητες ενός ηλεκτρονίου σε συνάρτηση της ορμής του, της μάζας του, της ολικής ενέργειας και της δυναμικής του ενέργειας. 8 2 m x 2 h2 2 z 2 V E όπου m η μάζα του e-, V η δυναμική ενέργεια του e-, Ε η ολική ενέργεια του e- και Ψ η κυματοσυνάρτηση του e-. Αν h2 V H 2 2 2 2 8 m x z όπου Η είναι ο τελεστής Hamilton, τότε: ΗΨ = ΕΨ Η εξίσωση αυτή λύνεται μόνο για το άτομο του υδρογόνου και παίρνει υπόψη της τη διττή φύση του ηλεκτρονίου (σωμάτιο-κύμα). Κάθε κυματοσυνάρτηση Ψ, που αποτελεί λύση της εξίσωσης Schrödinger περιγράφει ένα 80 τροχιακό. Σαν τροχιακή κατάσταση ηλεκτρονίου ή απλά τροχιακό ονομάζεται η περιοχή του χώρου μέσα στην οποία υπάρχει μεγάλη πιθανότητα να βρίσκεται το ηλεκτρόνιο. Η πιθανότητα δε αυτή είναι ανάλογη του τετραγώνου της κυματοσυνάρτησης Ψ (Ψ2) δίνοντας πλέον με αυτό τον τρόπο φυσική σημασία σε αυτό το μέγεθος. Η εξίσωση του Schrödinger έχει ακριβείς λύσεις μόνο για το υδρογόνο και τα υδρογονεοειδή άτομα. Κβαντικοί αριθμοί Κύριος κβαντικός αριθμός, n Είναι ισοδύναμος με τον ακέραιο αριθμό, n των ενεργειακών επιπέδων του μοντέλου Bohr. Θεωρητικά παίρνει όλες τις ακέραιες θετικές τιμές 1, 2, ,......,∞ και προσδιορίζει τα κύρια ενεργειακά επίπεδα σε ένα άτομο. Καθώς αυξάνει το n, τα ηλεκτρόνια απομακρύνονται από τον πυρήνα και συνεπώς, κατέχουν μεγαλύτερη ολική δυναμική ενέργεια. Δευτερεύων κβαντικός αριθμός, l Προσδιορίζει τα ενεργειακά επίπεδα (υποστοιβάδες) στα οποία υποδιαιρούνται τα κύρια ενεργειακά επίπεδα που περιγράφονται από τον κύριο κβαντικό αριθμό n. Καθορίζει επίσης το σχήμα των διαφόρων τύπων ατομικών τροχιακών. Ο δευτερεύων κβαντικός αριθμός l παίρνει τιμές 0, 1, 2, 3,......., (n-1). Τα τέσσερα πρώτα 81 ατομικά τροχιακά ονομάζονται s, p, d and f και αντιστοιχούν στις παρακάτω τιμές του δευτερεύοντος κβαντικού αριθμού 0, 1, 2, 3. γ. Μαγνητικός κβαντικός αριθμός, ml Καθορίζει τον προσανατολισμό του ηλεκτρονικού νέφους στο χώρο. Για δεδομένη τιμή του l, το σύνολο των επιτρεπόμενων προσανατολισμών ισούται με 2l +1 και οι τιμές του ml είναι ακέραιοι από -l εως +l. Κβαντικός αριθμός του spin, ms Αναφέρεται στους δύο δυνατούς προσανατολισμούς του άξονα περιστροφής ενός ηλεκτρονίου (spin). Οι επιτρεπόμενες τιμές του είναι +1/2 και -1/2. Οι τρεις πρώτοι προκύπτουν από την επίλυση της κυματικής εξίσωσης για το υδρογόνο. 82 Στο παραπάνω σχήμα απεικονίζεται η νέα αντίληψη για τη μορφή του ατόμου, τα ατομικά τροχιακά. Τα σχήματα είναι περιοχές μέσα στις οποίες υπάρχει πιθανότητα να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο σε ένα άτομο. Ο πυρήνας βρίσκεται στο κέντρο κάθε σχήματος. 83 ΑΡΧΗ ΔΟΜΗΣΗΣ ΚΑΙ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ Στον Περιοδικό Πίνακα τα στοιχεία κατατάσσονται με βάση τη χημική τους συμπεριφορά. Επειδή η χημική συμπεριφορά καθορίζεται από την ηλεκτρονική δομή, θα πρέπει να υπάρχει άμεση συσχέτιση μεταξύ Περιοδικού Πίνακα και ηλεκτρονικής δομής. Η περιοδική εμφάνιση στοιχείων με ανάλογες φυσικές και χημικές ιδιότητες, όταν αυτά τοποθετούνται κατ΄ αύξοντα ατομικό αριθμό, οφείλεται στην περιοδική εμφάνιση ανάλογης ηλεκτρονικής δομής στις εξωτερικές ηλεκτρονικές στιβάδες των αντίστοιχων ατόμων. Η δομή που συνδέεται με τη χαμηλότερη στάθμη ενέργειας του ατόμου είναι η πιο σταθερή κατάσταση και ονομάζεται θεμελιώδης κατάσταση. Όλες οι άλλες 84 ονομάζονται διηγερμένες καταστάσεις και είναι ασταθείς. Πρέπει να ισχύουν: Απαγορευτική αρχή του Pauli: δύο ηλεκτρόνια σε ένα άτομο δεν μπορούν να έχουν και τους 4 κβαντικούς αριθμούς ίδιους. Κανόνας του Hund: η χαμηλότερη ενεργειακά διάταξη των ηλεκτρονίων μιας υποστιβάδας λαμβάνεται με την τοποθέτηση των ηλεκτρονίων σε χωριστά τροχιακά των υποστιβάδων με το ίδιο spin, πριν από κάθε σύζευξη ηλεκτρονίων. Ο μέγιστος αριθμός των ηλεκτρονίων που μπορεί να πάρει κάθε μία από τις τρεις πρώτες στιβάδες δίνεται από το τύπο 2n2, όπου n ο κύριος κβαντικός αριθμός. Η τελευταία στιβάδα (στιβάδα σθένους) κάθε ατόμου δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από 8 ηλεκτρόνια εκτός από την Κ στιβάδα, που συμπληρώνεται με 2 ηλεκτρόνια. Ηλεκτρονική δομή των τριών πρώτων στιβάδων Στιβάδα Αριθμός ομάδας IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA H K 1 85 VIII He 2 K L Li Be 2 2 1 2 B 2 3 C 2 4 N 2 5 O 2 6 F 2 7 Ne 2 8 K L M Na 2 8 1 Al 2 8 3 Si 2 8 4 P 2 8 5 S 2 8 6 Cl 2 8 7 Ar 2 8 8 Mg 2 8 2 Το γεγονός ότι ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους για τα στοιχεία της ίδιας ομάδας είναι ίδιος, αιτιολογεί τις όμοιες ιδιότητες που παρατηρούνται για τα στοιχεία μιας ομάδας. ΠΕΡΙΟΔΙΚΗ ΤΑΣΗ ΤΩΝ ΙΔΙΟΤΗΤΩΝ ΤΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ Αρκετές φυσικές και χημικές ιδιότητες των στοιχείων μεταβάλλονται περιοδικά καθώς αυξάνεται ο ατομικός αριθμός στον Περιοδικό Πίνακα των στοιχείων. Η ατομική ακτίνα, η ενέργεια ιοντισμού και η ηλεκτρονική συγγένεια είναι τρεις φυσικές ιδιότητες που παίζουν σημαντικό ρόλο στην περιγραφή του χημικού δεσμού. Ατομική ακτίνα 86 Μέσα σε μια περίοδο, η ατομική ακτίνα τείνει να ελαττώνεται με αυξανόμενο ατομικό αριθμό. Έτσι, σε μια περίοδο το μεγαλύτερο άτομο είναι το άτομο της ομάδας ΙΑ και το μικρότερο το άτομο του ευγενούς αερίου. Αυτό οφείλεται στην αύξηση του πυρηνικού φορτίου και επομένως των ελκτικών δυνάμεων που ασκούνται από τον πυρήνα στα ηλεκτρόνια. Μέσα σε μια ομάδα η ατομική ακτίνα τείνει να αυξάνεται, καθώς αυξάνεται ο αριθμός της περιόδου, διότι προστίθενται νέες στιβάδες. Ενέργεια ιοντισμού Η πρώτη ενέργεια ιοντισμού ενός ατόμου είναι η ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για την απομάκρυνση του ηλεκτρονίου με την υψηλότερη ενέργεια από το ουδέτερο άτομο στη θεμελιώδη κατάσταση και στην αέρια φάση. Μέσα σε μια περίοδο, οι τιμές τείνουν να αυξάνονται με αυξανόμενο ατομικό αριθμό. Έτσι, τα στοιχεία της ΙΑ ομάδας (αλκαλιμέταλλα) έχουν τις χαμηλότερες τιμές ενέργειας ιοντισμού, ενώ τις υψηλότερες τις έχουν τα ευγενή αέρια. 87 Μέσα σε μια κύρια ομάδα, οι ενέργειες ιοντισμού μειώνονται καθώς προχωράμε προς τα κάτω. Ηλεκτρονική συγγένεια Η ηλεκτρονική συγγένεια είναι η μεταβολή ενέργειας που λαμβάνει χώρα κατά τη διαδικασία προσθήκης ενός ηλεκτρονίου σε ένα ουδέτερο άτομο που βρίσκεται στη θεμελιώδη κατάσταση και σε αέρια φάση για να σχηματιστεί ένα αρνητικό ιόν. Όσο πιο μικρή είναι η ακτίνα ενός στοιχείου τόσο πιο κοντά στον πυρήνα βρίσκεται η εξωτερική στιβάδα, επομένως και το ηλεκτρόνιο θα δέχεται πιο εύκολα όταν πλησιάζει έναν πυρήνα την ελκτική δύναμη του πυρήνα, εκτός από την άπωση των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας. Επομένως, η ηλεκτρονική συγγένεια θα αυξάνει από αριστερά προς τα δεξιά σε μια περίοδο και από κάτω προς τα πάνω σε μια ομάδα. 88 Ηλεκτραρνητικότητα Ηλεκταρνητικότητα, σύμφωνα με τον Pauling (1932) είναι η ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να έλκει προς το μέρος του ηλεκτρόνια. Στον περιοδικό πίνακα η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται κατά μήκος μιας περιόδου με αύξηση του ατομικού αριθμού και μειώνεται για τα στοιχεία της ίδιας ομάδας από πάνω προς τα κάτω. Έτσι το F έχει τη μεγαλύτερη, ενώ το Cs τη μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα. Παρατήρηση Η ηλεκτραρνητικότητα έχει καθαρή σχέση με την ενέργεια ιοντισμού, την ηλεκτρονική συγγένεια, ακόμη και με το μέγεθος των ατόμων. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι βασικά όλα αυτά τα μεγέθη εξαρτώνται βασικά από τους ίδιους παράγοντες, με πρωταρχικό παράγοντα την ενέργεια των ηλεκτρονίων σθένους. 89 Μέταλλα-αμέταλλα-ημιμέταλλα Υπάρχει καθαρή σχέση μεταξύ των ιδιοτήτων των ατόμων των στοιχείων και της θέσης τους στον Περιοδικό Πίνακα: Τα στοιχεία που τα άτομά τους εμφανίζουν μικρή ενέργεια ιοντισμού, θα εμφανίζουν συγχρόνως και μικρή ηλεκτρονική συγγένεια και ηλεκτραρνητικότητα. Τα στοιχεία αυτά είναι τα ελαφρύτερα στοιχεία μιας περιόδου και τα βαρύτερα μιας ομάδας και χαρακτηρίζονται ως μέταλλα. Τα άτομα των βαρύτερων στοιχείων μιας περιόδου και των ελαφρύτερων μιας ομάδας, που εμφανίζουν μεγάλη ενέργεια ιοντισμού και συγχρόνως μεγάλη ηλεκτρονική συγγένεια και ηέκτραρνητικότητα χαρακτηρίζονται ως αμέταλλα. Μεταξύ μετάλλων και αμετάλλων βρίσκονται τα ημιμέταλλα ή μεταλοειδή, τα οποία βάσει των ιδιοτήτων τους δεν μπορούν να χαρακτηριστούν ούτε ως μέταλλα ούτε ως αμέταλλα. Γενικά: ο μεταλλικός χαρακτήρας ελλατώνεται κατά μήκος μιας περιόδου με την αύξηση του ατομικού αριθμού. Μέσα σε μια ομάδα αυξάνεται σημαντικά από πάνω προς τα κάτω. 90 Έτσι, μία ομάδα μπορεί να περιλαμβάνει αμέταλλα, μέταλλα και ημιμέταλλα. 91 ΧΗΜΙΚΟΙ ΔΕΣΜΟΙ Όταν υπάρχουν οι κατάλληλες προϋποθέσεις, τα άτομα διαφόρων στοιχείων ενώνονται μεταξύ τους και σχηματίζουν μόρια ή ομάδες ατόμων, τα οποία έχουν τελείως διαφορετικές ιδιότητες από τα αρχικά άτομα. Υπάρχουν εκατομμύρια ενώσεις από περίπου 100 χημικά στοιχεία. Χημικός δεσμός: Η δύναμη που συγκρατεί ενωμένα τα άτομα ή τα ιόντα σε μία ένωση. Δημιουργείται μεταξύ των δομικών μονάδων της ύλης, όταν αυτές πλησιάσουν πολύ μεταξύ τους και αναπτυχθούν ελκτικές δυνάμεις. Π.χ. μεταξύ ιόντων Na+ και Cl- ή ηλεκτρονίων ενός ατόμου και πυρήνα ενός άλλου. Η δημιουργία δεσμού είναι εξώθερμη διαδικασία (απελευθερώνει ενέργεια) και δημιουργείται ένα σύστημα σταθερότερο, λόγω μικρότερης ενέργειας. 92 Ευγενή αέρια είναι τα: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Είναι χημικώς αδρανή, δηλ. δεν έχουν την τάση να αντιδράσουν ούτε μεταξύ τους ούτε με άτομα άλλων στοιχείων. Γι’ αυτό τα μόριά τους είναι μονοατομικά. Αυτό συμβαίνει διότι έχουν χαμηλή ενέργεια και επειδή αυτή δεν μπορεί να μειωθεί περαιτέρω, η δραστικότητα τους είναι μικρή. Η ιδιότητά τους αυτή συνδέεται με την ηλεκτρονική τους δομή και συγκεκριμένα με το γεγονός ότι έχουν συμπληρωμένη με ηλεκτρόνια την εξωτερική τους στιβάδα. Η δομή αυτή είναι πολύ σταθερή δομή και ονομάζεται δομή ευγενών αερίων. Έτσι, η τάση των ατόμων να σχηματίζουν δεσμούς οφείλεται στην τάση τους να αποκτήσουν την ελάχιστη δυνατή ενέργεια με την απόκτηση δομής ευγενών αερίωνσυμπλήρωση δηλαδή της εξωτερικής στιβάδας με 8 ηλεκτρόνια. 93 Τα άτομα των διαφόρων στοιχείων έχουν την τάση να σχηματίζουν χημικούς δεσμούς, έτσι ώστε να αποκτήσουν ηλεκτρονική δομή ίδια με αυτήν των ευγενών αερίων. Ηλεκτροθετικά στοιχεία: Εκείνα των οποίων τα άτομα αποβάλλουν σχετικά εύκολα ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια. Ηλεκτραρνητικά στοιχεία: Εκείνα των οποίων τα άτομα προσλαμβάνουν σχετικά εύκολα ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια. Το μέγεθος των ατόμων παίζει επίσης ρόλο στη χημική συμπεριφορά των ατόμων. Άτομα με μεγάλο ατομικό αριθμό δίνουν πιο εύκολα ηλεκτρόνια (ηλεκτροθετικός χαρακτήρας) Άτομα με μικρό ατομικό αριθμό παίρνουν πιο εύκολα ηλεκτρόνια (ηλεκτραρνητικός χαρακτήρας) 94 ΕΙΔΗ ΧΗΜΙΚΩΝ ΔΕΣΜΩΝ 1.Μεταλλικός δεσμός 2.Ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός 3.Ομοιοπολικός δεσμός 1.ΜΕΤΑΛΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ • Συγκρατεί μεταξύ τους τα άτομα ίδιου μετάλλου. • Δημιουργία «θάλασσας ηλεκτρονίων» τα οποία δεν ανήκουν ουσιαστικά σε κανένα άτομο (απεντοπισμένα ηλεκτρόνια). • Μεγάλη ευκινησία απεντοπισμένων ηλεκτρονίων. • Σε μία ράβδο καθαρού χρυσού τα εξωτερικά ηλεκτρόνια δεν ανήκουν σε συγκεκριμένο άτομο. 95 Ευκινησία ηλεκτρονίων Αγωγιμότητα ηλεκτρικού ρεύματος Διέλευση ηλεκτρικού ρεύματους ➪ καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού 96 2.ΙΟΝΤΙΚΟΣ ή ΕΤΕΡΟΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ Ο δεσμός σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων, όταν ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από τη στιβάδα σθένους ενός ατόμου στη στιβάδα σθένους του άλλου ατόμου. Το άτομο που χάνει ηλεκτρόνια γίνεται θετικά φορτισμένο (κατιόν), ενώ το άτομο που παίρνει ηλεκτρόνια γίνεται αρνητικά φορτισμένο (ανιόν). Η ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ θετικών και αρνητικών ιόντων δημιουργεί τον ιοντικό δεσμό. 97 Παράδειγμα: Κρυσταλλική ένωση του NaCl Το άτομο του Na έχει ατομικό αριθμό Ζ=11 και ηλεκτρονική δομή είναι: 2 2 6 1 1s 2s 2p 3s . Το άτομο του νατρίου κατά το σχηματισμό χημικού δεσμού τείνει να αποκτήσει σταθερή ηλεκτρονική δομή, δηλαδή δομή ευγενούς αερίου. Αν το άτομο του Na αποβάλλει το μοναδικό του 3s ηλεκτρόνιο, αποκτά τη 2 2 6 δομή του ευγενούς αερίου Ne (1s 2s 2p ) και γίνεται θετικό ιόν (Na+). Γι’ αυτόν το λόγο το νάτριο είναι ηλεκτροθετικό στοιχείο. Το άτομο του Cl έχει ατομικό αριθμό Ζ=17 και η ηλεκτρονική δομή είναι: 2 2 6 2 5 1s 2s 2p 3s 3p και θα τείνει να αποκτήσει σταθερή ηλεκτρονική δομή, με την πρόσληψη ενός ηλεκτρονίου. Έτσι, μετατρέπεται σε αρνητικό ιόν (Cl ) και αποκτά τη δομή του ευγενούς αερίου αργόν (Ar) που είναι: 1s22s22p63s23p6. Γι’ αυτόν το λόγο το χλώριο χαρακτηρίζεται ως ηλεκτραρνητικό στοιχείο. 98 Όταν τα άτομα νατρίου και χλωρίου αντιδρούν μεταξύ τους, το ηλεκτρόνιο του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου του ατόμου του νατρίου μεταφέρεται στο άτομο του χλωρίου, έτσι ώστε να προκύψουν ιόντα + νατρίου Na και χλωρίου Cl . Η ηλεκτροστατική έλξη ανάμεσα στα θετικά και αρνητικά φορτισμένα ιόντα είναι η αιτία που συγκρατεί τα ιόντα μαζί, έτσι ώστε να σχηματίζουν ένα κρυσταλλικό πλέγμα. 99 Στο κρυσταλλικό πλέγμα κάθε ιόν Na+ περιβάλλεται από 6 ιόντα Cl- και κάθε ιόν Cl- περιβάλλεται από 6 ιόντα Na+. 100 Iοντικός δεσμός δημιουργείται πάντα μεταξύ ενός μετάλλου και ενός αμετάλλου. Οι ιοντικές ενώσεις αποτελούν την πλειοψηφία των ανόργανων ενώσεων και αποτελούνται από ομάδες ενώσεων, όπως τα οξείδια, τα υδροξείδια και τα άλατα. Το κύριο χαρακτηριστικό τους είναι ότι πάντα απαντούν στη στερεή κρυσταλλική κατάσταση υπό κανονικές συνθήκες. Σύμβολα Lewis με ηλεκτρόνια-κουκίδες Σύμβολο Lewis με ηλεκτρόνια-κουκίδες είναι ένα σύμβολο με το οποίο τα ηλεκτρόνια της στιβάδας σθένους ενός ατόμου ή ιόντος παριστάνονται με τη μορφή κουκίδων που τοποθετούνται γύρω από το σύμβολο του στοιχείου. 101 2. ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ Βασικά σημεία της θεωρίας του Lewis για τον ομοιοπολικό δεσμό: 1. 2. Ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων, όταν τα άτομα μοιράζονται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων. Κατά τη δημιουργία του ομοιοπολικού δεσμού η εξωτερική στοιβάδα των ατόμων αποκτά δομή οκτάδας (δομή ευγενών αερίων). Παράδειγμα: Δημιουργία του μορίου Η2 Η + Η Η:Η Τα ηλεκτρόνια του δεσμού ανήκουν και στα δύο άτομα του μορίου Η2. Το ζεύγος αυτό των ηλεκτρονίων ονομάζεται δεσμικό ζεύγος, ενώ ένα ζεύγος που δεν συμμετέχει σε δεσμό ονομάζεται μονήρες ή μη δεσμικό ζεύγος. 102 103 Παράδειγμα: Δημιουργία του μορίου F2 To F ατομικό αριθμό Ζ=9 και η ηλεκτρονική του δομή είναι: 1s22s22p5. Έχει δηλ. 7 ηλεκτρόνια στη στοιβάδα σθένους του. Δύο άτομα F μπορούν να αποκτήσουν τη δομή οκτάδας μόνο με αμοιβαία συνεισφορά ενός ηλεκτρονίου. Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων ανήκει και στα δύο άτομα και έτσι κάθε άτομο περιβάλλεται από 8 ηλεκτρόνια. F + F 104 F:F ή F-F Παράδειγμα: Δημιουργία του μορίου της αμμωνίας, ΝΗ3 To άζωτο (Ν) έχει ατομικό αριθμό Ζ=7 και η ηλεκτρονική του δομή είναι: 1s22s22p3. Έχει δηλ. 5 ηλεκτρόνια στη στοιβάδα σθένους του. Το υδρογόνο (Η) έχει ατομικό αριθμό Ζ=1 και η ηλεκτρονική του δομή είναι: 1s1. Έχει δηλ. 1 ηλεκτρόνιο στη στοιβάδα σθένους του. Έτσι, 3 άτομα Η ενώνονται με το άτομο του Ν και δημιουργούνται 3 ομοιοπολικοί δεσμοί. 3Η 105 + Ν Η Ν Η τάση των ατόμων στα μόρια να έχουν οκτώ ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους τους (δύο για τα άτομα υδρογόνου) αναφέρεται ως κανόνας της οκτάδας. Πολλαπλοί δεσμοί Απλός ομοιοπολικός δεσμός: ένα και μόνον ζεύγος ηλεκτρονίων μοιράζεται μεταξύ δύο ατόμων. Διπλός ομοιοπολικός δεσμός: δύο ζεύγη ηλεκτρονίων μοιράζονται μεταξύ δύο ατόμων. Τριπλός ομοιοπολικός δεσμός: τρία ζεύγη ηλεκτρονίων μοιράζονται μεταξύ δύο ατόμων. 106 Παραδείγματα Διπλός δεσμός στο μόριο του Ο2 Ηλεκτρονική δομή του Ο: 1s22s22p4. Έχει 6 ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους του. Σύμφωνα με τον κανόνα της οκτάδας, για να σχηματιστεί το μόριο του οξυγόνου Ο2, θα πρέπει το κάθε άτομο οξυγόνου να συνεισφέρει δύο ηλεκτρόνια σχηματίζοντας ένα διπλό κοινό ηλεκτρονικό ζεύγος, όπως φαίνεται παρακάτω. O + O O O Τριπλός δεσμός στο μόριο του Ν2 Ηλεκτρονική δομή του Ν: 1s22s22p3. Έχει 5 ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους του. Σύμφωνα με τον κανόνα της οκτάδας, για να σχηματιστεί το μόριο του Ν2 θα πρέπει το κάθε άτομο του αζώτου να συνεισφέρει τρία ηλεκτρόνια σχηματίζοντας ένα τριπλό κοινό ηλεκτρονικό ζεύγος, όπως φαίνεται παρακάτω. N + N N N 107 ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ ΣΥΝΤΑΞΗΣ Ομοιοπολικός δεσμός σύνταξης ή ημιπολικός δεσμός είναι ο δεσμός που σχηματίζεται όταν και τα δύο ηλεκτρόνια του δεσμού προσφέρονται από ένα άτομο. Α + :Β Α:Β Δεν υπάρχει ουσιαστική διαφορά από τους άλλους ομοιοπολικούς δεσμούς, αφού το ζεύγος των ηλεκτρονίων μοιράζεται μεταξύ των ατόμων. Παράδειγμα: σχηματισμός αμμωνίου, ΝΗ4 H+ + :NH3 του ιόντος H H N H H ΄Ενα ζεύγος ηλεκτρονίων του ατόμου του Ν της αμμωνίας, ΝΗ3, δημιουργεί δεσμό με το Η+. 108 ΠΟΛΩΜΕΝΟΙ ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΙ ΔΕΣΜΟΙ Πολωμένος ομοιοπολικός δεσμός Έλξη ζεύγους ηλεκτρονίων από το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο ➔ Κοινό ζεύγος ηλεκτρονίου πιο κοντά σε ένα από τα δύο άτομα και όχι ακριβώς στη μέση ➔ Δημιουργία θετικού και αρνητικού πόλου δεσμού στο δεσμό. Μη πολωμένος ομοιοπολικός δεσμός Άτομα του ίδιου στοιχείου ➔ Άτομα με την ίδια ηλεκτραρνητικότητα ➔ Κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων ακριβώς στη μέση ➔ Μη πολωμένος δεσμός Παράδειγμα Η:Η Μη πολωμένος Η : Cl Πολωμένος 109 Na+ Cl:- Ιοντικός Χαρακτηρισμός με βάση την ηλεκτραρνητικότητα Ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου που βρίσκεται σε μόριο να έλκει προς το μέρος του δεσμικά ηλεκτρόνια. • Μεγάλη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύδύο στοιχείων Έντονος ιοντικός χαρακτήρας του δεσμού • Διαφορά ηλεκτραρνητικότητας < 1,7 Ομοιοπολικός δεσμός • Συμμετοχή μετάλλου Ιοντικός δεσμός Στον Περιοδικό Πίνακα των στοιχείων η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά και ελαττώνεται από επάνω προς τα κάτω. Το φθόριο (δεξιό άκρο του Πίνακα) είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, ενώ το λίθιο (αριστερό άκρο του Πίνακα) το λιγότερο ηλεκτραρνητικό στοιχείο. 110 Γενικά, τα μέταλλα είναι τα λιγότερο ηλεκτραρνητικά στοιχεία (είναι ηλεκτροθετικά) και τα αμέταλλα είναι τα πλέον ηλεκτραρνητικά. Μεταξύ μετάλλων και αμετάλλων σχηματίζονται ιοντικοί δεσμοί, λόγω της μεγάλης διαφοράς στην ηλεκτραρνητικότητα. Μεταξύ αμετάλλων σχηματίζονται ομοιοπολικοί δεσμοί, διότι οι διαφορές στην ηλεκτραρνητικότητα είναι μικρές. Ομοιοπολικοί Ιοντικοί (ετεροπολικοί) Κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων Αποτέλεσμα της έλξης δύο αντίθετων ιόντων Σχηματισμός Σχηματισμός μεταξύ μεταξύ ενός μετάλλου κι ενός δύο αμετάλλων αμετάλλου 111 Παραδείγματα Χαρακτηρίστε τους δεσμούς στις παρακάτω ενώσεις: NH3, NaCl, O2, BrCl, H2Ο, BaO Ετεροπολικές : NaCl, BaO Ομοιοπολικές: ΝΗ3, O2, BrCl, Η2O 112 ΕΝΕΡΓΕΙΕΣ ΔΕΣΜΩΝ Α. Ενέργειες ιοντικών δεσμών Όταν δύο άτομα που πλησιάζουν μεταξύ τους ενώνονται προς σχηματισμό ιοντικού δεσμού προκύπτει σταθερότερη κατάσταση, η οποία οδηγεί σε απελευθέρωση ενέργειας. Βήματα δεσμού στο ΝaCl: 1) Ένα ηλεκτρόνιο μεταφέρεται μεταξύ των μεμονωμένων ατόμων, οπότε δημιουργούνται ιόντα. 2) Τα ιόντα έλκονται μεταξύ τους και σχηματίζεται ιοντικός δεσμός. -Η απομάκρυνση ηλεκτρονίου από το άτομο Na απαιτεί ενέργεια ίση με την ενέργεια του πρώτου ιοντισμού του ατόμου Na (+496 kJ/mol) - H προσθήκη ηλεκτρονίου στο άτομο του Cl απελευθερώνει ενέργεια (ηλεκτρονική συγγένεια του ατόμου του Cl ίση με -349 kJ/mol). Διαφορά ενέργειας: 496 -349 = 147 kJ/mol 113 H ενέργεια που χρειάζεται προσφέρεται από την ενέργεια που εκλύεται από την ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ θετικών και αρνητικών φορτίων. Αυτή μπορεί να υπολογιστεί από τον νόμο του Coulomb, αν υποθέσουμε ότι τα ιόντα είναι σφαίρες που μόλις εφάπτονται. Για το NaCl, η ενέργεια που εκλύεται υπολογίζεται ίση με -493 kJ/mol. Ενέργεια πλέγματος στερεού είναι η ενέργεια που απαιτείται για τον πλήρη διαχωρισμό ενός mole μιας στερεάς ιοντικής ένωσης στα ιόντα της σε αέρια φάση. NaCl(s) Na+(g) + Cl-(g) 114 Η ενέργεια πλέγματος για το NaCl είναι +786 kJ/mol (υπολογίζεται είτε από τον νόμο του Coulomb ή από θερμοδυναμικά δεδομένα). Επομένως, η ενέργεια που απελευθερώνεται όταν τα ιόντα πλησιάζουν και σχηματίζουν το στερεό είναι: -786 kJ/mol. Συνεπώς, η καθαρή ενέργεια που απελευθερώνεται όταν άτομα Na(g) και Cl(g) σχηματίζουν στερεό NaCl είναι: (147 – 786) kJ/mol = -639 kJ/mol Σημείωση: Το αρνητικό πρόσημο σημαίνει απελευθέρωση ενέργειας από ένα σύστημα, ενώ το θετικό παροχή ενέργειας σε ένα σύστημα. Παρατήρηση: Δύο στοιχεία ενώνονται όταν η ενέργεια ιοντισμού του ενός είναι αρκετά μικρή, και η ηλεκτρονική συγγένεια του άλλου είναι μεγάλη. Δηλ. στην περίπτωση ενός δραστικού μετάλλου και ενός δραστικού αμετάλλου. 115 Β. Ενέργειες ομοιοπολικών δεσμών Παράδειγμα: μόριο Η2 Καθώς τα άτομα του Η πλησιάζουν μεταξύ τους το ηλεκτρόνιο κάθε ατόμου έλκεται από τον πυρήνα του άλλου. Η έλξη αυτή που δεσμεύει τα ηλεκτρόνια κοντά στους πυρήνες των δύο ατόμων είναι η δύναμη που συγκρατεί τα άτομα του Η. Καμπύλη δυναμικής ενέργειας για το Η2 116 Ενέργεια διάστασης δεσμού: η ενέργεια που πρέπει να προστεθεί για να διαχωρίσουμε τα άτομα ενός μορίου Η2. Μήκος δεσμού: η απόσταση μεταξύ των πυρήνων των ατόμων που συμμετέχουν στο δεσμό και αντιστοιχεί στην ελάχιστη ενέργεια. Ομοιοπολική ακτίνα: είναι το μισό της απόστασης μεταξύ δύο όμοιων ατόμων ενωμένα μεταξύ τους με ομοιοπολικό δεσμό. Π.χ. Μήκος δεσμού στο μόριο του F (F2) = 128 pm. Ομοιοπολική ακτίνα: 64 pm. Σε απλούς ομοιοπολικούς δεσμούς το μήκος του δεσμού μπορεί (όχι πάντα) να προβλεφθεί από τις ομοιοπολικές ακτίνες. 117 Τάξη δεσμού βάσει της θεωρίας του Lewis είναι ο αριθμός των ζευγών ηλεκτρονίων ενός δεσμού. Απλό δεσμόςτάξη 1 Διπλός δεσμός τάξη 2 τριπλός δεσμός τάξη 3 Όσο μεγαλώνει η τάξη του δεσμού πλησιάζουν οι πυρήνες μεταξύ τους, το μήκος του δεσμού μικραίνει και αυξάνει η ισχύς του δεσμού. 118 Ενέργεια δεσμού: η ενέργεια (ενέργεια διάστασης) που πρέπει να προστεθεί για τη διάσπαση ενός δεσμού μεταξύ δύο ατόμων σε ένα μόριο που βρίσκεται σε αέρια φάση. Αποτελεί μέτρο της ισχύος ενός δεσμού και δηλώνει τη μεταβολή της ενθαλπίας για μια αντίδραση στην αέρια φάση κατά την οποία διασπάται ένας δεσμός. Η μεταβολή της ενθαλπίας, ΔΗ, είναι η θερμότητα που απορροφάτε σε μια αντίδραση που διεξάγεται υπό σταθερή πίεση. 119 120 Δομές κατά Lewis Αναπτύχθηκαν από το G. N.Lewis για την περιγραφή των δεσμών σε πολυατομικά συστήματα Ορολογία: • Ηλεκτρόνια που συμμετέχουν στο δεσμό: “δεσμικά ζεύγη”. • Ηλεκτρόνια που δε συμμετέχουν στο δεσμό “μη δεσμικά ζεύγη”. Συμβολισμοί στις δομές κατά Lewis Τα άτομα παριστάνονται με τα σύμβολά τους και τα ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων τοποθετημένα γύρω από το γράμμασύμβολο του στοιχείου υπό μορφή κουκίδων. F C 121 Κανόνες για το σχεδιασμό της δομής Lewis μιας ένωσης με ηλεκτρόνιακουκίδες Αθροίζουμε τα ηλεκτρόνια σθένους όλων των ατόμων που συμμετέχουν στην ένωση και διαιρούμε δια 2 για να βρούμε τον αριθμό των ζευγών ηλεκτρονίων. Γράφουμε τη σκελετική δομή του μορίου χρησιμοποιώντας συνήθως ως κεντρικό άτομο το λιγότερο ηλεκτραρνητικό. (Σκελετική δομή είναι απλώς ο τύπος που δείχνει ποια άτομα συνδέονται με ποια μέσα στο μόριο π.χ. η σκελετική δομή του CO2 είναι O-C-O). Κατανέμουμε τα ζεύγη των ηλεκτρονίων στα άτομα που περιβάλλουν το κεντρικό άτομο (κανόνας της οκτάδας). Τοποθετούμε τα υπόλοιπα ζεύγη ηλεκτρονίων στο κεντρικό άτομο. προκειμένου να ικανοποιηθεί ο κανόνας οκτάδας. 122 Αν το κεντρικό άτομο δε συμπληρωθεί μοιράζεται ζεύγη με τα άλλα σχηματίζοντας πολλαπλούς δεσμούς. Παρατήρηση: άτομα που σχηματίζουν συχνά διπλούς ή τριπλούς δεσμούς είναι τα C, N, O, S. Εξαιρέσεις στον κανόνα της οκτάδας Υπάρχουν μόρια που αποτελούνται από άτομα στοιχείων των κύριων ομάδων που οι ηλεκτρονικές τους δομές δεν υπακούουν στον κανόνα της οκτάδας. Έτσι, υπάρχουν άτομα που περιβάλλονται από λιγότερα και άλλα από περισσότερα των 8 ηλεκτρόνια σθένους. 123 ΚΑΤΑΣΤΑΣΕΙΣ ΤΗΣ ΥΛΗΣ Mία ουσία, ανάλογα με τις επικρατούσες συνθήκες, μπορεί να εμφανίζεται υπό διαφορετικές φυσικές μορφές. Π.χ. το νερό υπάρχει ως πάγος (στερεό), ως υγρό νερό και ως ατμός (αέριο). Οι τρεις μορφές της ύλης – στερεό, υγρό, αέριο- αναφέρονται ως καταστάσεις της ύλης. Στερεό: Η μορφή ύλης που χαρακτηρίζεται από ακαμψία. Είναι ασυμπίεστο και έχει σταθερό σχήμα και όγκο. Υγρό: Η μορφή της ύλης που είναι ρευστή και σχετικά ασυμπίεστη. Έχει σταθερό όγκο, αλλά όχι σταθερό σχήμα. Αέριο: Η μορφή ύλης που είναι ρευστή και συμπιεστή. Δεν έχει σταθερό όγκο και σχήμα. Καταλαμβάνει όλο το χώρο του δοχείου, ανεξάρτητα από το μέγεθος και το σχήμα. 124 ΑΕΡΙΑ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ Τα ιδανικά αέρια υπακούουν στον νόμο των ιδανικών αερίων: PV = nRT όπου: P είναι η πίεση του αερίου, V είναι ο όγκος του αερίου, n ο αριθμός των moles του αερίου, R η σταθερά των αερίων, Τ η θερμοκρασία του αερίου. H εξίσωση αυτή ισχύει με τις εξής προϋποθέσεις: οι διαμοριακές ελκτικές δυνάμεις είναι αμελητέες και ο όγκος των μορίων του αερίου σε σχέση με τον όγκο του δοχείου είναι αμελητέος. Τα πιο πολλά αέρια, με καλή προσέγγιση υπακούουν στο νόμο των ιδανικών αερίων. Για τα στερεά και τα υγρά οι δύο παραπάνω προϋποθέσεις δεν ισχύουν. Στα μόρια, τα άτομα συγκρατούνται από τους ομοιοπολικούς δεσμούς (ενδομοριακές δυνάμεις-ελκτικές). Σε αυτές τις δυνάμεις 125 οφείλεται η σταθερότητα των μορίων και γενικά η χημική τους συμπεριφορά. Οι δυνάμεις που συγκρατούν τα μόρια στην υγρή και στερεή κατάσταση είναι ελκτικές δυνάμεις και ονομάζονται διαμοριακές δυνάμεις. Μεταξύ των μορίων ασκούνται γενικά οι εξής δυνάμεις: Δυνάμεις που οφείλονται στη θερμική κίνηση των μορίων και τείνουν να τα απομακρύνουν. Ελκτικές δυνάμεις ηλεκτροστατικής φύσης, οι οποίες τείνουν να φέρουν το ένα μόριο κοντά στο άλλο. Οι διαμοριακές δυνάμεις είναι γενικά ασθενέστερες από τις ενδομοριακές δυνάμεις. 126 ΜΕΤΑΒΟΛΕΣ ΚΑΤΑΣΤΑΣΕΩΝ Φάση: μέρος σύνθετου συστήματος ομογενές ως προς τη χημική του σύσταση και τις φυσικές ιδιότητες. Μετατροπή φάσης: Μεταβολή μιας ουσίας από μια φυσική κατάσταση σε άλλη. Τήξη: η μετατροπή μιας ουσίας από τη στερεή κατάσταση στην υγρή. Πήξη: η μετατροπή μιας ουσίας από την υγρή κατάσταση στη στερεή. Εξάτμιση: η μετατροπή μιας ουσίας από την υγρή κατάσταση στην αέρια. Εξάχνωση: η μετατροπή μιας ουσίας από τη στερεά κατάσταση στην αέρια. 127 Τάση ατμών : η μερική πίεση του ατμού πάνω στο υγρό (σε δεδομένη θερμοκρασία) όταν υπάρχει δυναμική ισορροπία μεταξύ των δύο φάσεων. H 2 O(l ) H 2 O( g ) Η τάση ατμών εξαρτάται από τη θερμοκρασία και μάλιστα αυξάνεται. Τάση ατμών Κατανομή κινητικών ενεργειών των μορίων σε ένα υγρό Αριθμός μορίων Χαμηλότερη θερμοκρασία Υψηλότερη θερμοκρασία Κλάσμα μορίων Ελάχιστη κινητική ενέργεια για εξάτμιση Κινητική ενέργεια Έγχρωμες περιοχές: Κλάσμα μορίων με κινητικές ενέργειες μεγαλύτερες της ελάχιστης τιμής της απαιτούμενης για εξάτμιση. Το κλάσμα αυτό αυξάνεται με τη θερμοκρασία !!! Υγρά και στερεά με σχετικά υψηλή τάση ατμών σε κανονικές θερμοκρασίες χαρακτηρίζονται ως πτητικά. Π.χ. χλωροφόρμιο (CHCl3) (πτητικό υγρό), ναφθαλίνη (C10H8) (πτητικό στερεό). 128 Τάση ατμών Ταχύτητα εξάτμισης και συμπύκνωσης ενός υγρού έναντι του χρόνου Ταχύτητα Ταχύτητα εξάτμισης Επίτευξη ισορροπίας Οι ταχύτητες εξισώνονται Ταχύτητα συμπύκνωσης Χρόνος Η ταχύτητα συμπύκνωσης αυξάνεται καθώς η εξάτμιση προχωρεί με σταθερή ταχύτητα! Επίτευξη ισορροπίας επιτυγχάνεται όταν οι δυο ταχύτητες εξισώνονται [Μερική πίεση ατμού (στ. Τ)≡ Τάση ατμών υγρού]! ` 129 Σημείο ζέσεως και σημείο τήξεως Σημείο ζέσεως: Η θερμοκρασία στην οποία η τάση ατμών ενός υγρού είναι ίση με την εξωτερική πίεση που ασκείται στο υγρό. Το σημείο ζέσεως μεταβάλλεται με την πίεση. Σημείο πήξεως: Η θερμοκρασία στην οποία ένα υγρό μετατρέπεται σε κρυσταλλικό στερεό. Σημείο τήξεως: Η θερμοκρασία στην οποία ένα κρυσταλλικό στερεό μετατρέπεται σε υγρό. Στερεό Υγρό Το σημείο τήξεως επηρεάζεται λιγότερο από την πίεση σε σχέση με το σημείο ζέσεως. Σημείο τήξεως-σημείο ζέσεως: χαρακτηριστικές σταθερές μιας ουσίας. 130 Θερμότητα μετατροπής φάσεων Θερμοκρασία (οC) 140 Ατμός 120 100 Νερό και ατμός 80 60 Πάγος και 20 νερό 40 Νερό 0 -20 Πάγος Χρόνος (Θερμότητα προστιθέμενη με σταθερό ρυθμό) Kαμπύλη θέρμανσης για νερό Σε πάγο -20 0C προστίθεται ενέργεια υπό μορφή θερμότητας με σταθερό ρυθμό. Κατά τη διάρκεια μετατροπής της φάσης η θερμοκρασία δεν μεταβάλλεται. Το μήκος κάθε οριζόντιου τμήματος είναι ανάλογο της θερμότητας που προστίθεται. Θερμότητα ή ενθαλπία τήξεως: η ενέργεια υπό μορφή θερμότητας που απαιτείται για την τήξη ενός mol μιας στερεάς ουσίας ΔΗτηξ.. Η2Ο(s) H2O(l) ΔΗτηξ = 6,01 kJ mol-1 Θερμότητα ή ενθαλπία εξατμίσεως: η ενέργεια υπό μορφή θερμότητας που απαιτείται για την εξάτμιση ενός mol μιας υγρής ουσίας ΔΗεξατ.. Η2Ο(l) H2O(g) ΔΗεξατ. = 40,7 kJ mol-1 131 Διαγράμματα φάσεων Διάγραμμα φάσεων είναι μία γραφική μέθοδος παρουσίασης των συνθηκών κάτω από τις οποίες μία ουσία μπορεί να βρίσκεται στη στερεή, υγρή ή αέρια μορφή. Τα πιο συνηθισμένα διαγράμματα φάσεων παρουσιάζουν είτε τις διάφορες φάσεις σε σχέση με τη θερμοκρασία και πίεση του συστήματος, είτε τη σχέση σύστασης – θερμοκρασίας. Β (374οC, 218 atm) Γ Πίεση (atm) Στερεό Υγρό Αέριο 1,0 A Δ (0,01οC, 0,00603 atm) Διάγραμμα φάσεων του νερού (όχι υπό κλίμακα) Καμπύλη ΑΒ ≡ Καμπύλη σημείου τήξεως Καμπύλη ΑΓ ≡ Καμπύλη σημείου εξάτμισης (ή τάσης ατμών υγρού) Καμπύλη ΑΔ ≡ Καμπύλη σημείου εξαχνώσεως (ή τάσης ατμών στερεού) Σημείο Α ≡ Τριπλό Σημείο Σημείο Γ ≡ Κρίσιμο Σημείο 0 100 ο Θερμοκρασία ( C) Τριπλό σημείο: οι τρεις φάσεις (πάγος, υγρό νερό, υδρατμός) συνυπάρχουν σε ισορροπία. Αυτό συμβαίνει σε Τ=273,16 Κ (0,010C) και Ρ=4,58 mmHg 132 ΔΙΑΓΡΑΜΜΑΤΑ ΦΑΣΕΩΝ Διάγραμμα φάσεων για το διοξείδιο του άνθρακα (όχι υπό κλίμακα) Κρίσιμο σημείο (31οC, 73 atm) Υγρό Πίεση (atm) Στερεό 1,0 Αέριο Τριπλό σημείο (-57οC, 5,1 atm) -78 Θερμοκρασία (οC) 133 Σε κανονική ατμοσφαιρική πίεση το στερεό CO2 εξαχνώνεται όταν θερμαίνεται. Η καμπύλη σημείου εξάτμισης (ή τάσης ατμών υγρού CO2 ) σταματά στο Κρίσιμο Σημείο (όπου Τ και Ρ έχουν τις κρίσιμες τιμές τους) Πάνω από θερμοκρασία 31οC, σε πίεση 73 atm υπάρχει μόνο μια ρευστή κατάσταση το υπερκρίσιμο ρευστό CO2 Πολικός και μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός. Ηλεκτραρνητικότητα είναι η τάση που έχει το άτομο ενός στοιχείου, το οποίο βρίσκεται ενωμένο σε ένα μόριο, να έλκει προς το μέρος του τα ηλεκτρόνια του ομοιοπολικού δεσμού. Η σειρά ηλεκτραρνητικότητας στα κυριότερα αμέταλλα είναι: F > O > N,Cl > Br > S,I,C >P > H… Όταν τα άτομα που συνδέονται με ομοιoπολικό δεσμό ανήκουν στο ίδιο στοιχείο έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, τότε το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων του ομοιoπολικού δεσμού έλκεται εξίσου από τους πυρήνες των δύο ατόμων. Έτσι, έχουμε ομοιόμορφη κατανομή ηλεκτρονιακού φορτίου μέσα στο μόριο. Ο δεσμός αυτός ονομάζεται ομοιοπολικός δεσμός. μη του πολικός Παραδείγματα: Τα μόρια των στοιχείων Η-Η, Cl-Cl, O=O, NN. 134 Όταν τα άτομα που συνδέονται με ομοιοπολικό δεσμό ανήκουν σε διαφορετικά στοιχεία, έχουν διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα και το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων έλκεται περισσότερο από το ηλεκτραρνητικότερο άτομο, με αποτέλεσμα να είναι μετατοπισμένο προς αυτό. Έτσι, δημιουργείται ανομοιόμορφη κατανομή του ηλεκτρονιακού φορτίου μέσα στο μόριο. Ο δεσμός αυτός ονομάζεται πολικός ομοιοπολικός δεσμός. Το μόριο είναι πολικό και συμπεριφέρεται ως ηλεκτρικό δίπολο, αλλά όμως είναι ηλεκτρικά ουδέτερο μόριο (το συνολικό του φορτίο είναι μηδέν). Παραδείγματα: ΗCl, CO, NO Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων που συνδέονται, τόσο περισσότερο πολωμένος είναι ο ομοιοπολικός δεσμός. 135 Διπολική ροπή (μ) Η διπολική ροπή (μ) είναι ένα διανυσματικό μέγεθος που μετρά ποσοτικά το διαχωρισμό φορτίων σε ένα μόριο. Αποτελεί μέτρο της πολικότητας ενός μορίου και δίνεται από τη σχέση: +δ μ = qr H-Clδ- Όπου q: είναι το στοιχειώδες φορτίο και r: είναι η απόσταση μεταξύ των δύο πόλων Η διπολική ροπή εξαρτάται από: Την πόλωση των δεσμών Τη γεωμετρική διάταξη του μορίου στα πολυατομικά μόρια. Σε ένα μόριο πολυατομικό είναι δυνατόν οι δεσμοί να είναι πολωμένοι, αλλά λόγω συμμετρίας, να έχει συνισταμένη διπολική ροπή μηδέν (π.χ. CH4, CO2, CCl4) Η πόλωση ενός δεσμού εξαρτάται από τη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων του. Για να προβλέψουμε τη διπολική ροπή, αν πρόκειται για διατομικό μόριο αρκεί η γνώση της ηλεκτραρνητικότητας. Αν το μόριο είναι πολυατομικό απαιτείται η γνώση της γεωμετρίας του μορίου. 136 ΥΓΡΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ Υγρό ονομάζεται κάθε ουσία που παρατηρείται με συγκεκριμένο μεν όγκο αλλά όχι με καθορισμένο σχήμα. Τα θεμελιώδη σωματίδια των υγρών απέχουν μεταξύ τους περισσότερο απ΄ ότι συμβαίνει με τα σωματίδια των στερεών. Αυτό σημαίνει πως οι ελκτικές δυνάμεις στα υγρά είναι ασθενέστερες και τα σωματίδια αυτών μπορούν να κινηθούν σε μικρές αποστάσεις. Έτσι το υγρό «ρέει» λαμβάνοντας κάθε φορά το σχήμα του χώρου που βρίσκεται ή τοποθετείται, διατηρώντας πάντα τον ίδιο όγκο. Φυσικές ιδιότητες υγρών: Tάση ατμών-Σημείο ζέσεως, Επιφανειακή τάση, Ιξώδες Επιφανειακή τάση Τα μόρια του υγρού που βρίσκονται στο εσωτερικό του υγρού έχουν ενέργεια μικρότερη από εκείνη των μορίων της επιφάνειας. Έτσι, για να μεταφερθεί ένα 137 μόριο από το εσωτερικό στην επιφάνεια απαιτείται ενέργεια. Άρα, στην επιφάνεια υπάρχει αποθηκευμένη ενέργεια. Kαι επειδή κάθε σύστημα έχει την τάση να μειώσει την ενέργειά του, το υγρό έχει την τάση να μειώσει την επιφάνειά του. Έτσι εμφανίζονται, μακροσκοπικά, δυνάμεις, οι οποίες τείνουν να προκαλέσουν συστολή της επιφάνειας, η οποία παίρνει τη μορφή «μεμβράνης». Αυτό το φαινόμενο ονομάζεται επιφανειακή τάση. Είναι δηλ. η τάση που παρατηρείται για την επιφάνεια ενός υγρού να ελαττωθεί όσο γίνεται περισσότερο (σταγόνες βροχής σχεδόν σφαιρικές). Η επιφανειακή τάση αποτελεί μέτρο των ελκτικών αυτών δυνάμεων προς το εσωτερικό ενός υγρού, η οποία αυξάνεται με την ισχύ των διαμοριακών δυνάμεων. Ορισμός: η ενέργεια που απαιτείται για την αύξηση του εμβαδού της επιφάνειας ενός υγρού κατά μία μονάδα εμβαδού. Π.χ. επιφανειακή τάση νερού είναι 7,3 ×10-2 J/m2 στους 200C. Η επιφανειακή τάση μεταβάλλεται με την προσθήκη άλλων ουσιών. 138 Η επιφάνεια του νερού λόγω επιφανειακής τάσης λειτουργεί σαν ένα λεπτό φιλμ που απλώς πιέζεται και τεντώνεται ελαφρά από το βάρος της καρφίτσας χωρίς να διαρρηγνύεται. Έτσι η ατσάλινη καρφίτσα επιπλέει πάνω στην επιφάνεια του νερού! Λόγω της επιφανειακής τάσης το έντομο μπορεί να ''περπατάει'' στην επιφάνεια του νερού! 139 Ιξώδες Ιξώδες : Είναι η αντίσταση στη ροή που παρουσιάζουν όλα τα υγρά και αέρια. Α: γλυκερόλη, Β: νερό Μπορεί να μετρηθεί από το χρόνο που χρειάζεται να τρέξει μια ποσότητα υγρού μέσα από έναν τριχοειδή σωλήνα. Α Α: γλυκερόλη, Β:νερό 140 ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΤΑΞΥ ΟΥΔΕΤΕΡΩΝ ΜΟΡΙΩΝ Δυνάμεις διπόλου-διπόλου Δυνάμεις London (ή διασποράς) Δυνάμεις δεσμών υδρογόνου Οι δυνάμεις διπόλου-διπόλου και London αναφέρονται μαζί και ως δυνάμεις Van der Waals. Δυνάμεις διπόλου-διπόλου Η δύναμη διπόλου-διπόλου είναι μία ελκτική δύναμη που προκύπτει από την τάση πολικών μορίων να ευθυγραμμίζονται, έτσι ώστε το θετικό άκρο ενός μορίου να είναι κοντά στο αρνητικό άκρο άλλου μορίου. Τα πολικά μόρια έλκονται αμοιβαία μέσω δυνάμεων διπόλου-διπόλου. Παράδειγμα: το πολικό μόριο ΗCl H – Cl 141 To παραπάνω σχήμα δείχνει ευθυγράμμιση των μορίων για περίπτωση του HCl. την την Το HCl στους -850 C είναι υγρό. Έτσι τα μόριά του έχουν επιβραδυνθεί αρκετά, ώστε να αναπτύσσονται διαμοριακές δυνάμεις που μπορούν να τα συγκρατήσουν στην υγρή κατάσταση. Δυνάμεις London (διασποράς) Μη πολικές ενώσεις, ακόμα και τα ευγενή μονοατομικά αέρια, μπορούν να υγροποιηθούν. 142 Συμπέρασμα: μεταξύ των μη πολικών μορίων θα πρέπει να ασκούνται κάποιες ελκτικές δυνάμεις. Οι ηλεκτρικές δυνάμεις προέρχονται από την κίνηση των ηλεκτρονίων. Το ηλεκτρονιακό νέφος ενός μορίου μπορεί σε ορισμένη χρονική στιγμή να παραμορφωθεί, ώστε να δημιουργηθεί στιγμιαίο δίπολο. Έτσι μεταξύ των ατόμων ασκείται ελκτική δύναμη. Τα ηλεκτρόνια των ατόμων κινούνται διαρκώς, αλλά η κίνηση των ηλεκτρονίων του ενός επηρεάζει την κίνηση των ηλεκτρονίων του άλλου ατόμου. Όμως τα στιγμιαία δίπολα των ατόμων αλλάζουν ταυτόχρονα διατηρώντας μεταξύ τους μια ελκτική δύναμη. Οι δυνάμεις London είναι ασθενείς ελκτικές δυνάμεις μεταξύ των μορίων ή ατόμων, οι οποίες προκύπτουν από τα στιγμιαία δίπολα που δημιουργούνται στα άτομα της ουσίας ή του μορίου λόγω αλλαγής της θέσης των ηλεκτρονίων καθώς αυτά κινούνται γύρω από τον πυρήνα. 143 Οι Δυνάμεις London εξαρτώνται από: 1) Το μοριακό βάρος (τείνουν να μεγαλώσουν με αυτό, λόγω περισσότερων ηλεκτρονίων) 2) Διάταξη ατόμων (ελαττώνονται όσο πιο συμπαγές είναι το μόριο, λόγω μικρότερης πόλωσης. Οι δυνάμεις διπόλου-διπόλου και London αναφέρονται και ως δυνάμεις van der Waals Δεσμός υδρογόνου Δεσμός υδρογόνου είναι μία ασθενής έως μέτρια ελκτική δύναμη, η οποία υπάρχει μεταξύ ενός ατόμου υδρογόνου συνδεδεμένου ομοιοπολικά με ένα πολύ ηλεκτραρνητικό άτομο, Χ, και ενός μονήρους ζεύγους ηλεκτρονίων ενός άλλου μικρού ηλεκτραρνητικού ατόμου, Υ. Τα Χ και Υ μπορεί να είναι άτομα F, O, N. 144 Δεσμοί υδρογόνου στο νερό. Δεσμοί υδρογόνου μεταξύ των βιολογικά σπουδαίων μορίων γουανίνης και κυτοσίνης που είναι δυο από τις 4 βάσεις κώδικες του DNA Η δομή της διπλής έλικας του DNA οφείλεται στους δεσμούς υδρογόνου μεταξύ των τεσσάρων βάσεων κωδίκων (Α, Τ, C, G) της μιας αλυσίδας με τις βάσεις της άλλης αλυσίδας. 145 Τύπος αλληλεπίδρασης Διαμοριακός Van der Waals Δεσμός Υδρογόνου Χημικός δεσμός Ιοντικός Ομοιοπολικός Ενέργεια κατά προσέγγιση (kJ/mol) 0,1 – 10 10 – 40 100 – 1000 100 – 1000 Δυνάμεις Van der Waals και οι ιδιότητες των υγρών Ιδιότητες μερικών υγρών στους 20οC Ουσία Η2Ο CO2 C5H12 C3H8O3 CHCl3 CCl4 CHBr3 ΜB Τάση Επιφανειακή (amu) ατμών τάση (mm Hg) (J/m2) 18 1,8 x 101 7,3 x 10–2 44 4,3 x 104 1,2 x 10–3 72 4,4 x 102 1,6 x 10–2 92 1,6 x 10–4 6,3 x 10–2 119 1,7 x 102 2,7 x 10–2 154 8,7 x 101 2,7 x 10–2 253 3,9 x 100 4,2 x 10–2 Ιξώδες (kg/m.s) 1,0 x 10–3 7,1 x 10–5 2,4 x 10–4 1,5 x 100 5,8 x 10–4 9,7 x 10–4 2,0 x 10–3 Η τάση ατμών των υγρών εξαρτάται από την ισχύ των διαμοριακών δυνάμεων που ασκούνται μεταξύ των μορίων ενός υγρού, διότι καθορίζουν 146 την ευκολία ή δυσκολία που ένα μόριο μπορεί να φύγει από την υγρή φάση και να μεταβεί στην αέρια. Όταν οι διαμοριακές δυνάμεις στο υγρό είναι ισχυρές περιμένουμε το υγρό να έχει χαμηλή τάση ατμών. Το σημείο ζέσεως εξαρτάται από τις διαμοριακές δυνάμεις, επειδή σχετίζεται με την τάση ατμών. Τα κανονικά σ.ζ. είναι περίπου ανάλογα των διαμοριακών έλξεων. Άρα, υγρά με ασθενείς διαμοριακές έλξεις θα έχουν χαμηλά σημεία ζέσεως. Η επιφανειακή τάση εξαρτάται από τις διαμοριακές δυνάμεις, διότι εκφράζει την ενέργεια που χρειάζεται για να αυξηθεί το εμβαδόν επιφάνειας του υγρού. Για να γίνει αυτό πρέπει να υπερνικηθούν οι ελκτικές διαμοριακές δυνάμεις. Άρα, η επιφανειακή έλξη θα μεγαλώνει με το ΜΒ. Το ιξώδες εξαρτάται μερικώς από τις διαμοριακές δυνάμεις. Όσο πιο ισχυρές είναι τόσο μεγαλύτερο θα είναι το ιξώδες. 147 Δυνάμεις διπόλου-ιόντος Απαντούνται σε διαλύματα ιοντικών ενώσεων σε πολικούς διαλύτες, όπου τα ιόντα βρίσκονται ενυδατωμένα. Τα ιόντα στο κέντρο του κρυστάλλου έλκονται εξίσου προς όλες τις κατευθύνσεις από τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα του κρυστάλλου. Όμως, τα ιόντα στην επιφάνεια του κρυστάλλου έλκονται και από τα δίπολα μόρια του νερού. Οι έλξεις διπόλωνιόντων είναι αρκετά ισχυρές, με αποτέλεσμα να εξασθενούν οι ασκούμενες μεταξύ των ιόντων ελκτικές δυνάμεις. Έτσι, τα ιόντα αποσπώνται από το κρυσταλλικό πλέγμα και περνούν στην υγρή φάση. 148 Τα διαλυμένα ιόντα περιβάλλονται από έναν αριθμό μορίων νερού και γι’ αυτό ονομάζονται ενυδατωμένα. Στα υδατικά διαλύματα όλα τα ιόντα είναι ενυδατωμένα. ΔΙΑΔΙΚΑΣΙΑ ΔΙΑΛΥΣΗΣ Γενικά ισχύει το όμοιο διαλύει όμοιο, δηλ. πολικές ενώσεις διαλύονται σε πολικούς διαλύτες και μη πολικές ενώσεις διαλύονται σε μη πολικούς διαλύτες. Παράδειγμα: διάλυση I2 σε CCl4 Είναι και τα δύο μη πολικά μόρια. Οι μόνες δυνάμεις που ασκούνται μεταξύ μη πολικών μορίων είναι οι δυνάμεις London. Οι ελκτικές δυνάμεις Ι2-Ι2 είναι ίδιου τύπου και μεγέθους με τις ελκτικές δυνάμεις CCl4- CCl4 . Έτσι, μπορεί να έχουμε και σημαντικές ελκτικές δυνάμεις μεταξύ Ι2- CCl4, οι οποίες οδηγούν στην 149 ανάμιξη μορίων I2 σε CCl4 και άρα σε διάλυμα I2 σε CCl4. Ο CCl4 δεν διαλύεται στο Η2Ο διότι είναι πολική ένωση και οι δυνάμεις Η2ΟCCl4 είναι πολύ πιο ασθενείς από τις δυνάμεις Η2Ο - Η2Ο. Με αποτέλεσμα τη μη διάλυση του CCl4 σε Η2Ο και τη δημιουργία δύο φάσεων. Πλήρης ανάμιξη μεθανόλης σε νερό, λόγω των δεσμών υδρογόνου που δημιουργούνται. 150 ΣΤΕΡΕΑ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ Tαξινόμηση των στερεών σύμφωνα με το είδος έλξης των δομικών τους μονάδων (άτομα, μόρια ή ιόντα) Τύποι στερεών Μοριακά στερεά: Μόρια ή άτομα που συγκρατούνται με διαμοριακές δυνάμεις (π.χ. πάγος, στερεά ευγενή αέρια κ. άλ.) Μεταλλικά στερεά: Θετικά ιόντα που συγκρατούνται από «θάλασσα» ηλεκτρονίων που τα περιβάλλει (μεταλλικός δεσμός, π.χ. Fe, Cu κ.άλ.) Ιοντικά στερεά: Κατιόντα και ανιόντα που συγκρατούνται από την ηλεκτρική έλξη αντίθετων φορτίων (ιοντικοί δεσμοί π.χ. NaCl, ZnS κ.άλ.) Στερεά ομοιοπολικού πλέγματος: Άτομα που συγκρατούνται με ομοιοπολικούς δεσμούς μέσα σε μεγάλα πλέγματα ή αλυσίδες (π.χ. διαμάντι, γραφίτης, αμίαντος κ.άλ.) 151 Το διαμάντι έχει τρισδιάστατο πλέγμα, όπου κάθε άτομο άνθρακα είναι ομοιοπολικά ενωμένο με τέσσερα άλλα (γιγαντιαίο μόριο) Ο γραφίτης έχει άτομα άνθρακα ενωμένα με ομοιοπολικούς δεσμούς με τρία άλλα (σε κανονικά εξάγωνα) σχηματίζοντας «φύλλα» που συγκρατούνται μεταξύ τους από δυνάμεις Van der Waals 152 Τύποι στερεών Τύποι στερεών Δομικές μονάδες Μοριακός Μεταλλικός Άτομα μόρια Άτομα Ιοντικός Ιόντα Ομοιοπολικού Άτομα πλέγματος Ελκτικές δυνάμεις μεταξύ δομικών μονάδων ή Διαμοριακές δυνάμεις Μεταλλικός δεσμός Ιοντικός δεσμός Ομοιοπολικοί δεσμοί Παραδείγματα Ne, H2O, CO2 Fe, Zn, Ag NaCl, ZnS, CsBr Διαμάντι, γραφίτης, αμίαντος Φυσικές Ιδιότητες Στερεών Πολλές από τις φυσικές ιδιότητες σχετίζονται απευθείας με τη δομή τους. Τύπος στερεού Μοριακός Μεταλλικός Ιοντικός Ομοιοπολικού πλέγματος Σημείο τήξεως Σκληρότητα καιΗλεκτρική ευθραυστότητα αγωγιμότητα Χαμηλό Μαλακό καιΜονωτικό εύθραυστο Μεταβλητό Μεταβλητή Αγωγός σκληρότητα, ελατό Υψηλό έωςΣκληρό καιΜονωτικό πολύ υψηλό εύθραυστο στερεό (αγώγιμο υγρό) Πολύ υψηλό Πολύ σκληρό Συνήθως μονωτικό 153 Σημείο τήξεως και δομή: Για να τακεί ένα στερεό θα πρέπει οι δυνάμεις που συγκρατούν τις δομικές μονάδες στις θέσεις τους να υπερνικηθούν (έστω και εν μερικώς). Στα μοριακά στερεά οι δυνάμεις αυτές είναι ασθενείς διαμοριακές έλξεις. Έτσι αυτά τα στερεά έχουν χαμηλά σ. τήξεως (κάτω των 3000C). Στα ιοντικά ή ομοιοπολικού πλέγματος στερεά πρέπει να σπάσουν χημικοί δεσμοί. Έτσι, τα στερεά αυτά έχουν πολύ υψηλά σ. τήξεως (σ. τήξεως NaCl: 8010C, MgO: 28000C, διαμάντι: 35500C). Τα μεταλλικά στερεά έχουν συνήθως υψηλά σ. τήξεως (Hg:σ. τήξεως -390C, W: σ. τήξεως 34100C). Σκληρότητα και δομή: Η σκληρότητα εξαρτάται από την ευκολία με την οποία οι δομικές μονάδες κινούνται η μία σε σχέση με την άλλη, και επομένως από την ισχύ των ελκτικών δυνάμεων μεταξύ των μονάδων. Στους μοριακούς κρυστάλλους οι δυνάμεις αυτές είναι ασθενείς με αποτέλεσμα τα υλικά αυτά να είναι μαλακά. Οι ιοντικοί κρύσταλλοι είναι πολύ σκληροί, διότι οι ελκτικές δυνάμεις είναι πολύ ισχυρές. Στερεά με τρισδιάστατο ομοιοπολικό πλέγμα είναι πάρα πολύ σκληρό, λόγω της ακαμψίας που δίνουν οι ομοιοπολικοί δεσμοί. Το διαμάντι είναι ένα από τα σκληρότερα υλικά. Ηλεκτρική αγωγιμότητα και δομή: Τα μέταλλα είναι πολύ καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού, λόγω των μη εντοπισμένων ηλεκτρονίων σθένους τους. 154 Τα ιοντικά και ομοιοπολικά στερεά (τα περισσότερα) είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού, διότι τα ηλεκτρόνια σθένους τους είναι εντοπισμένα σε άτομα ή δεσμούς. Τα διαλύματα ιοντικών ενώσεων είναι αγώγιμα. Στερεά σώματα ΚΡΥΣΤΑΛΛΙΚΑ • Σκληρά • Ασυμπίεστα • χαρακτηριστική γεωμετρία • Ανισότροπα (μηχανικές και ηλεκτρικές ιδιότητες εξαρτώνται από διεύθυνση μέτρησης) • Με συγκεκριμένο Σ.Τ • • • • 155 ΑΜΟΡΦΑ Δεν υπάρχουν σε κανονικά γεωμετρικά σχήματα Ισότροπα Δεν έχουν καθορισμένο Σ.Τ. αλλά ευρείες περιοχές θερμοκρασιών τήξεως ή πήξεως Καμία ατομική διευθέτηση αλλά ακαταστασία χαρακτηριστική των υγρών Κρυσταλλικά στερεά: αποτελούνται από έναν ή περισσότερους κρυστάλλους. Κάθε κρύσταλλος έχει σαφώς καθορισμένη δομή, συγκροτημένη με τάξη και προς τις τρεις διαστάσεις. Άμορφα στερεά: έχουν δομή χωρίς τάξη, δηλ. δεν έχουν καθορισμένη διάταξη των βασικών τους μονάδων. ΚΡΥΣΤΑΛΛΙΚΑ ΣΤΕΡΕΑ: ΚΡΥΣΤΑΛΛΙΚΑ ΠΛΕΓΜΑΤΑ ΚΑΙ ΜΟΝΑΔΙΑΙΕΣ ΚΥΨΕΛΙΔΕΣ Κρύσταλλος: τρισδιάστατη συγκροτημένη διάταξη βασικών μονάδων (ατόμων, μορίων ή ιόντων) Κρυσταλλικό πλέγμα ή χωρόπλεγμα: τρισδιάστατη γεωμετρική διάταξη πλεγματικών σημείων ενός κρυστάλλου, που προκύπτει όταν κάθε πλεγματικό σημείο επιλέγεται ώστε να αντιστοιχεί στην ίδια θέση μέσα σε καθεμιά βασική μονάδα του κρυστάλλου. Κρυσταλλική δομή και κρυσταλλικό πλέγμα του Cu. 156 Τα άτομα του Cu έχουν συρρικνωθεί και οι γραμμές έχουν σχεδιασθεί για να δοθεί έμφαση στη γεωμετρία του πλέγματος. ΚΡΥΣΤΑΛΛΙΚΑ ΣΤΕΡΕΑ: ΚΡΥΣΤΑΛΛΙΚΑ ΠΛΕΓΜΑΤΑ ΚΑΙ ΜΟΝΑΔΙΑΙΕΣ ΚΥΨΕΛΙΔΕΣ Μοναδιαία κυψελίδα: η μικρότερη κιβωτιοειδής μονάδα (παραλληλεπίπεδο) η οποία επαναλαμβανόμενη σε τρεις διαστάσεις δημιουργεί τον κρύσταλλο. Έτσι, όλα τα κρυσταλλικά σώματα με βάση τις διαστάσεις (a, b, c) και τις γωνίες (α, β, γ) κατατάσσονται σε επτά κρυσταλλικά συστήματα. Σχήματα μοναδιαίων κυψελίδων των διαφόρων κρυσταλλικών συστημάτων: Μοναδιαίες κυψελίδες των 7 κρυσταλλικών συστημάτων και οι σχέσεις ανάμεσα στα μήκη των ακμών και τις γωνίες. 157 Ορυκτός λευκός αμίαντος (σερπεντίνης) πάνω σε ορυκτό μοσχοβίτη (KAl2(AlSi3)O10(OH)2) Σερπεντίνης: Με την ονομασία σερπεντίνης (αγγλ. serpentine) χαρακτηρίζεται η ομάδα των εξής πολυμορφικών πυριτικών ορυκτών, οι διαφορές των οποίων είναι μακροσκοπικά ασήμαντες τόσο που είναι αδύνατος ο μακροσκοπικός διαχωρισμός τους: Αντιγορίτης (Antigorite): (Mg,Fe)3Si2O5(OH)4 μονοκλινές Λιζαρδίτης (Lizardite) Mg3Si2O5(OH)4 - τριγωνικό, εξαγωνικό Χρυσοτίλης (Chrysotile) Mg3Si2O5(OH)4 - ρομβικό Αμίαντος (Asbestos) Mg3Si2O5(OH)4, ινώδης παραλλαγή του χρυσοτίλη 158
© Copyright 2024 Paperzz
