ΚΕΦΑΛΑΙΟ 1ο ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ

ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΑΤ. ΚΕΦΑΛΑΙΟ 1ο Καθηγητής: Νίκος Σουλτογιάννης

Πίνακας περιεχομένωνΚΕΦΑΛΑΙΟ 1ο: ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗ ΔΟΜΗ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ ΚΑΙ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ...................3

ΤΡΟΧΙΑΚΟ - ΚΒΑΝΤΙΚΟΙ ΑΡΙΘΜΟΙ.........................................................................................3

(1ος) Rutherford:................................................................................................................3

(2ος) Bohr:..........................................................................................................................3

Τύποι Ασκήσεων 1ου Κεφαλαίου...........................................................................................7

1. Ασκήσεις σχετικές με την ενέργεια ηλεκτρονίου σε άτομο υδρογόνου (ή υδρογονοειδή ιόντα) που βρίσκεται σε στιβάδα n..........................................................7

2. Ασκήσεις σχετικές με την μετάπτωση ηλεκτρονίου ατόμου υδρογόνου (ή υδρογονοειδούς ιόντος) σε διαφορετική στιβάδα (διέγερση – αποδιέγερση)................7

3. Ασκήσεις σχετικές με τα κυματικά μεγέθη κινούμενων σωματιδίων (σχέση De Broglie).............................................................................................................................9

ΣΥΓΧΡΟΝΗ ΔΟΜΗ ΤΟΥ ΑΤΟΜΟΥ........................................................................................10

1. (3ος) De Broglie – Κυματική θεωρία της ύλης:.......................................................10

2. (4ος) Heisenberg - Αρχή της αβεβαιότητας – απροσδιοριστίας:..............................12

3. (5ος) Schrodinger - Κυματική εξίσωση:....................................................................13

Σχηματική απεικόνιση του ηλεκτρονιακού νέφους (της συνάρτησης ψ2) για το άτομο του υδρογόνου..........................................................................................................................15

1. με «στιγμές»...........................................................................................................15

2. με πυκνότητα χρώματος (μεταβολή της χρωματικής πυκνότητας).......................15

3. με περίγραμμα καμπύλης («οριακές» καμπύλες) η οποία περικλείει μέγιστη πυκνότητα ηλεκτρονιακού νέφους (90-99%).................................................................16

ΚΒΑΝΤΙΚΟΙ ΑΡΙΘΜΟΙ..........................................................................................................17

1. 1ος Κύριος κβαντικός αριθμός (n): Τιμές: 1,2,3,….:..................................................17

2. 2ος Δευτερεύον κβαντικός αριθμός ή αζιμουθιακός (l): Τιμές: 0,1,2,..n-1:.............18

3. 3ος Μαγνητικός κβαντικός αριθμός (ml): Τιμές: -l,…-1,0,1,…l:.................................18

4. 4ος Κβαντικός αριθμός του spin: Τιμές: -½, ½.........................................................19

ΓΡΑΦΙΚΗ ΑΠΕΙΚΟΝΙΣΗ ΑΤΟΜΙΚΩΝ ΤΡΟΧΙΑΚΩΝ.................................................................21

1. s τροχιακό (l=0) => σφαιρική συμμετρία - σφαίρα:................................................21

2. p τροχιακά (l=1) => διπλός λοβός...........................................................................21

3. d τροχιακά (l=2): 5 τροχιακά με πολύπλοκη απεικόνιση........................................22

4. f τροχιακά (l=3): 7 τροχιακά με πολύπλοκη απεικόνιση.........................................22

Ηλεκτρονιακή δόμηση: δύο αρχές κι ένας κανόνας...........................................................23

1. 1η Αρχή: Απαγορευτική αρχή του Pauli...................................................................23

1


2. 2η Αρχή: Αρχή Ελάχιστης ενέργειας........................................................................24

3. 3ος Κανόνας: Κανόνας του Hund.............................................................................27

ΔΟΜΗ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΥ ΠΙΝΑΚΑ (s, p, d, f) – στοιχεία μετάπτωσης:........................................28

1. Τομείς Περιοδικού πίνακα:.....................................................................................28

Μεταβολή ορισμένων περιοδικών ιδιοτήτων....................................................................33

1. Ατομική ακτίνα:......................................................................................................33

2. Ενέργεια ιοντισμού.................................................................................................34

3. Ηλεκτροθετικότητα:................................................................................................39

4. Ηλεκτραρνητικότητα:..............................................................................................40

5. Ηλεκτρονιοσυγγένεια (Ε.Υ).....................................................................................40

ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΟΙ ΤΥΠΟΙ (LEWIS).........................................................................................41

1. Ιοντικός ή ετεροπολικός.........................................................................................42

2. Ομοιοπολικός δεσμός.............................................................................................42

3. Ημιπολικός ή δοτικός ομοιοπολικό δεσμό.............................................................42

Κανόνες γραφής τύπων LEWIS.......................................................................................43

ΠΑΡΑΡΤΗΜΑ.......................................................................................................................46

ΑΣΚΗΣΕΙΣ.................................................................................................................................48

ΥΠΟΛΟΓΙΣΤΙΚΑ ΘΕΜΑΤΑ.....................................................................................................48

ΤΡΟΧΙΑΚΟ – ΚΒΑΝΤΙΚΟΙ ΑΡΙΘΜΟΙ......................................................................................51

ΑΡΧΕΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗΣ ΔΟΜΗΣΗΣ....................................................................................53

1. Ενέργεια υποστιβάδων...........................................................................................53

2. Απαγορευτική αρχή Pauli.......................................................................................54

3. Κανόνας του Hund..................................................................................................57

Δομή του περιοδικού πίνακα.............................................................................................58

Μεταβολή ορισμένων περιοδικών ιδιοτήτων....................................................................60

Ηλεκτρονιακοί τύποι..........................................................................................................61

Επαναληπτικά θέματα........................................................................................................62

ΘΕΜΑΤΑ ΠΟΥ ΠΡΕΠΕΙ ΝΑ ΠΡΟΣΕΞΕΤΕ:...............................................................................64

Βιβλιογραφία:.....................................................................................................................66

2


ΚΕΦΑΛΑΙΟ 1 ο : ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗ ΔΟΜΗ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ ΚΑΙ

ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ

SOS : Περνάμε από την βεβαιότητα (για τη θέση του e) στην αβεβαιότητα και

στην πιθανότητα , με το τροχιακό σαν το χώρο που είναι δυνατόν να

βρίσκεται το κάθε e.

ΤΡΟΧΙΑΚΟ - ΚΒΑΝΤΙΚΟΙ ΑΡΙΘΜΟΙ

(1 ος ) Rutherford :

Ατομικό πλανητικό πρότυπο

(2 ος ) Bohr :

Ατομικό πρότυπο (βασίζεται σε Rutherford):

3


1. 1 η συνθήκη – Μηχανική συνθήκη : Τα e περιστρέφονται γύρω από τον

πυρήνα σε ορισμένες κυκλικές τροχιές. Κάθε επιτρεπόμενη τροχιά έχει

καθορισμένη ενέργεια, είναι δηλαδή κβαντισμένη => κβαντισμένη τροχιά-

στιβάδα.

Ενέργεια e ατόμου Η: όπου n: κύριος κβαντικός

αριθμός (0,1,2,…n)

SOS :

a. Ο κύριος κβαντικός αριθμός (n) είναι χαρακτηριστικός για κάθε

επιτρεπόμενη τροχιά.

b. Το n καθορίζει την ενεργειακή στάθμη του ηλεκτρονίου.

c. Γιατί έχει (-) ο τύπος; Διότι ↑ απόστασης από τον πυρήνα σημαίνει ↑

ενέργειας (Ε∞=0).

d. Τι είναι ιοντισμός; Όταν η ενέργεια του ηλεκτρονίου μηδενίζεται, δηλαδή

γίνεται μέγιστη τότε το e δεν ανήκει πλέον στο άτομο.

e. Θεμελιώδης κατάσταση; Τα e του ατόμου είναι κατά το δυνατόν

πλησιέστερα στον πυρήνα.

f. Διέγερση; Τα e έχουν μεταπηδήσει σε υψηλότερες ενεργειακές στάθμες

2. 2 η συνθήκη : Το e εκπέμπει ενέργεια υπό μορφή ακτινοβολίας μόνο

όταν μεταπηδά από μία τροχιά σε μία άλλη, όταν δηλαδή αλλάζει ενεργειακή

στάθμη

i. από υψηλότερη σε χαμηλότερη στιβάδα: εκπέμπει ακτινοβολία

ii. από χαμηλότερη σε υψηλότερη στιβάδα: απορροφά ενέργεια

→ Planck: Η ακτινοβολία εκπέμπεται όχι με συνεχή τρόπο αλλά σε μικρά

πακέτα (κβάντα). Το κβάντο φωτός ή της ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας

γενικότερα ονομάζονται φωτόνιο.

4


Ε=h∙f όπου f: συχνότητα εκπεμπόμενης ακτινοβολίας s-1

h: σταθερά Planck: 6,63∙10-34J∙s

Στην παραπάνω σχέση φαίνεται πως η ενέργεια κάθε κβάντου (ή φωτονίου)

είναι ανάλογη προς τη συχνότητα της ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας, γι

αυτό μπορούμε να θεωρήσουμε πως η συχνότητα αποτελεί το μέτρο του

ενεργειακού περιεχομένου των φωτονίων της.

Όταν ένα ηλεκτρόνιο απορροφά φωτόνιο κατάλληλης ενέργειας, μεταπηδά

σε ανώτερη ενεργειακή στάθμη και διεγείρεται. Η παραμονή του

ηλεκτρονίου στη διεγερμένη κατάσταση διαρκεί από 10-10s ως 10-8s. Στη

συνέχεια το άτομο μεταπίπτει σε μια λιγότερη διεγερμένη κατάσταση ή στη

θεμελιώδη του κατάσταση εκπέμποντας φωτόνιο. Η απόλυτη τιμή της

ενέργειας ΔΕ του φωτονίου κατά τη μετάβαση του ηλεκτρονίου του ατόμου

από μία χαμηλή ενεργειακή στάθμη Εf σε μία άλλη υψηλότερη Εi από τη

σχέση:

ΔΕ = = h∙f = h∙c/λ

όπου:

ΔΕ: η ενέργεια του φωτόνιο που απορροφάται ή αποβάλλεται από το άτομο

κατά τη μετάβαση από τη μία ενεργειακή στάθμη στην άλλη

Εi , Εf: η αρχική και η τελική ενεργειακή στάθμη αντίστοιχα

h : η σταθερά του Planck, που είναι ίση με 6,63 10-34 J∙s

f: η συχνότητα της ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας s-1

Παρατήρηση : c=λ∙f : Σχέση που συνδέει το μήκος κύματος λ με τη συχνότητα

f μιας ακτινοβολίας. Όπου c η ταχύτητα του φωτός στο κενό c= 3∙108 m/s.

Με βάση το ατομικό πρότυπο του Bohr, ερμηνεύτηκε το γραμμικό φάσμα

εκπομπής του ατόμου του υδρογόνου και των υδρογονοειδών ιόντων,

δηλαδή ιόντων με ένα ηλεκτρόνιο.

5


Αδυναμίες Bohr :

1. Φάσματα εκπομπής πολυπλοκότερων ατόμων από το Η

2. Αδυναμία εξήγησης του χημικού δεσμού

3. Αυθαίρετη εισαγωγή του κύριου κβαντικού αριθμού

Παρατήρηση : Κάθε χημικό στοιχείο έχει το δικό του χαρακτηριστικό

γραμμικό φάσμα εκπομπής όπου κάθε γραμμή του φάσματος αντιστοιχεί σε

εκπεμπόμενη ακτινοβολία καθορισμένης συχνότητας (χρώμα). (Παράδειγμα

σελίδα 5 σχολικού)

6


Τύποι Ασκήσεων 1ου Κεφαλαίου

1. Ασκήσεις σχετικές με την ενέργεια ηλεκτρονίου σε άτομο υδρογόνου ( ή

υδρογονοειδή ιόντα ) που βρίσκεται σε στιβάδα n .

Η σχέση στην οποία στηρίζεται η λύση των ασκήσεων αυτής της κατηγορίας

είναι:

και δίνει την ενέργεια που έχει το ηλεκτρόνιο στην στιβάδα n , υπό την

προϋπόθεση ότι στο άτομο ή ιόν δεν υπάρχουν άλλα ηλεκτρόνια.

Θέμα 1 ο : Ηλεκτρόνιο σε άτομο υδρογόνου που βρίσκεται σε κατάσταση

διέγερσης έχει ενέργεια ίση με -0,13625∙10-18 J. Σε ποια στιβάδα βρίσκεται το

ηλεκτρόνιο; (Απάντηση: n=4)

2. Ασκήσεις σχετικές με την μετάπτωση ηλεκτρονίου ατόμου υδρογόνου (ή

υδρογονοειδούς ιόντος) σε διαφορετική στιβάδα (διέγερση –

αποδιέγερση)

Οι σχέσεις που χρησιμοποιούμε για την επίλυση των ασκήσεων αυτής της

κατηγορίας είναι οι εξής:

(Δίνει την ενέργεια που έχει το ηλεκτρόνιο στην στιβάδα n)

Ε= h∙f

(Δίνει την Ενέργεια Ε που μεταφέρει ένα φωτόνιο)

ΔΕ=Ef - Ei

7


(Δίνει την διαφορά ενέργειας κατά την μετάπτωση ηλεκτρονίου από μία

αρχική ενεργειακή στάθμη Ei σε μια νέα Ef)

ΔΕ= h∙f

σχετίζει την διαφορά ενέργειας της προηγούμενης σχέσης με την συχνότητα

της ακτινοβολίας που εκπέμπεται ή απορροφάται.

Και c=λ∙f

!!! SOS !!! Πολλές φορές τα εκλυόμενα ή απορροφούμενα ποσά ενέργειας δεν

αφορούν ένα μόνο άτομο αλλά κάποια μάζα του στοιχείου, δηλαδή

μακροποσότητα πολλών ατόμων. Στην περίπτωση αυτή αξιοποιούμε την

έννοια του mol. Υπενθυμίζεται ότι ένα mol είναι ποσότητα που περιέχει

6,023∙1023 στοιχειώδεις δομικές μονάδες, π.χ. άτομα ή μόρια.

Θέμα 1 ο : Να υπολογισθεί η συχνότητα του εκπεμπόμενου φωτονίου κατά την

μετάπτωση ηλεκτρονίου σε διεγερμένο άτομο υδρογόνου από την στιβάδα Μ

στην Κ. Δίνεται: h=6,63∙10-34 J.s. (Απάντηση: f=2,9∙1015 s-1)

Θέμα 2 ο : Να υπολογισθεί το μέγιστο μήκος κύματος που θα πρέπει να έχει

φωτόνιο, ώστε να μπορεί να προκαλέσει ιοντισμό σε άτομο Υδρογόνου που

βρίσκεται σε θεμελιώδη κατάσταση. Δίνονται: h=6,63∙10-34 J.s,ταχύτητα

φωτός, c=3∙108 m/s. (Απάντηση: λ=9,12∙10-8 m)

Θέμα 3 ο : Πόση ενέργεια θα απαιτηθεί για να ιοντιστούν 2g ατόμων

υδρογόνου που βρίσκονται σε θεμελιώδη κατάσταση. Δίνεται: Ar(H)=1,

ΝΑ=6,023∙1023. (Απάντηση: Ε=23,96∙105 J)

8


3. Ασκήσεις σχετικές με τα κυματικά μεγέθη κινούμενων σωματιδίων

( σχέση De Broglie)

Η σχέση που χρησιμοποιούμε για την επίλυση των ασκήσεων αυτής της

κατηγορίας είναι η σχέση του De Broglie:

H σταθερά του Planck , m είναι η μάζα του κινούμενου σωματιδίου σε kg και

υ η ταχύτητά του σε m/s. Συχνά αξιοποιούμε και τη σχέση:

c=λ∙f

Θέμα 1 ο : Άτομο Ηλίου (He) κινείται με ταχύτητα 0,25∙106 m/s. Να

υπολογισθεί το ισοδύναμο μήκος κύματος του κινούμενου σωματιδίου.

Δίνονται: Ar(He)=4, h=6,63∙10-34 J.s, ΝΑ=6,023∙1023. (Απάντηση: λ=4∙10-16m)

9


ΣΥΓΧΡΟΝΗ ΔΟΜΗ ΤΟΥ ΑΤΟΜΟΥ

Η σύγχρονη δομή του ατόμου βασίζεται στην κβαντομηχανική -η οποία

μελετά την ύλη και την ακτινοβολία σε ατομικό επίπεδο-, μία νέα μηχανική

που μπορεί να εφαρμοστεί στον μικρόκοσμο του ατόμου. Για τη διαμόρφωση

του ατομικού μοντέλου σήμερα χρησιμοποιήθηκαν δύο αρχές και μία

εξίσωση:

Η κυματική θεωρία της ύλης του De Broglie

Η αρχή της αβεβαιότητας (απροσδιοριστίας) του Heisenberg

Η κυματική εξίσωση του Schrodinger

1. (3 ος ) De Broglie – Κυματική θεωρία της ύλης:

Το φως του οποίου το κβάντο ονομάζεται φωτόνιο, όπως και κάθε κινούμενο

μικρό σωματίδιο π.χ. το e, παρουσιάζει διττή φύση σωματιδίου (κβάντο) και

κύματος (ηλεκτρομαγνητικό κύμα)

SOS : ΜΙΑ (ΔΙΤΤΗ) Η ΦΥΣΗ ΤΟΥ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΟΥ: εκδηλώνεται είτε ο

σωματιδιακός είτε ο κυματικός χαρακτήρας του ανάλογα με τις πειραματικές

συνθήκες.

Ο κυματικός χαρακτήρας εκδηλώνεται σε σωματίδια που έχουν μικρή μάζα

και μεγάλη ταχύτητα.

Μήκος κύματος λ : σωματίδιο μάζας m και ταχύτητας u:

όπου:

λ: Το μήκος κύματος (m)

h: σταθερά του Planck, που είναι ίση με 6,63 10-34 J∙s

m: η μάζα του σωματιδίου (kg),

u: η ταχύτητα του σωματιδίου (m/s)

10


Για να εκδηλωθεί ο κυματικός χαρακτήρας ενός σωματιδίου θα πρέπει το

μήκος κύματος που προσδιορίζεται από την παραπάνω σχέση να είναι τάξης

μεγέθους αντίστοιχου της διαμέτρου των ατομικών πυρήνων (λ 10-10m).

Αυτό παρατηρείται σε σωματίδια που έχουν πολύ μικρή μάζα και μεγάλη

ταχύτητα. Τα ηλεκτρόνια ακόμη και όταν κινούνται με ταχύτητες

παραπλήσιες του φωτός, ικανοποιούν αυτήν τη συνθήκη αφού έχουν πολύ

μικρή μάζα (m9,1∙10-31kg), άρα και πολύ μικρή ορμή. Τα μεγαλύτερα

σώματα όμως, εξαιτίας της μεγάλης τους μάζας, ανεξάρτητα από την

ταχύτητά τους, έχουν μεγάλη ορμή. Έτσι το μήκος κύματος που τους

αντιστοιχεί με βάση τη σχέση του De Broglie, είναι πολύ μικρότερο της

απαιτούμενης τιμής και δεν μπορούν να προσδιοριστούν με τα όργανα που

χρησιμοποιούνται γι αυτό το σκοπό.

Επεξηγηματικό παράδειγμα :

Το μήκος κύματος ενός ηλεκτρονίου που κινείται με ταχύτητα 100 φορές

μικρότερη από την ταχύτητα του φωτός στο κενό το υπολογίζουμε με τη

σχέση του De Broglie περίπου 10-10 m. Το μήκος κύματος μιας μπάλας του

τένις που κινείται με ταχύτητα 65 km/h υπολογίζεται με τον ίδιο τρόπο να

είναι λ<10-33 m, δηλαδή αρκετά μικρότερο από το 10-10m που απαιτείται για

να είναι ανιχνεύσιμο.

Πότε εμφανίζεται η κυματική και πότε η σωματιδιακή φύση ;

Σωματιδιακή φύση:

a) Φωτοηλεκτρικό φαινόμενο: Το φαινόμενο κατά το οποίο μια μεταλλική

επιφάνεια απελευθερώνει ηλεκτρόνια στο περιβάλλον όταν πάνω της

προσπίπτει φως.

11


b) Περίθλαση ηλεκτρονίων σε κρυσταλλικό πλέγμα η οποία βρίσκει

εφαρμογή στη λειτουργία του ηλεκτρονικού μικροσκοπίου

Κυματική φύση: Περίθλαση

Σωματίδια Ηλεκτρόνια

2. (4 ος ) Heisenberg - Αρχή της αβεβαιότητας – απροσδιοριστίας :

Είναι αδύνατον να προσδιορίσουμε με ακρίβεια συγχρόνως τη θέση και την

ορμή (p=m∙u) ενός μικρού σωματιδίου (π.χ. του e).

↑ ακρίβειας για προσδιορισμό θέσης μικρών σωματιδίων => ↑

αβεβαιότητας – σφάλματος για προσδιορισμό ορμής => ΚΑΤΑΡΡΙΨΗ ΟΛΩΝ

ΤΩΝ ΠΛΑΝΗΤΙΚΩΝ ΜΟΝΤΕΛΩΝ ( και BOHR ). Στην περίπτωση μεγάλων

σωμάτων τα σφάλματα αυτά είναι αμελητέα.

12


3. (5 ος ) Schrodinger - Κυματική εξίσωση :

Συσχετίζει τη σωματιδιακή και κυματική συμπεριφορά του e:

Κβαντομηχανική: Δε μιλάμε για συγκεκριμένες θέσεις ή τροχιές γύρω από τον

πυρήνα, αλλά για την πιθανότητα το e να βρίσκεται σε κάποια από αυτές.

SOS : Τι υπολογίζει; α . ενέργεια e (Εn) η οποία βρίσκεται σε πλήρη ταύτιση με

αυτή που βρίσκει ο Bohr (κβάντωση ενέργειας)

β . πιθανότητα εύρεσης του e σε ορισμένο χώρο, πράγμα

που βρίσκεται σε πλήρη αντίθεση με τις αντιλήψεις του Bohr (καθορισμένες

τροχιές)

Η επίλυση της εξίσωσης οδηγεί στις κυματοσυναρτήσεις ψ , οι οποίες

περιγράφουν την κατάσταση του e με ορισμένη ενέργεια (Εn) και ονομάζονται

ατομικά τροχιακά => αποτελούν συναρτήσεις θέσης του e στο άτομο της

μορφής ψ(x,y,z).

Τα ατομικά τροχιακά είναι συναρτήσεις θέσης του ηλεκτρονίου στο άτομο,

δηλαδή κυματοσυναρτήσεις ψ, οι οποίες περιγράφουν την κατάσταση του

ηλεκτρονίου με ορισμένη ενέργεια Εn. Μία τέτοια συνάρτηση θα μπορούσε

να έχει τη μορφή ψ(x, y, z), όπου x, y, z είναι οι συντεταγμένες που

καθορίζουν τη θέση του ηλεκτρονίου γύρω από τον πυρήνα.

Η κυματοσυνάρτηση ψ από μόνη της δεν έχει καμία φυσική σημασία. Η τιμή

της είναι ενδεικτική της παρουσίας ή απουσίας του ηλεκτρονίου γύρω από

τον πυρήνα.

Κυματοσυνάρτηση ψ (ατομικό τροχιακό):

ψ=0: Απουσία ηλεκτρονίου γύρω από τον πυρήνα

ψ≠0: Παρουσία ηλεκτρονίου

ψ2: συνάρτηση πυκνότητας πιθανότητας: εκφράζει την πιθανότητα να

βρεθεί το e σε ένα ορισμένο σημείο του χώρου γύρω από τον πυρήνα

Π.χ: Θεωρούμε τις τιμές δύο κυματοσυναρτήσεων ενός ηλεκτρονίου

στο άτομο:

13


ψΑ=0,1 ψΑ2=0,01

ΨΒ=-0,3 ψΒ2=0,09 Η πιθανότητα να βρίσκεται το

ηλεκτρόνιο στη θέση Β είναι 9 φορές μεγαλύτερη από όσο στη θέση Α

Η γραφική παράσταση του ψ2 σε συνάρτηση με την απόσταση από τον

πυρήνα παριστάνεται στο παρακάτω διάγραμμα.

ΜΗΝ ΞΕΧΝΑΤΕ !!!: Η καθεμιά από τις κυματοσυναρτήσεις ψ που

προσδιορίζονται από την επίλυση της κυματικής εξίσωσης του Schrödinger,

αντιστοιχεί σε μία ορισμένη τιμή ενέργειας, Εn του ηλεκτρονίου, απόλυτα

αντίστοιχης με αυτή που προσδιόρισε ο Bohr για το άτομο του υδρογόνου

(κβάντωση ενέργειας).

14


Σχηματική απεικόνιση του ηλεκτρονιακού νέφους (της συνάρτησης ψ2)

για το άτομο του υδρογόνου

1. με « στιγμές »

Η μεγάλη πυκνότητα των στιγμών δηλαδή του αριθμού των στιγμών ανά

μονάδα όγκου σε ένα χώρο γύρω από τον πυρήνα, αντιστοιχεί σε μεγάλη

πιθανότητα εύρεσης του ηλεκτρονίου στο συγκεκριμένο χώρο. Εδώ φαίνεται

πως η πιθανότητα του ηλεκτρονίου στο χώρο κοντά στον πυρήνα είναι

μεγαλύτερη από αυτήν του να βρίσκεται μακριά από τον πυρήνα.

2. με πυκνότητα χρώματος ( μεταβολή της χρωματικής πυκνότητας )

Η πυκνότητα του ηλεκτρονιακού νέφους είναι ανάλογη της πυκνότητας του

χρώματος. Το ηλεκτρονιακό νέφος έχει τη μέγιστη πυκνότητα κοντά στον

πυρήνα, χωρίς όμως αυτό να σημαίνει ότι εκεί γίνεται εξουδετέρωση

φορτίων.

15


3. με περίγραμμα καμπύλης (« οριακές » καμπύλες ) η οποία περικλείει

μέγιστη πυκνότητα ηλεκτρονιακού νέφους (90-99%)

Στο περίγραμμα της καμπύλης περικλείεται η μέγιστη πυκνότητα του

ηλεκτρονικού νέφους σε ποσοστό 90-99% αυτής.

ΠΡΟΣΟΧΗ !!!!: Οι παραπάνω γραφικές παραστάσεις απεικονίζουν την

πυκνότητα του ηλεκτρονιακού νέφους ψ2, και όχι το τροχιακό (ψ), όπως

πολλές φορές αναφέρεται.

16


ΚΒΑΝΤΙΚΟΙ ΑΡΙΘΜΟΙ

Στην κβαντομηχανική η κατάσταση του ηλεκτρονίου του ατόμου

περιγράφεται με τον προσδιορισμό τεσσάρων αριθμών, γνωστών ως

κβαντικών αριθμών. Οι τρεις από αυτούς (n, l, ml) προκύπτουν από την

επίλυση της εξίσωσης Schrödinger για το άτομο του υδρογόνου και είναι:

1. 1 ος Κύριος κβαντικός αριθμός ( n ): Τιμές : 1,2,3,….:

i. Καθορίζει το μέγεθος του ηλεκτρονιακού νέφους (ή τροχιακού): ↑ n

↑ μέσου μεγέθους ηλεκτρονιακού νέφους

ii. Καθοριστικός ρόλος στη διαμόρφωση της ενέργειας του e (ίδιος με

πρότυπο Bohr)

iii. προσδιορίζει την ισχύ της έλξης πυρήνα –ηλεκτρονίου. Όσο πιο

μεγάλος είναι ο n τόσο πιο απομακρυσμένο είναι το ηλεκτρονιακό

νέφος από τον πυρήνα, τόσο μικρότερη έλξη δέχεται από αυτόν (η

ηλεκτρική δύναμη είναι αντιστρόφως ανάλογη προς το τετράγωνο της

απόστασης των ηλεκτρικών φορτίων).

iv. Ατομικά τροχιακά με τον ίδιο κύριο κβαντικό αριθμό συγκροτούν τη

στιβάδα ή φλοιό

v. Αριθμός ατομικών τροχιακών σε κάθε στιβάδα: n2.

Στον πίνακα που ακολουθεί φαίνεται η αντιστοιχία κύριου κβαντικού

αριθμού n και συμβολισμών των στιβάδων ή φλοιών.

Κύριος κβαντικός αριθμός Στιβάδα ή φλοιός

1 K

2 L

3 M

4 N

…. …..

17


2. 2 ος Δευτερεύον κβαντικός αριθμός ή αζιμουθιακός ( l ): Τιμές : 0,1,2,.. n -1:

i. Καθορίζει το σχήμα του ηλεκτρονιακού νέφους (τροχιακού). Τροχιακά

με διαφορετικό l έχουν διαφορετικά σχήματα

ii. Είναι ενδεικτικός της άπωσης μεταξύ των ηλεκτρονίων και επηρεάζει

την ενέργεια του ηλεκτρονιακού νέφους.

iii. Ατομικά τροχιακά με το ίδιο n και l αποτελούν υποστιβάδα ή

υποφλοιό

Αζιμουθιακός κβαντικός

αριθμός , l

Συμβολισμός

υποστιβάδας

0 s

1 p

2 d

3 f

4 g

iv. Σε κάθε στιβάδα με κύριο κβαντικό αριθμό n αντιστοιχούν n

υποστιβάδες ή υποφλοιοί

v. Όλα τα s τροχιακά έχουν σχήμα σφαίρας, με το μέγεθος της σφαίρας

να αυξάνεται όσο αυξάνεται ο κύριος κβαντικός αριθμός. Όλα τα p

τροχιακά παριστάνονται γραφικά με δύο εφαπτόμενες σφαίρες με

σημείο επαφής τον πυρήνα (βλ γραφική απεικόνιση ατομικών

τροχιακών).

3. 3 ος Μαγνητικός κβαντικός αριθμός ( m l): Τιμές : - l ,…-1,0,1,… l :

i. καθορίζει τον προσανατολισμό του ηλεκτρονιακού νέφους σε σχέση με

τους άξονες x,y,z.

ii. Σε κάθε τιμή του μαγνητικού κβαντικού αριθμού αντιστοιχεί και ένα

τροχιακό . Οι τρεις πρώτοι κβαντικοί αριθμοί καθορίζουν ένα ατομικό

τροχιακό .

18


iii. Σε κάθε υποστιβάδα με τιμή δευτερεύοντος κβαντικού αριθμού l

αντιστοιχούν (2l+1) τιμές ml

Π.χ. όταν l=0 έχουμε 2∙0+1=1 τροχιακό s

Όταν l=1 έχουμε 2∙1+1=3 τροχιακά p

iv. Το κάθε ml που αντιστοιχεί σε συγκεκριμένο l συμβολίζεται με

γράμματα που τοποθετούνται σαν δείκτες στο σύμβολο της

υποστιβάδας.

Μαγνητικός κβαντικός αριθμός ( m l) +1 0 -1

Ατομικό τροχιακό px pz py

v. Για να συμβολίσουμε ένα τροχιακό απαιτείται ο συνδυασμός και των

τριών κβαντικών αριθμών.

Π.χ. Το τροχιακό που αντιστοιχεί στην τριάδα (n, l, ml)= (2,1,0) είναι το

2pz

vi. Γιατί μαγνητικός ; Διότι το ηλεκτρόνιο, ως κινούμενο φορτίο που είναι

δημιουργεί μαγνητικό πεδίο καθορισμένης φοράς.

SOS !!!: Τα ατομικά τροχιακά περιγράφουν ενεργειακές καταστάσεις και

μπορούν να υπάρχουν και χωρίς ηλεκτρόνια!!!!!!

4. 4 ος Κβαντικός αριθμός του spin : Τιμές : -½, ½

i. Ανεξάρτητος από τις τιμές των άλλων κβαντικών αριθμών

ii. Καθορίζει την ιδιοπεριστροφή του ηλεκτρονίου

iii. Δεν επηρεάζει την τιμή της ενέργειας του ηλεκτρονίου ούτε τον

καθορισμό του τροχιακού.

iv. Το ηλεκτρόνιο κινείται γύρω από τον άξονα του (spin ηλεκτρονίου),

είτε με τη φορά των δεικτών του ρολογιού οπότε λέμε πως ισχύει ms= -

19


½, είτε αντίστροφα οπότε λέμε πως ισχύει ms= +½ . Η τιμή ms= +½,

ορίζεται σαν παράλληλο spin ή spin προς τα πάνω και συμβολίζεται

(↑), ενώ για τιμή ms= -½, λέμε ότι έχουμε αντιπαράλληλο spin ή spin

προς τα κάτω και συμβολίζεται (↓).

ms= -½ ms= +½

ΜΗΝ ΞΕΧΝΑΤΕ :

1. Σε κάθε τροχιακό δεν μπορούμε να έχουμε περισσότερα από 2

ηλεκτρόνια (υποχρεωτικά θα έχουν αντίθετη ιδιοπεριστροφή –spin-)

2. Οι τέσσερις κβαντικοί αριθμοί περιγράφουν την κατάσταση του

ηλεκτρονίου του ατόμου.

3. Οι τρεις πρώτοι κβαντικοί αριθμοί καθορίζουν ένα ατομικό τροχιακό

4. Μέτρο ελκτικών δυνάμεων πυρήνα – e: κύριος κβαντικός αριθμός

5. Μέτρο απωστικών δυνάμεων e-e: δευτερεύον κβαντικός αριθμός

ΓΡΑΦΙΚΗ ΑΠΕΙΚΟΝΙΣΗ ΑΤΟΜΙΚΩΝ ΤΡΟΧΙΑΚΩΝ

20


1. s τροχιακό ( l =0) => σφαιρική συμμετρία - σφαίρα :

Το μέγεθος του εξαρτάται από τον κύριο κβαντικό αριθμό (n):

↑n =>↑ακτίνας σφαίρας (1 τροχιακό)

Τα ηλεκτρόνια στα s τροχιακά έχουν πιθανότητα να βρεθούν στον πυρήνα

του ατόμου. Στα s τροχιακά η πιθανότητα να βρεθεί το ηλεκτρόνιο σε μια

ορισμένη απόσταση από τον πυρήνα είναι ανεξάρτητη από την κατεύθυνση.

Αυτό οφείλεται στη σφαιρική τους συμμετρία.

2. p τροχιακά ( l =1) => διπλός λοβός

Ελάχιστη πιθανότητα το e να βρεθεί κοντά στον πυρήνα: το μέγεθος του

εξαρτάται από το n (3 τροχιακά: px, py, pz)

↑n =>↑ μεγέθους p τροχιακού

Το ηλεκτρόνιο στο p τροχιακό, έχει ελάχιστη πιθανότητα να βρεθεί

κοντά στον πυρήνα.

21


Σε κάθε τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού με n ≥ 2, αντιστοιχούν

τρία p τροχιακά, που έχουν ίδιο μέγεθος και σχήμα αλλά διαφορετικό

προσανατολισμό.

3. d τροχιακά ( l =2): 5 τροχιακά με πολύπλοκη απεικόνιση

4. f τροχιακά ( l =3): 7 τροχιακά με πολύπλοκη απεικόνιση

22


Ηλεκτρονιακή δόμηση: δύο αρχές κι ένας κανόνας

Η συμπλήρωση των τροχιακών με ηλεκτρόνια, λέγεται ηλεκτρονιακή δόμηση ή

ηλεκτρονιακή κατανομή . Η τοποθέτηση του ηλεκτρονίου στο κάθε τροχιακό επηρεάζεται

από δύο ηλεκτρικές αλληλεπιδράσεις μέσα στο πολυηλεκτρονικό άτομο, την έλξη του

από τον πυρήνα και την άπωσή του από τα γειτονικά του ηλεκτρόνια. Η συμπλήρωση με

ηλεκτρόνια των στιβάδων τέτοιων ατόμων γίνεται με βάση την αρχή δόμησης (aufbau).

1. 1 η Αρχή: Απαγορευτική αρχή του Pauli

Είναι αδύνατον να υπάρξουν στο ίδιο άτομο δύο e με την ίδια τετράδα

κβαντικών αριθμών (n, l, ml, ms)

a. Ένα τροχιακό δεν μπορεί να χωρέσει πάνω από 2 e.

b. Καθορισμός μέγιστου αριθμού e που χωράει σε μία ορισμένη

υποστιβάδα και μία στιβάδα

SOS : πλήρωση στιβάδων, υποστιβάδων με e

στιβάδα n l ml ms υποστιβάδα τροχιακό

τετράδα

κβαντικών

αριθμών κάθε

ηλεκτρονίου

μέγιστος

αριθμός

ηλεκτρονίων

ανά

υποστιβάδα

μέγιστος

αριθμός

ηλεκτρονίων

ανά στιβάδα

K 1 0 0 -½ +½ (1,0) 1s (1,0,0) 1s (1,0,0, - ½ ή ½) 2 2

L 2

0 0 -½ +½ (2,0) 2s (2,0,0) 2s (2,0,0, - ½ ή ½) 2

81

+1 -½ +½

(2.1) 2p

(2,1,+1) 2px (2,1,+1. - ½ ή ½)

60 -½ +½ (2,1,0) 2pz (2,1,0, - ½ ή ½)

-1 -½ +½ (2,1,-1) 2py (2,1,-1, - ½ ή ½)

Μ 3 0 0 -½ +½ (3,0) 3s (3,0,0) 3s (3,0,0, - ½ ή ½) 2 18

1 +1 -½ +½

(3.1) 3p

(3,1,+1) 3px (3,1,+1. - ½ή ½)

60 -½ +½ (3,1,0) 3pz (3,1,0, - ½ ή ½)

-1 -½ +½ (3,1,-1) 3py (3,1,-1, - ½ ή ½)

2 +2 -½ +½ (3.2) 3d (3,2,+2) (3,2,+2, - ½ ή ½) 10

23


+1 -½ +½ (3,2,+1) (3,2,+1, - ½ ή ½)

0 -½ +½ (3,2,0) (3,2,0, - ½ ή ½)

-1 -½ +½ (3,2,-1) (3,2,-1, - ½ ή ½)

-2 -½ +½ (3,2,-2) (3,2,-2, - ½ ή ½)

(Εργασία για το σπίτι : Να συμπληρώσετε τον πίνακα για n=4)

Παρατηρήσεις :

Κάθε στιβάδα έχει n υποστιβάδες

Μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων σε μία στιβάδα είναι 2n2

Ο αριθμός των ηλεκτρονίων που χωράει σε κάθε υποστιβάδα

παριστάνεται με έναν εκθέτη δεξιά στο σύμβολο της υποστιβάδας π.χ

ο συμβολισμός 1s2 μας πληροφορεί πως στην υποστιβάδα 1s

υπάρχουν 2 ηλεκτρόνια.

Στα άτομα των 112 γνωστών μέχρι σήμερα στοιχείων, δεν υπάρχουν

ηλεκτρόνια τοποθετημένα στα g, h κ.τ.λ. τροχιακά.

2. 2 η Αρχή: Αρχή Ελάχιστης ενέργειας

Κατά την ηλεκτρονιακή δόμηση ενός πολυηλεκτρονικού ατόμου, τα e

οφείλουν να καταλάβουν τροχιακά με τη μικρότερη ενέργεια, ώστε να

αποκτήσουν τη μέγιστη σταθερότητα στη θεμελιώδη κατάσταση.

Παρατήρηση : Αν και οι εξισώσεις Schrödinger δίνουν ακριβείς λύσεις μόνο

για το άτομο του υδρογόνου και των υδρογονοειδών

(ιόντα με μόνο ένα ηλεκτρόνιο όπως το Li+2, He+1) έχει αποδειχτεί ότι στα

πολυηλεκτρονικά άτομα η μορφή των τροχιακών δε διαφέρει αισθητά απ’

αυτήν που περιγράφηκε για το άτομο του υδρογόνου. Στο υδρογόνο και τα

υδρογονοειδή οι ενεργειακές στάθμες των υποστιβάδων, που ανήκουν στην

ίδια στιβάδα, ταυτίζονται, δηλαδή έχουν ακριβώς την ίδια ενέργεια (γιαυτό

και οι υποστιβάδες της ίδιας στιβάδας του υδρογονοατόμου ονομάζονται

24


εκφυλισμένες). Αυτό δεν ισχύει στα πολυηλεκτρονικά άτομα γιατί εκτός από

τις ελκτικές δυνάμεις πυρήνα - ηλεκτρονίου που καθορίζονται από τον κύριο

κβαντικό αριθμό n, ασκούνται και απώσεις ηλεκτρονίου - ηλεκτρονίου που

καθορίζονται από το δευτερεύοντα κβαντικό αριθμό l. Έτσι σ’ αυτά, οι

ενεργειακές στάθμες των υποστιβάδων της ίδιας στιβάδας δεν έχουν την ίδια

ενέργεια όπως συμβαίνει στο άτομο του υδρογόνου και των υδρογονοειδών.

Για να θυμόμαστε το διάγραμμα διαδοχής των ενεργειακών σταθμών

χρησιμοποιούμε το μνημονικό διάγραμμα (την βροχή…)

SOS!!!!:

Ανάμεσα σε δύο υποστιβάδες, τη χαμηλότερη ενέργεια έχει εκείνη

που έχει το μικρότερο άθροισμα των δύο πρώτων κβαντικών αριθμών

(n+ l)

25


Στην περίπτωση που το άθροισμα (n+ l) είναι το ίδιο για δύο

υποστιβάδες, τότε μικρότερη ενέργεια έχει η υποστιβάδα με το

μικρότερο n.

Τρόπος συμπλήρωσης ηλεκτρονίων στις υποστιβάδες.

Παράδειγμα:

Να γραφεί η ηλεκτρονιακή κατανομή για το άτομο του 26Fe και του 26Fe+2.

Χρησιμοποιώντας την βροχή ξεκινάμε να συμπληρώνουμε ηλεκτρόνια στις

υποστιβάδες. Σε s υποστιβάδα βάζουμε 2 ηλεκτρόνια, σε p 6 ηλεκτρόνια και

σε d 10 ηλεκτρόνια. Έτσι έχουμε:

26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 (Κ=2, L=8, M=14, N=2)

ΕΡΩΤΗΣΗ: Γράψαμε πρώτα την 3d6 αντί για την 4s2 παρόλο που

τοποθετήσαμε πρώτα ηλεκτρόνια στην 4s. ΓΙΑΤΙ ;;;;;;;;

ΑΠΑΝΤΗΣΗ: Διότι μετά την εισαγωγή ηλεκτρονίων στην υποστιβάδα 3d αυτή

αποκτά λιγότερη ενέργεια από την 4s. Γενικά όταν καταγράφουμε την

ηλεκτρονιακή δομή, αφού συμπληρώσουμε τις υποστιβάδες με ηλεκτρόνια,

τις καταγράφουμε κατά αύξοντα n. Για τον ίδιο λόγο κατά τον ιοντισμό του Fe

σε Fe2+ αποβάλλονται τα 4s και όχι τα 3d ηλεκτρόνια.

Για την ηλεκτρονιακή δομή ενός ιόντος γράφω πρώτα την ηλεκτρονιακή δομή

του ατόμου και στη συνέχεια αφαιρώ τόσα ηλεκτρόνια όσα το θετικό φορτίο

του ιόντος ξεκινώντας από την τελευταία υποστιβάδα. Οπότε έχω:

26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 (Κ=2, L=8, M=14, N=2)

26Fe+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 (Κ=2, L=8, M=14)

Προσέξτε τις εξαιρέσεις : 24Cr (τελειώνει σε 3d5 4s1), 29Cu (τελειώνει σε 3d10

4s1). Η ημισυμπληρωμένη με 5 ηλεκτρόνια υποστιβάδα 3d και η

26


συμπληρωμένη με 10 ηλεκτρόνια υποστιβάδα 3d παρουσιάζουν αυξημένη

ενεργειακή σταθερότητα σε σχέση με τις αντίστοιχες δομές 3d44s2 και 3d94s2.

Για να δημιουργηθούν αυτές οι δομές στα άτομα 24Cr και 29Cu, το 4s τροχιακό

χάνει ένα από τα 2 ηλεκτρόνιά του, το οποίο μεταπηδά στο d- τροχιακό. Έτσι

τα παραπάνω άτομα αποκτούν αυτές τις σταθερότερες δομές.

3. 3 ος Κανόνας: Κανόνας του Hund

Ηλεκτρόνια που καταλαμβάνουν τροχιακά της ίδιας ενέργειας (της ίδιας

υποστιβάδας ) έχουν κατά προτίμηση παράλληλα spin, ώστε τα e να

αποκτήσουν το μέγιστο άθροισμα των κβαντικών αριθμών spin.

Παρατήρηση : Αν σε κάποιο τροχιακό τοποθετηθεί ένα ηλεκτρόνιο τότε το

επόμενο που θα τοποθετηθεί στο ίδιο τροχιακό, θα έχει υποχρεωτικά

αντιπαράλληλο spin με το αρχικό. Αν δεν ισχύσει αυτό τότε στο ίδιο τροχιακό

θα υπάρχουν δύο ηλεκτρόνια που θα έχουν και τους τέσσερις κβαντικούς

αριθμούς ίδιους (n,l,ml,+½) ή (n,l,ml,-½). Αυτό όμως είναι αντίθετο με την

απαγορευτική αρχή του Pauli.

ΔΟΜΗ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΥ ΠΙΝΑΚΑ (s, p, d, f) – στοιχεία μετάπτωσης:

27


a. Moseley : η χημική συμπεριφορά των στοιχείων είναι περιοδική

συνάρτηση του ατομικού τους αριθμού.

b. Ο περιοδικός πίνακας αποτελείται από 18 κατακόρυφες στήλες που

ονομάζονται ομάδες και επτά οριζόντιες γραμμές που λέγονται περίοδοι.

c. Η κατάταξη των στοιχείων στον περιοδικό πίνακα γίνεται διαδοχικά

στις περιόδους από τα αριστερά προς τα δεξιά κατά αύξοντα ατομικό αριθμό.

d. η περιοδικότητα των ιδιοτήτων των στοιχείων οφείλεται στην

περιοδικότητα που εμφανίζει η ηλεκτρονιακή τους δόμηση.

e. ο αριθμός των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας λέγονται

ηλεκτρόνια σθένους και καθορίζει τον αριθμό της ομάδας που ανήκει το

στοιχείο. Αυτό ισχύει ΜΟΝΟ αν πρόκειται για στοιχείο κύριας ομάδας του

περιοδικού πίνακα.

1. Τομείς Περιοδικού πίνακα :

Σύνολο στοιχείων των οποίων τα άτομα έχουν τα τελευταία τους e (με τη

μέγιστη ενέργεια) στον ίδιο τύπο υποστιβάδας (s,p,d,f). Άρα ο περιοδικός

πίνακας μπορεί να διαιρεθεί σε 4 τομείς.

ΤΟΜΕΑΣ s:

2 κύριες ομάδες => αλκάλια κι αλκαλικές γαίες s1 (ΙΑ,1 – Αλκάλια) και

s2 (IIA,2 – Αλκαλικές Γαίες))

Τρόποι ονομασίας των 2 πρώτων ομάδων:

Με βάση τους τομείς s1 s2

Με την κλασική αρίθμηση IA IIA

Με τη νέα αρίθμηση ομάδων 1 2


a. O τομέας s έχει 2 ομάδες γιατί η s χωράει το πολύ 2 ηλεκτρόνια.

28


b. Το ήλιο (Ηe) του οποίου η ηλεκτρονική κατανομή στη

θεμελιώδη κατάσταση είναι η 1s2 ανήκει στην 18η ομάδα αλλά

περιέχεται στον s τομέα.

Παράδειγμα :

Σε ποια ομάδα, ποια περίοδο και ποιον τομέα ανήκει το 3Li;

Ξεκινάμε ΠΑΝΤΑ με ηλεκτρονιακή κατανομή

3Li: 1s2 2s1

Παρατηρούμε το μεγαλύτερο n το οποίο μας προσδιορίζει την

περίοδο.

Το 3Li ανήκει στην 2η περίοδο.

Στη συνέχεια αποφασίζουμε ομάδα και τομέα ανάλογα με την

υποστιβάδα που συμπληρώσαμε τελευταία.

Το 3Li ανήκει στην ομάδα s1, IA ή 1 και στον τομέα s

Συνολικά λοιπόν

Το 3Li ανήκει στον τομέα s, στην ομάδα s1, IA ή 1 και στην περίοδο 2.

ΤΟΜΕΑΣ p:

6 κύριες ομάδες διότι περιέχει το πολύ 6 ηλεκτρόνια (p1 (III, 13 - Βορίου), p2

(IVA, 14 - Άνθρακα), p3 (VA, 15 – Αζώτου), p4 (VIA,16 - Θείου), p5 (VIIA, 17 -

Αλογόνων), p6 (VIIIA, 18 – Ευγενών αερίων))

Τρόποι ονομασίας των ομάδων του τομέα p:

Με βάση τους τομείς p1 p2 p3 p4 p5 p6

Με την κλασική αρίθμηση IIIA VIA VA VIA VIIA VIIIA ή 0

Με τη νέα αρίθμηση 13 14 15 16 17 18


Σε ποια ομάδα, ποια περίοδο και ποιον τομέα ανήκει το 7Ν;

Ομοίως με πριν: 7Ν: 1s2 2s2 2p3

Άρα ανήκει στον τομέα p, στην ομάδα p3, ή VA ή 15 και στην 3η περίοδο.

29


ΤΟΜΕΑΣ d:

Στοιχεία μεταπτώσεως (3 σειρές): 10 δευτερεύουσες ομάδες διότι χωράει το

πολύ 10 ηλεκτρόνια: Καταλαμβάνουν 3 περιόδους (4η→1η σειρά, 5η→2η

σειρά, 6η→3η σειρά) και βρίσκονται ανάμεσα στους τομείς s και p. Επομένως

και οι ιδιότητες τους βρίσκονται μεταξύ των ιδιοτήτων αυτών των τομέων:

Τρόποι ονομασίας των ομάδων του τομέα d:

Με βάση τους τομείς d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

Με την κλασική αρίθμηση IIIB VIB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB IIB

Με τη νέα αρίθμηση 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

Για να μην μπερδευόμαστε χρησιμοποιούμε τη νέα αρίθμηση . Για να

βγάζουμε τον αριθμό της ομάδας προσθέτουμε στον αριθμό των

ηλεκτρονίων που βάλαμε στην d υποστιβάδα το 2 (από τα ηλεκτρόνια της s

υποστιβάδας που έχει συμπληρωθεί ήδη) και βγάζουμε έτσι τον αριθμό της

ομαδας στην οποία ανήκει το στοιχείο.


Σε ποια ομάδα, ποια περίοδο και ποιον τομέα ανήκει το 26Fe;

Ομοίως με πριν: 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

Άρα ανήκει στον τομέα d (αφού το τελευταίο e ανήκει σε d υποστιβάδα) στην

ομάδα d6, ή VIIIB ή 8 (6 e από την d και 2 e από την s) και στην 4η περίοδο.

Χαρακτηριστικές ιδιότητες των στοιχείων μεταπτώσεως :

i. έχουν μεταλλικό χαρακτήρα

ii. έχουν πολλούς αριθμούς οξείδωσης

iii. είναι παραμαγνητικά (έλκονται από μαγνητικό πεδίο διότι έχουν ένα ή

περισσότερα μονήρη ηλεκτρόνια)

iv. σχηματίζουν σύμπλοκα ιόντα

v. σχηματίζουν έγχρωμες ενώσεις

30


vi. έχουν την ικανότητα να καταλύουν αντιδράσεις


Την 1η σειρά των στοιχείων μετάπτωσης τη συναντούμε στα στοιχεία

της 4ης περιόδου (ξεκινά να συμπληρώνεται η 3d μόνο αφού

συμπληρωθεί η 4s). Επομένως:

1η σειρά: στοιχεία 4ης περιόδου



Δεν παρουσιάζουν σημαντικές μεταβολές των ιδιοτήτων τους από

ομάδα σε ομάδα διότι το τελευταίο ηλεκτρόνιο εισέρχεται στην

εσωτερική υποστιβάδα (n-1)d, και όχι στην εξωτερική υποστιβάδα ns.

ΤΟΜΕΑΣ f:

14 ομάδες. Το τελευταίο ηλεκτρόνιο ανήκει σε υποστιβάδα f η οποία και

χωράει έως 14 ηλεκτρόνια:

a. λανθανίδες → 6η περίοδος (Ζ= 58-71),

b. ακτινίδες →7η περίοδος (Ζ= 90-103)

ΓΕΝΙΚΕΣ ΠΑΡΑΤΗΡΗΣΕΙΣ

a. οι τομείς s και p συγκροτούν τις κύριες ομάδες

b. οι τομείς d και f τις δευτερεύουσες ομάδες.

c. Ο αριθμός των στιβάδων ισούται με την τιμή του n και ταυτίζεται με

τον αριθμό της περιόδου

d. Ο αριθμός των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας (ηλεκτρόνια

σθένους) καθορίζει τον αριθμό της ομάδας που ανήκει το στοιχείο αν

πρόκειται για στοιχείο κύριας ομάδας του περιοδικού πίνακα

31


e. Κατά μήκος μιας περιόδου: ορισμένες ιδιότητες των στοιχείων

μεταβάλλονται προοδευτικά

f. Κατά μήκος μίας ομάδας τα στοιχεία ή οι ενώσεις τους έχουν

παραπλήσιες ιδιότητες (Ίδια ομάδα – αλλαγή περιόδου: παραπλήσιες

ιδιότητες)

g. Οι λανθανίδες και οι ακτινίδες δεν μεταβάλλουν σημαντικά τις

ιδιότητες τους αλλά έχουν σχεδόν παρόμοιες ιδιότητες.

Μεταβολή ορισμένων περιοδικών ιδιοτήτων

32


1. Ατομική ακτίνα :

Η ατομική ακτίνα ορίζεται ως το μισό της απόστασης ανάμεσα σε δύο

γειτονικά άτομα, όπως αυτά διατάσσονται στο κρυσταλλικό πλέγμα στοιχείου

τους.

Κατά μήκος μιας περιόδου ελαττώνεται από τα αριστερά προς τα

δεξιά. Αυξάνεται όταν σε μία ομάδα προχωράμε από πάνω προς τα κάτω. Η

αιτία του τρόπου μεταβολής της ατομικής ακτίνας κατά μήκος των περιόδων

είναι το δραστικό πυρηνικό φορτίο του ατόμου. Έτσι ονομάζεται το

πραγματικό φορτίο που ασκείται σ’ ένα ηλεκτρόνιο από τον πυρήνα. Ισούται

κατά προσέγγιση με το φορτίο του πυρήνα μειωμένο κατά το φορτίο των

ηλεκτρονίων των εσωτερικών στιβάδων (Τα εσωτερικά ηλεκτρόνια ασκούν

απώσεις στο εξωτερικό ηλεκτρόνιο, ενώ ο πυρήνας του ασκεί ηλεκτρική έλξη.

Το συνολικό αποτέλεσμα της έλξης του ηλεκτρονίου από τον πυρήνα, είναι ή

διαφορά συνολικής έλξης μείον τη συνολική άπωση. Αυτή η διαφορά,

προφανώς εξαρτάται από το φορτίο του πυρήνα και τον αριθμό των

ενδιάμεσων ηλεκτρονίων και πρακτικά ισούται με το φορτίο των ηλεκτρονίων

της εξωτερικής στιβάδας.) Όσο προχωρούμε προς τα δεξιά του περιοδικού

πίνακα, ο αριθμός των ενδιάμεσων στιβάδων παραμένει σταθερός, ενώ ο

ατομικός αριθμός αυξάνεται. Αυτό έχει σαν αποτέλεσμα την αύξηση του

φορτίου του πυρήνα, και κατά συνέπεια την ισχυρότερη έλξη του

ηλεκτρονίου από αυτόν. Με τον τρόπο αυτό μειώνεται ο όγκος του ατόμου,

δηλαδή η ατομική του ακτίνα, κατά μήκος της περιόδου.

33


Προσοχή!!!!: Στα στοιχεία μεταπτώσεως , η αύξηση του ατομικού αριθμού

συνοδεύεται από μικρή ελάττωση της ατομικής ακτίνας . Αυτό συμβαίνει γιατί

τα επιπλέον ηλεκτρόνια που προστίθενται, καθώς προχωράμε προς τα δεξιά,

τοποθετούνται στις εσωτερικές στιβάδες d και όχι στην εξωτερική τους

στιβάδα. Όμως το συνολικό μέγεθος του ατόμου εξαρτάται από την

απόσταση του πυρήνα και των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας και δεν

επηρεάζεται σημαντικά από τα ηλεκτρόνια των εσωτερικών στιβάδων.

Σε μια ομάδα του περιοδικού πίνακα η ατομική ακτίνα αυξάνεται από

πάνω προς τα κάτω. Καθώς διασχίζουμε τον περιοδικό πίνακα κατά μήκος

μιας ομάδας από πάνω προς τα κάτω, προστίθενται στιβάδες στο άτομο. Έτσι

μεγαλώνει η απόσταση μεταξύ των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας και

του πυρήνα. Όμως σύμφωνα με το νόμο του Coulomb, η έλξη μεταξύ των

ηλεκτρικών φορτίων μειώνεται καθώς αυξάνεται η απόσταση μεταξύ τους.

Έτσι η αύξηση της ατομικής ακτίνας γίνεται κατά μήκος της ομάδας με φορά

από πάνω (μικρό n, άρα λίγες στιβάδες) προς τα κάτω (μεγάλο n, άρα

περισσότερες στιβάδες).

2. Ενέργεια ιοντισμού

(Εi1: η ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για την πλήρη απομάκρυνση ενός e

από ελεύθερο άτομο που βρίσκεται στη θεμελιώδη του κατάσταση και σε

αέρια φάση.

Ο ιοντισμός ενός τέτοιου ατόμου, περιγράφεται από την εξίσωση:

Σ(g) → Σ+(g) + e- , με Ei1 = ΔΗ > 0 (ενδόθερμη)

Η ενέργεια ιοντισμού εκφράζεται συνήθως σε kJ∙mol-1

Εξαρτάται από :

i) την ατομική ακτίνα,

ii) φορτίο του πυρήνα,

iii) ενδιάμεσα e

34


i. Η ενέργεια ιοντισμού μειώνεται όσο αυξάνεται η ατομική ακτίνα. Όσο

μεγαλύτερη είναι η μέση απόσταση του πιο μακρινού ηλεκτρονίου (με το

μεγαλύτερο κύριο κβαντικό αριθμό) από τον πυρήνα, τόσο ελαττώνεται η

έλξη πυρήνα ηλεκτρονίου με αποτέλεσμα να μειώνεται η ενέργεια ιοντισμού.

ii. Όσο αυξάνεται ο ατομικός αριθμός (Z) του στοιχείου αυξάνεται και η

ενέργεια ιοντισμού. Αυτό συμβαίνει γιατί ισχυροποιείται η έλξη πυρήνα-

ηλεκτρονίων εξωτερικής στιβάδας, οπότε η ενέργεια ιοντισμού αυξάνεται.

iii. Το φορτίο του πυρήνα και τα ενδιάμεσα ηλεκτρόνια καθορίζουν την

τιμή του δραστικού πυρηνικού φορτίου στα εξωτερικά ηλεκτρόνια. Όσο

περισσότερα είναι τα ενδιάμεσα ηλεκτρόνια (μεταξύ πυρήνα και ηλεκτρονίων

εξωτερικής στιβάδας) τόσο μεγαλύτερη άπωση ασκούν στα ηλεκτρόνια της

εξωτερικής στιβάδας, με συνέπεια τη μείωση της ενέργειας ιοντισμού τους.

Για την απομάκρυνση ενός ακόμα ηλεκτρονίου από το ίδιο άτομο απαιτείται

επιπλέον ενέργεια που λέγεται η ενέργεια δεύτερου ιονισμού , E i2. Ο

δεύτερος ιοντισμός του ατόμου, περιγράφεται από την εξίσωση:

Σ+(g) → Σ+2

(g) + e- , με Ei2 = ΔΗ > 0 (ενδόθερμη)

Η δεύτερη ενέργεια ιοντισμού έχει μεγαλύτερη τιμή από την πρώτη γιατί το

δεύτερο ηλεκτρόνιο δέχεται ισχυρότερη έλξη από το θετικά φορτισμένο ιόν,

σε σχέση με αυτή που δεχόταν το προηγούμενο ηλεκτρόνιο από το ουδέτερο

άτομο, δηλαδή, Εi2 > Ei1.

Παρατήρηση :

Για τα στοιχεία των κύριων ομάδων η πρώτη ενέργεια ιοντισμού αυξάνεται:

a. από αριστερά προς τα δεξιά κατά μήκος μιας ομάδας.

Αυτό συμβαίνει γιατί έχουμε αύξηση του ατομικού αριθμού προς τα

αριστερά, χωρίς ταυτόχρονη αύξηση του αριθμού των ενδιάμεσων στιβάδων.

35


b. από κάτω προς τα πάνω κατά μήκος της ομάδας.

Αυτό συμβαίνει γιατί κατά μήκος της ίδιας ομάδας προς τα κάτω αυξάνονται

οι στιβάδες των ατόμων και το τελευταίο ηλεκτρόνιο είναι πιο

απομακρυσμένο από τον πυρήνα κι έτσι δέχεται μικρότερη έλξη από αυτόν,

με συνέπεια να αποσπάται ευκολότερα.

Παράδειγμα 1:

Από τα παρακάτω στοιχεία ποιο έχει τη μεγαλύτερη και ποιο τη μικρότερη

ενέργεια πρώτου ιοντισμού:

A. 9F Β. 17Cl Γ. 35Br Δ. 34Se

Λύση : Φτιάχνουμε τις ηλεκτρονιακές δομές των παραπάνω ατόμων:

9F : 1s2 2s2 2p5

17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

35Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

34Se: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4

1ος τρόπος: Από τις παραπάνω δομές προκύπτει πως τα F, Cl, Br είναι αλογόνα

και ανήκουν αντίστοιχα στις περιόδους 2, 3 και 4, ενώ το Se ανήκει στην 4η

περίοδο. Γνωρίζουμε ότι η 1η ενέργεια ιοντισμού αυξάνεται από τα τ΄

αριστερά προς τα δεξιά στην περίοδο και από κάτω προς τα πάνω στην

ομάδα. Έτσι τη μεγαλύτερη 1η ενέργεια ιοντισμού την έχει το (9F).

Την μικρότερη ενέργεια όμως θα την έχει ένα από τα Br και Se που

βρίσκονται στην 4η περίοδο. Η 1η ενέργεια ιοντισμού αυξάνεται από τα τ΄

αριστερά προς τα δεξιά στην περίοδο άρα τη μικρότερη θα την έχει το Se.

2ος τρόπος:

36


Η μεθοδολογία αυτή ισχύει ΜΟΝΟ όταν συγκρίνουμε στοιχεία ίδιας

περιόδου:

↑ΔΠΦ (δραστικό πυρηνικό φορτίο)→ ↑έλξη πυρήνα – e εξωτερικής

στιβάδας ↓ΑΑ (ατομική ακτίνα)→ ↑ΕΠΙ (ενέργεια πρώτου ιοντισμού)

ΔΠΦSe(=6) < ΔΠΦBr(=8) έλξη πυρήνα-e εξωτερικής στιβάδας Se < έλξη

πυρήνα-e εξωτερικής στιβάδας Br AASe>AABr ΕΠΙse<ΕΠΙBr

Παράδειγμα 2

(SOS!!!!!!): Σύγκριση με ιόντα : Να συγκρίνετε τα παρακάτω σωματίδια ως

προς το μέγεθος τους.

α) 19Κ και 19Κ+ β) 11Νa+ και 19Κ+

γ) 9F και 9F- δ) 26Fe, 26Fe2+, 26Fe3+ ε) 8Ο2- και 9F-

Λύση :

α) Οι ηλεκτρονιακές δομές είναι:

19Κ: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

19Κ+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Τα δύο σωματίδια έχουν το ίδιο θετικό πυρηνικό φορτίο (19p). Στο άτομο του

Κ τα ηλεκτρόνια κατανέμονται σε τέσσερις στιβάδες, ενώ στο κατιόν Κ+ σε

τρεις στιβάδες. Επομένως στο Κ+ ο πυρήνας έλκει ισχυρότερα τα ηλεκτρόνια

της εξωτερικής στιβάδας, οπότε το κατιόν Κ+ έχει μικρότερο μέγεθος από το

άτομο Κ.

β) Οι ηλεκτρονιακές δομές των ιόντων είναι:

11Νa+: 1s2 2s2 2p6

19Κ+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Τα δύο ιόντα έχουν περίπου το ίδιο δραστικό πυρηνικό φορτίο Ζ*. Το κατιόν

Κ+ έχει εξωτερική στιβάδα με n=3, ενώ το κατιόν Na+ έχει εξωτερική στιβάδα

37


με n=2, δηλαδή το Κ+ έχει συμπληρωμένη με ηλεκτρόνια μια στιβάδα

περισσότερη. Συνεπώς το ιόν Κ+ έχει μεγαλύτερο μέγεθος από το ιόν Na+.

γ) Οι ηλεκτρονιακές δομές των σωματιδίων είναι:

9F: 1s2 2s2 2p5

9F-: 1s2 2s2 2p6

Τα ηλεκτρόνια και των δύο σωματιδίων κατανέμονται σε δύο στιβάδες.

Επίσης τα δύο σωματίδια έχουν το ίδιο πυρηνικό φορτίο (9p). Το ανιόν F- έχει

όμως ένα ηλεκτρόνιο περισσότερο στην εξωτερική στιβάδα, οπότε η ελκτική

δύναμη του πυρήνα στα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας ελαττώνεται.

Επίσης στο ανιόν F- οι απώσεις μεταξύ των ηλεκτρονίων της εξωτερικής

στιβάδας είναι μεγαλύτερες, οπότε το ηλεκτρονιακό νέφος είναι διογκωμένο.

Άρα το ανιόν F- έχει μεγαλύτερο μέγεθος από το άτομο F.

δ) Οι ηλεκτρονιακές δομές των τριών σωματιδίων είναι:

26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

26Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6

26Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Τα τρία σωματίδια έχουν το ίδιο πυρηνικό φορτίο (26p). Στο άτομο Fe έχουμε

τέσσερις στιβάδες ενώ στα ιόντα Fe2+, Fe3+ έχουμε τρεις στιβάδες. Επομένως

το άτομο Fe με μια στιβάδα περισσότερη έχει το μεγαλύτερο μέγεθος. Το ιόν

Fe2+ έχει ένα ηλεκτρόνιο περισσότερο στην εξωτερική στιβάδα από το ιόν

Fe3+, οπότε η ελκτική δύναμη του πυρήνα στα ηλεκτρόνια της εξωτερικής

στιβάδας ελαττώνεται. Επίσης στο ιόν Fe3+ οι απώσεις μεταξύ των

ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας είναι μεγαλύτερες, οπότε το

ηλεκτρονικό νέφος είναι πιο διογκωμένο. Επομένως το ιόν Fe2+ έχει

μεγαλύτερο μέγεθος. Τελικά για το μέγεθος των τριών σωματιδίων ισχύει:

Fe > Fe2+ > Fe3+

ε) Οι ηλεκτρονιακές δομές των ιόντων είναι:

38


8Ο2-: 1s2 2s2 2p6

9F-: 1s2 2s2 2p6

Τα ιόντα αυτά είναι ισοηλεκτρονιακά και διαθέτουν συμπληρωμένες από δύο

στιβάδες. Το ανιόν F- έχει 9 πρωτόνια στον πυρήνα του, ενώ το Ο2- έχει 8

πρωτόνια στον πυρήνα του. Επομένως ο πυρήνας του F- έλκει ισχυρότερα τα

ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας, οπότε το ανιόν F- έχει μικρότερο

μέγεθος από το ανιόν Ο2-.

3. Ηλεκτροθετικότητα :

Η τάση των στοιχείων να αποβάλλουν ηλεκτρόνια και να μετατρέπονται σε

ηλεκτροθετικά ιόντα.

Γενικά τα μέταλλα έχουν σχετικά χαμηλές τιμές ενέργειας ιοντισμού με

αποτέλεσμα εύκολα να αποβάλλουν ηλεκτρόνια και να μετατρέπονται σε

ηλεκτροθετικά ιόντα. Γι’αυτό κι ονομάζονται ηλεκτροθετικά στοιχεία.

Η ηλεκτροθετικότητα των στοιχείων μεταβάλλεται αντίθετα από την ενέργεια

πρώτου ιοντισμού, δηλαδή αυξάνεται από δεξιά προς τα αριστερά μέσα στην

περίοδο και από πάνω προς τα κάτω μέσα στην ομάδα.

Σειρά ηλεκτροθετικότητας :

K Na Ca Mg Al Cr Zn Fe Cd Ni Sn Pb H2 Cu Ag Hg Au

Πολύ ισχυρή Ισχυρή Καλή Μέτρια ΜικρήΠολύ

μικρή

39


4. Ηλεκτραρνητικότητα :

Η τάση των στοιχείων να έλκουν ηλεκτρόνια. Η ηλεκτραρνητικότητα των στοιχείων

μεταβάλλεται όπως και η ενέργεια πρώτου ιοντισμού, δηλαδή αυξάνεται από

αριστερά προς τα δεξιά μέσα στην περίοδο και από κάτω προς πάνω τα μέσα στην

ομάδα.

Σειρά ηλεκτραρνητικότητας :

F > O > Cl, N > Br > I > S > C > P

Συνολικά λοιπόν θα ισχύει:

5. Ηλεκτρονιοσυγγένεια ( Ε . Υ )

ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΟΙ ΤΥΠΟΙ (LEWIS)

Ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους : Στο σχηματισμό του χημικού δεσμού,

συμμετέχουν μόνο τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας των ατόμων που

ενώνονται στη χημική ένωση και ονομάζονται ηλεκτρόνια σθένους.

40


Κανόνας οκτάδας : τα άτομα αποβάλλουν ή προσλαμβάνουν e (ετεροπολικός

δεσμός) ή αμοιβαία συνεισφέρουν e (ομοιοπολικός) για να αποκτήσουν

ΔΟΜΗ ευγενούς αερίου (8 e στην εξωτερική στιβάδα) -εξαιρείται η K-.

Η σύγχρονη αντίληψη για τον ομοιοπολικό δεσμό παρέχεται από τις

κβαντικές θεωρίες του δεσμού σθένους και μοριακών τροχιακών (θα τις

δούμε στο κεφάλαιο της Οργανικής).

SOS : ημιπολικός ή δοτικός δεσμός: το κοινό ζεύγος e προκύπτει από την

προσφορά του ΕΝΟΣ μόνο ατόμου.

Γιατί όμως να σχηματίζονται χημικοί δεσμοί; Ο σχηματισμός του

χημικού δεσμού οδηγεί τα συνδεόμενα χημικά σωματίδια σε

σταθερότερη ενεργειακή κατάσταση.

Θυμηθείτε από την Α’ Λυκείου πώς φτιάχναμε ομοιοπολικούς και

ετεροπολικούς δεσμούς. Π.χ. Al2O3, ΗCl, NH4Cl για ημιπολικό etc

1. Ιοντικός ή ετεροπολικός

Είναι ο χημικός δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ αντίθετα φορτισμένων

ιόντων. Η σταθερότητά του οφείλεται στις ελκτικές ηλεκτρικές δυνάμεις που

ασκούνται μεταξύ τους. Τα ιόντα προκύπτουν από τα αντίστοιχα άτομα με

αποβολή ή πρόσληψη ηλεκτρονίων, προκειμένου να αποκτήσουν δομή

ευγενούς αερίου ικανοποιώντας τον κανόνα της οκτάδας.

41


2. Ομοιοπολικός δεσμός

Σχηματίζεται μεταξύ ατόμων με αμοιβαία συνεισφορά ηλεκτρονίων ώστε να

αποκτά το καθένα από αυτά δομή ευγενούς αερίου ικανοποιώντας τον

κανόνα της οκτάδας.

3. Ημιπολικός ή δοτικός ομοιοπολικό δεσμό

Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων δεν προκύπτει με αμοιβαία συνεισφορά

ηλεκτρονίων, αλλά με προσφορά του από το ένα από τα άτομα του δεσμού.

Ερώτηση: Πως θα αναγνωρίζουμε ότι στη χημική ένωση περιλαμβάνεται

ιοντικός δεσμός ή ομοιοπολικός δεσμός;

Αν στην ένωση περιέχεται μέταλλο ή το κατιόν ΝΗ4+ και αμέταλλο ή

πολυατομικό ανιόν, τότε αυτή είναι ιοντική. Π.χ. ΝαCl, CaO.

Τα άλατα, τα οξείδια των μετάλλων και οι βάσεις εκτός της ΝΗ3 είναι

ιοντικές ενώσεις.

Τα οξέα και τα οξείδια των αμέταλλων και η ΝΗ3 είναι ομοιοπολικές

ενώσεις.

Αν στη χημική ένωση ή στο πολυατομικό ιόν περιέχονται μόνο

αμέταλλα, τότε μεταξύ τους σχηματίζονται ομοιοπολικοί δεσμοί.

Κανόνες γραφής τύπων LEWIS

SOS

Βήμα 1ο: Γράφουμε τις ηλεκτρονιακές κατανομές όλων των στοιχείων που

εμφανίζονται στην ένωση και βρίσκουμε τα ηλεκτρόνια σθένους (αυτά με το

μεγαλύτερο n)

Βήμα 2ο: Προσθέτουμε τα ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων που περιέχονται

στο μόριο - ένωση (αν παίρνουν μέρος παραπάνω από ένα άτομα στο δεσμό

πολλαπλασιάζω τα ηλεκτρόνια σθένους με τον κατάλληλο αριθμό).

42


αν έχουμε ανιόν, προσθέτουμε τόσα ηλεκτρόνια επί πλέον, όσο είναι

το ηλεκτρικό φορτίο του ανιόντος,

αν έχουμε κατιόν αφαιρούμε τόσα ηλεκτρόνια, όσο είναι το φορτίο

του κατιόντος.

Βήμα 3ο: Βρίσκουμε το κεντρικό άτομο της ένωσης. Κεντρικό άτομο είναι

αυτό που έχει δείκτη 1 στον μοριακό τύπο της ένωσης. Αν υπάρχουν δύο

άτομα με δείκτη 1, διαλέγουμε εκείνο που είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικό.

Στη διαδικασία αυτή επιλογής του κεντρικού ατόμου αποκλείεται το άτομο

του υδρογόνου.

Βήμα 4ο: Συνδέουμε το κεντρικό άτομο με τα περιφερειακά άτομα με απλούς

δεσμούς (δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων).

Προσοχή!!: Στις περιπτώσεις που έχουμε οξυγόνο (Ο) και υδρογόνο (Η) στην

ένωση (πχ σε κάποια οξέα), συνδέουμε τα άτομα υδρογόνου με τα άτομα

οξυγόνου και τα άτομα του οξυγόνου με το κεντρικό άτομο.

Βήμα 5ο: Τα υπόλοιπα ηλεκτρόνια (μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων)

τοποθετούνται στα περιφερειακά άτομα, έτσι ώστε να συμπληρώσουν τη

στιβάδα σθένους τους με 8 ηλεκτρόνια ή με δύο αν πρόκειται για το άτομο

του Η που η εξωτερική του στιβάδα είναι η Κ. Στο κεντρικό άτομο βάζουμε

όσα ηλεκτρόνια περισσεύουν, ακόμα και αν χρειαστεί να υπερβούμε την

οκτάδα ηλεκτρονίων.

Βήμα 6ο: Αν το κεντρικό άτομο έχει λιγότερα από 8 ηλεκτρόνια, δοκιμάζουμε

με διπλούς ή τριπλούς δεσμούς να καλύψουμε το ηλεκτρονιακό του

έλλειμμα.


Τα αλογόνα στην άκρη του μορίου μιας ένωσης έχουν τρία μη δεσμικά

ζεύγη ηλεκτρονίων και ένα απλό δεσμικό ζεύγος ηλεκτρονίων.

43


Τα άτομα οξυγόνου (Ο) ή θείου (S) στην άκρη του μορίου μιας ένωσης

έχουν, είτε ένα απλό δεσμό και τρία μη δεσμικά ζεύγη, είτε δύο απλούς

δεσμούς και δύο μη δεσμικά ζεύγη.

Αν το άτομο Ν είναι στην άκρη του μορίου ισχύει μία από τις δομές

Παράδειγμα γραφής τύπου Lewis

Να γραφεί ο Lewis του SO2. Δίνονται 16S και 8Ο.

Λύση: 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 (6e σθένους)

8Ο: 1s2 2s2 2p4 (6e σθένους)

ΣΗΣ (συνολικά ηλεκτρόνια σθένους): 6+2∙6=18

ΕΞΑΙΡΕΣΕΙΣ ΒΙΒΛΙΟΥ :

i. Ελλιπή μόρια : Το κεντρικό τους άτομο έχει λιγότερα από οκτώ

ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους. Π.χ. BeX2 BX3, AlX3 (το Al όταν

ενώνεται με F,O,N σχηματίζει ετεροπολικές ενώσεις).

Παραδείγματα:

BF3: BeCl2: AlBr3:

44


ii. Υπερσθενή μόρια: Το κεντρικό άτομο έχει περισσότερα από 8

ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα σθένους. Π.χ. SF4, SF6, SCl6, PCl5,

ICl5, XeF2 και XeF4

Παραδείγματα:

SF4: SF6: SCl6: PCl5:

ICl5: XeF2: XeF4:

ΠΑΡΑΡΤΗΜΑ

Κατάλογος χημικών στοιχείων κατά ατομικό αριθμό

Ατομικός

αριθμόςΌνομα

Χημικό

σύμβολο

Ατομικός

αριθμόςΌνομα Χημικό σύμβολο

1 Υδρογόνο H 57 Λανθάνιο La

2 Ήλιο He 58 Δημήτριο Ce

3 Λίθιο Li 59 Πρασινοδύμιο Pr

4 Βηρύλλιο Be 60 Νεοδύμιο Nd

5 Βόριο B 61 Προμήθειο Pm

6 Άνθρακας C 62 Σαμάριο Sm

45


7 Άζωτο N 63 Ευρώπιο Eu

8 Οξυγόνο O 64 Γαδολίνιο Gd

9 Φθόριο F 65 Τέρβιο Tb

10 Νέον Ne 66 Δυσπρόσιο Dy

11 Νάτριο Na 67 Όλμιο Ho

12 Μαγνήσιο Mg 68 Έρβιο Er

13 Αργίλιο Al 69 Θούλιο Tm

14 Πυρίτιο Si 70 Υττέρβιο Yb

15 Φωσφόρος P 71 Λουτήτιο Lu

16 Θείο S 72 Άφνιο Hf

17 Χλώριο Cl 73 Ταντάλιο Ta

18 Αργό Ar 74 Βολφράμιο W

19 Κάλιο K 75 Ρήνιο Re

20 Ασβέστιο Ca 76 Όσμιο Os

21 Σκάνδιο Sc 77 Ιρίδιο Ir

22 Τιτάνιο Ti 78 Λευκόχρυσος Pt

23 Βανάδιο V 79 Χρυσός Au

24 Χρώμιο Cr 80 Υδράργυρος Hg

25 Μαγγάνιο Mn 81 Θάλλιο Tl

26 Σίδηρος Fe 82 Μόλυβδος Pb

27 Κοβάλτιο Co 83 Βισμούθιο Bi

28 Νικέλιο Ni 84 Πολώνιο Po

29 Χαλκός Cu 85 Άστατο At

30 Ψευδάργυρος Zn 86 Ραδόνιο Rn

31 Γάλλιο Ga 87 Φράνκιο Fr

32 Γερμάνιο Ge 88 Ράδιο Ra

33 Αρσενικό As 89 Ακτίνιο Ac

34 Σελήνιο Se 90 Θόριο Th

35 Βρώμιο Br 91 Πρωτακτίνιο Pa

36 Κρυπτό Kr 92 Ουράνιο U

37 Ρουβίδιο Rb 93 Ποσειδώνιο Np

38 Στρόντιο Sr 94 Πλουτώνιο Pu

39 Ύτριο Y 95 Αμερίκιο Am

40 Ζιρκόνιο Zr 96 Κιούριο Cm

41 Νιόβιο Nb 97 Μπερκέλιο Bk

42 Μολυβδένιο Mo 98 Καλιφόρνιο Cf

43 Τεχνήτιο Tc 99 Αϊνστάνιο Es

46


44 Ρουθήνιο Ru 100 Φέρμιο Fm

45 Ρόδιο Rh 101 Μεντελέβιο Md

46 Παλλάδιο Pd 102 Νομπέλιο No

47 Άργυρος Ag 103 Λωρένσιο Lr

48 Κάδμιο Cd 104 Ραδερφόρντιο Rf

49 Ίνδιο In 105 Ντούμπνιο Db

50 Κασσίτερος Sn 106 Σιμπόργκιο Sg

51 Αντιμόνιο Sb 107 Μπόριο Bh

52 Τελλούριο Te 108 Χάσιο Hs

53 Ιώδιο I 109 Μαϊτνέριο Mt

54 Ξένο Xe 110 Νταρμστάντιο Ds

55 Καίσιο Cs 111 Ρεντγκένιο Rg

56 Βάριο Ba 112 Κοπερνίκιο Cn

ΑΣΚΗΣΕΙΣ

ΥΠΟΛΟΓΙΣΤΙΚΑ ΘΕΜΑΤΑ

Δίνονται: h: σταθερά Planck: 6,63 10∙ -34J s, c=3 10∙ ∙ 8m/s, me=9,1 10∙ -31kg,

E1=-2,18 10∙ -18J

Θέμα 1ο: Στο άτομο του υδρογόνου το ηλεκτρόνιο βρίσκεται στη στιβάδα Κ

(n=1) στη θεμελιώδη κατάσταση. Να υπολογίσετε:

i. Την ενέργεια που πρέπει να απορροφήσει για τη μετάβαση του

ηλεκτρονίου στη στιβάδα L (n=2).

47


ii. Τη συχνότητα της απορροφούμενης ακτινοβολίας

iii. Το μήκος κύματος της απορροφούμενης ακτινοβολίας.

(Απ: 1,635 10∙ -18J, 2,46 10∙ 15s-1, 122nm)

Θέμα 2ο: Σε ένα άτομο υδρογόνου το ηλεκτρόνιο βρίσκεται σε στιβάδα που

αποτελεί την 3η διεγερμένη κατασταση. Το ηλεκτρόνιο αυτό μεταπηδά στη

στιβάδα που αποτελεί τη θεμελιώδη κατάσταση. Να υπολογίσετε:

i. Την ενέργεια που εκπέμπει υπό μορφή ακτινοβολίας

ii. Τη συχνότητα της απορροφούμενης ακτινοβολίας

iii. Το μήκος κύματος της απορροφούμενης ακτινοβολίας.

(Απ. 2,04 10∙ -18J, 3,08 10∙ 15s-1, 97nm)

Θέμα 3ο: To ηλεκτρόνιο του υδρογονοατόμου μεταπίπτει από τη στοιβάδα Ν

(n=4) στη στοιβάδα L (n=2). Πόσο είναι το μήκος κύματος του φωτονίου που

εκπέμπεται; (Απ.4,88 10∙ -7m)

Θέμα 4ο: Να υπολογίσετε την ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για τον

ιοντισμό:

i. Των ατόμων υδρογόνου που περιέχονται σε 0,5gr στη θεμελιώδη

κατάσταση

ii. Ενός ατόμου υδρογόνου που βρίσκεται στη δεύτερη διεγερμένη

κατάσταση (Απ.658,18ΚJ, 0,24 10∙ -18J)

Θέμα 5ο:Στο άτομο του υδρογόνου ηλεκτρόνιο μεταπηδά από τη στιβάδα

Ν(n=4) στη στιβάδα L(n=2). Να βρείτε αν η εκπεμπόμενη ακτινοβολία είναι

ορατή. Δίνεται ότι το μήκος κύματος της ορατής ακτινοβολίας κυμαίνεται από

400 μέχρι 700nm. (Απ. λ=486,6nm)

48


Θέμα 6ο: Άτομο υδρογόνου βρίσκεται στη θεμελιώδη κατάσταση. Το άτομο

αυτό απορροφά ακτινοβολία με μήκος κύματος 121 nm, οπότε το ηλεκτρόνιο

μεταπηδά σε στιβάδα με κύριο κβαντικό αριθμό Χ. Να υπολογίσετε:

i. Την ενέργεια που απορροφά το ηλεκτρόνιο

ii. Τον κύριο κβαντικό αριθμό Χ

iii. Τον αριθμό των φωτονίων που πρέπει να έχει η ακτινοβολία ώστε να

διεγερθούν όλα τα άτομα υδρογόνου που περιέχονται σε 0,8gr αυτού

και να μεταπηδήσουν στη στιβάδα με κύριο κβαντικό αριθμό Χ.

iv. Την ολική ενέργεια της ακτινοβολίας που απαιτείται για τη διέγερση

όλων των ατόμων υδρογόνου.

(Απ. 1,64 10∙ -18J, 2, 4,816 10∙ 23 φωτόνια, 790kJ)

Θέμα 7ο: Να υπολογίσετε το μήκος κύματος De Broglie ενός ηλεκτρονίου που

έχει μάζα m=9 10∙ -28g και ταχύτητα u=6 10∙ 6m/s. (Απ.

1,22 10∙ -10m)

Θέμα 8ο: Το ηλεκτρόνιο του υδρογονοατόμου αποδιεγείρεται E4→E1.

i. Να σχεδιάσετε στο ενεργειακό διάγραμμα όλες τις δυνατές

μεταβάσεις του ηλεκτρονίου κατά την αποδιέγερσή του.

ii. Να προσδιορίσετε το πλήθος των φασματικών γραμμών του

παραπάνω υδρογονοατόμου. (Απ. 6)

Θέμα 9ο: Ένα άτομο υδρογόνου που βρίσκεται στην θεμελιώδη ενεργειακή

κατάσταση Ε1 απορροφά ένα φωτόνιο μήκους κύματος 97,2 nm. Στη συνέχεια

εκπέμπει ένα φωτόνιο μήκους κύματος λ1=486nm και επανέρχεται στη

θεμελιώδη κατάσταση εκπέμποντας ένα ακόμη φωτόνιο μήκους κύματος λ2.

i. Πόσες γραμμές έχει το φάσμα εκπομπής που αντιστοιχεί σ' αυτές τις

μεταπτώσεις

ii. Σε ποιες στιβάδες βρέθηκε το ηλεκτρόνιο κατά τη διέγερση και την

αποδιέγερσή του;

49


iii. Ποιες είναι οι συχνότητες των παραπάνω ακτινοβολιών εκπομπής;

(Απ. 2, 4 (Ν) και 2 (L), 6,17 10∙ 14s-1, 2,47 10∙ 15 s-1)

Θέμα 10ο: Αν η μάζα του πρωτονίου είναι 1836 φορές μεγαλύτερη από τη

μάζα του ηλεκτρονίου και οι ταχύτητες τους είναι ίσες μεταξύ τους, να

δείξετε ποια από τις παρακάτω σχέσεις είναι σωστή.

α) λp=λe β) λp=1836 λ∙ e γ) λp=λe/1836 δ)

λp=10 λ∙ e

(Απ. γ)

Θέμα 11ο: Στο άτομο του υδρογόνου το ηλεκτρόνιο μεταπηδά από τη

στιβάδα n=4 στη θεμελιώδη κατάσταση. Η ακτινοβολία που εκπέμπεται

(φωτόνιο) προσπίπτει σε επιφάνεια μετάλλου Μ και αποσπά ένα ηλεκτρόνιο.

Η ενέργεια που χρειάζεται για την απόσπαση του ηλεκτρονίου από την

επιφάνεια του μετάλλου Μ είναι 3,2 10∙ -19 J. Να βρείτε:

1. Το μήκος κύματος λ του φωτονίου που εκπέμπει το άτομο του

υδρογόνου.

2. Την ταχύτητα του ηλεκτρονίου που αποσπάται από την επιφάνεια του

μετάλλου Μ. (Απ. λ=97,3nm, ue=1,95 10∙ 6m/s)

ΤΡΟΧΙΑΚΟ – ΚΒΑΝΤΙΚΟΙ ΑΡΙΘΜΟΙ

1.1. Ποιες είναι οι πιθανές τιμές:

α) του ℓ για: i) n=1, ii) n=3,

β) του mℓ για: i) n=2, ii) ℓ=2.

1.2. Να βρείτε ποιες από τις ακόλουθες τριάδες κβαντικών αριθμών είναι

αδύνατο να εκφράζουν κατάσταση ηλεκτρονίου:

α) (1, 0, -1), β) (2, 1, 0), γ) (3, 2, 1), δ) (3, 3, 0)

50


Να δικαιολογήσετε την απάντησή σας.

1.3. Ποιες είναι οι υποστιβάδες, οι οποίες χαρακτηρίζονται από τα

ακόλουθα ζευγάρια (n, ℓ) :

α) (1, 0), β) (2, 1), γ) (3, 2), δ) (4, 0), ε) (4, 3)

1.4. Να γραφούν οι τετράδες όλων των κβαντικών αριθμών των

ηλεκτρονίων της στιβάδας Μ.

1.5. Να γραφούν οι τετράδες των κβαντικών αριθμών των ηλεκτρονίων που

ανήκουν στις ακόλουθες υποστιβάδες :

α) 1s, β) 2p, γ) 3s, δ) 3p

1.6. Ποιες από τις επόμενες τετράδες κβαντικών αριθμών είναι δυνατές για

ένα ηλεκτρόνιο ;

α. (1, 0, 1, + ½), β. (3, 2, -2, +½), γ. (2, 1, 0, 0),

δ. (1, 1, 1, − ½), ε. (4, 0, 0, −½).

Για τις τετράδες που δεν είναι δυνατές, εξηγήστε ποιο είναι το λάθος.

1.7. Εξηγήστε ποιες από τις παρακάτω τετράδες κβαντικών αριθμών δεν

μπορούν να ανήκουν σε ηλεκτρόνιο:

α. (2, 1, 0, + ½), β. (3, 3, 2, − ½), γ. (2, 1, 2,− ½),

δ. (3, 1, 0, 0), ε. (4, 3, 2, + ½).

1.8. Ποιοι τύποι τροχιακών αντιστοιχούν σε :

α) n=2 και ℓ=1, β) n=3 και ℓ=2

1.9. Να βρεθούν οι δυνατές τριάδες των τριών κβαντικών αριθμών, όταν

n=4 και ℓ=2. Πόσα τροχιακά θα αντιστοιχούν και τι τροχιακά θα είναι

αυτά;

1.10. Πόσα τροχιακά αντιστοιχούν σε καθεμία από τις ακόλουθες

υποστιβάδες:

α) 1s, β)2p, γ)3s, δ)3d, ε)4f, στ)5p

Να δικαιολογήσετε τις απαντήσεις σας.

1.11. Ποιες από τις παρακάτω τριάδες κβαντικών αριθμών μπορούν να είναι

τροχιακά ενός ατόμου ; Δίπλα σε κάθε αποδεκτή τριάδα να γράψετε το

αντίστοιχο τροχιακό, ενώ σε μία μη αποδεκτή να συμπληρώσετε x.

51


n ℓ mℓ τροχιακό

α 1 0 0

β 1 0 1

γ 2 1 -1

δ 2 2 2

ε 3 2 -2

στ 4 3 2

1.12. α) Γιατί κάθε στιβάδα έχει τροχιακό s;

β) Να εξηγήσετε γιατί δεν είναι δυνατό να έχουμε 3f τροχιακά.

γ) Να εξηγήσετε γιατί δεν είναι δυνατό να έχουμε 2d τροχιακά.

1.13. Ένα ηλεκτρόνιο βρίσκεται σε τροχιακό 3p.

α) Ποιες οι πιθανές τιμές των n, ℓ, mℓ;

β) Πόσα ηλεκτρόνια μπορούν να περιέχονται στην υποστιβάδα 3p;

1.14. Ένα ηλεκτρόνιο βρίσκεται σε ένα από τα 4f τροχιακά ενός ατόμου.

Ποιες είναι οι πιθανές τιμές n, ℓ και mℓ για το ηλεκτρόνιο αυτό; Πόσα

τροχιακά f θα έχει η στιβάδα στην οποία ανήκει το ηλεκτρόνιο;

1.15. Πόσα 2s, 2d, 3p, 4d τροχιακά μπορούν να υπάρχουν σε ένα άτομο; Να

δικαιολογήσετε τις απαντήσεις σας.

1.16. Πόσα s, p και d τροχιακά διαθέτει η 3η στιβάδα ενός ατόμου; Να

δικαιολογήσετε τις απαντήσεις σας.

1.17. Πόσα τροχιακά υπάρχουν:

α) σε s υποστιβάδα, β) σε p υποστιβάδα,

γ) σε d υποστιβάδα, δ) σε f υποστιβάδα;

1.18. α) Από τι εξαρτάται ο αριθμός των τροχιακών μιας υποστιβάδας;

β) Πόσα τροχιακά θα περιέχει η υποστιβάδα 2p και πόσα η 3p;

γ) Πόσα τροχιακά θα περιέχει η υποστιβάδα 3p και πόσα η 3d;

1.19. α) Από τι εξαρτάται ο αριθμός των τροχιακών μιας στιβάδας;

β) Πόσα τροχιακά θα περιέχει η L (δεύτερη) στιβάδα;

52


ΑΡΧΕΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗΣ ΔΟΜΗΣΗΣ

1. Ενέργεια υποστιβάδων

1.20. Δύο υποστιβάδες, έστω q και r, χαρακτηρίζονται αντίστοιχα από τα

ζευγάρια (n1, ℓ1) και (n2, ℓ2). Ποια συμπληρώνεται πρώτη στις

παρακάτω περιπτώσεις:

α) n1 > n2 και ℓ1 > ℓ2, β) n1 = n2 και ℓ1 > ℓ2

γ) n1 + ℓ1 < n2 + ℓ2, δ) n1 + ℓ1 = n2 + ℓ2 , n1 >n2.


1.21. Κατά ποια σειρά θα συμπληρωθούν με ηλεκτρόνια οι παρακάτω

υποστιβάδες: 4d, 4f, 5s, 5d, 6s. Να δικαιολογήσετε την απάντησή σας.

1.22. Να τοποθετήσετε τις υποστιβάδες 3s, 4p, 3d, 5p, 4s, 4d κατά σειρά

αυξανόμενης ενέργειας. Να δικαιολογήσετε την απάντησή σας.

1.23. Να τοποθετήσετε τις υποστιβάδες 3d, 3p, 4p, 4s, 4f κατά σειρά

αυξανόμενης ενέργειας. Να δικαιολογήσετε την απάντησή σας.

2. Απαγορευτική αρχή Pauli

1.24. Να γίνει κατανομή σε υποστιβάδες των ηλεκτρονίων των στοιχείων:

α) 13Al, β) 19K, γ) 34Se, δ) 38Sr, ε) 53I

1.25. Να γίνει κατανομή σε υποστιβάδες των ηλεκτρονίων των ιόντων:

α) 9F−, β) 11Νa+, γ) 16S2−, δ) 20Ca2+.

1.26. Σε ποιες από τις παρακάτω περιπτώσεις πρόκειται για ουδέτερο άτομο

(συμπληρώστε Ο), κατιόν (Κ) ή ανιόν (Α):

α. Li (Z = 3) 1s2 2s1

β. H (Z = 1) 1s2

γ. S (Z = 16) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

δ. Ca (Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

53


ε. Rb (Z = 37) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

στ. Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

1.27. Αν και δεν υπάρχουν ακόμα γνωστά στοιχεία με ηλεκτρόνια σε g

υποστιβάδα, είναι δυνατό να βρεθούν τέτοια στοιχεία ή ορισμένα

ηλεκτρόνια σε διεγερμένες καταστάσεις να καταλάβουν g

υποστιβάδες. Αν για g υποστιβάδα ℓ=4, να απαντήσετε στις ακόλουθες

ερωτήσεις:

α) Ποια είναι η ελάχιστη τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού, ώστε να

έχουμε υποστιβάδα g;

β) Ποιες είναι οι δυνατές τιμές του mℓ;

γ) Ποιος είναι ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων σε μια g υποστιβάδα;

1.28. α) Να βρεθεί η ηλεκτρονιακή δομή των : i) 12Mg, ii) 18Ar

β) Ποιες είναι οι τιμές των κβαντικών αριθμών για τα ηλεκτρόνια της

εξωτερικής στιβάδας καθενός στοιχείου.

1.29. Δίνεται το ιόν X2+, για το οποίο γνωρίζουμε ότι έχει δύο ηλεκτρόνια με

n=1, οκτώ ηλεκτρόνια με n=2 και οκτώ ηλεκτρόνια με n=3. Να βρεθούν

για το στοιχείο Χ στη θεμελιώδη κατάσταση:

α) Ο ατομικός αριθμός,

β) Ο συνολικός αριθμός s ηλεκτρονίων,

γ) Ο συνολικός αριθμός p ηλεκτρονίων,

δ) Ο συνολικός αριθμός d ηλεκτρονίων.

1.30. Ένα τροχιακό χαρακτηρίζεται από κβαντικούς αριθμούς n=3, ℓ=1.

α) Για ποιο τροχιακό πρόκειται;

β) Πόσα τέτοια τροχιακά υπάρχουν;

γ) Ποιος είναι ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που μπορεί να περιέχει

το καθένα από αυτά;

1.31. Να εξηγήσετε ποιος είναι ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων:

α) σε τροχιακό p,

β) στην υποστιβάδα 3d,

γ) στην τρίτη στιβάδα,

54


1.32. Αν υπήρχαν τρεις επιτρεπόμενες τιμές (- ½, 0, + ½) για τον κβαντικό

αριθμό ms, πόσα ηλεκτρόνια θα περιέχονταν (μέγιστος αριθμός) σε s

και p υποστιβάδα;

1.33. Πόσα ηλεκτρόνια στη θεμελιώδη κατάσταση του 10Ne έχουν:

α) n=2, β) mℓ=1, γ) ℓ=1, δ) ms= + ½

1.34. Ποια ή ποιες από τις παρακάτω δομές δεν υπακούει στην

απαγορευτική αρχή του Pauli;

α) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p7

β) 1s2 2s2 2p6 3s1

γ) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s3

δ) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

1.35. Ποιος είναι ο μικρότερος ατομικός αριθμός στοιχείου που περιέχει:

α) πέντε s ηλεκτρόνια,

β) τρία p ηλεκτρόνια,

γ) δύο 4p ηλεκτρόνια.

1.36. α) Ποιες από τις παρακάτω καταστάσεις είναι διεγερμένες:

i) 1s2 2s2 2p6 3s1 3p1

ii) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

iii) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 4p2

iv) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

β) Για τις διεγερμένες καταστάσεις, να γράψετε τη θεμελιώδη

κατάσταση.

1.37. Να γράψετε τη θεμελιώδη κατάσταση για καθεμία από τις παρακάτω

διεγερμένες:

α) 1s2 2s2 2p6 3s1 3p4, γ) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2

β) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d6, δ) 1s2 2s2 2p6 3s1 3p4 4s1

1.38. Ποιος είναι ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που μπορούμε να βρούμε

σε ένα πολυηλεκτρονιακό άτομο που να έχουν:

α) n=4 β) n=4, ms= +½ γ) n=3, ℓ=3,

δ) n=5, ℓ=1, mℓ=1 ε) n=3, ℓ=2, ms= − ½

55


1.39. Ποιος είναι ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που μπορούμε να βρούμε

σε ένα πολυηλεκτρονιακό άτομο, τα οποία να έχουν:

α) n=1, β) n=1, ms= - ½, γ) n=3, ℓ=0

δ) n=2, ℓ=2, mℓ= -2, ε) n=2, ℓ=1

1.40. Να συμπληρώσετε τα κενά στις παρακάτω προτάσεις:

α) Η στιβάδα Ν έχει n= . . . . . . .

β) Η υποστιβάδα 5f έχει ℓ= . . . . . . . και περιέχει μέχρι . . . . . . . . .

ηλεκτρόνια.

γ) Το τροχιακό 3p αντιστοιχεί στο ζευγάρι τιμών (n, ℓ) = . . . . . . . . . και

περιέχει . . . . . . . . ηλεκτρόνια.

δ) Το πλήθος των υποστιβάδων στη στιβάδα με n=2 είναι . .

ε) Το πλήθος των τροχιακών στη στιβάδα με n=3 είναι . . . . .

στ) Η υποστιβάδα που χωράει μέχρι έξι (6) ηλεκτρόνια είναι η . . . .. .

ζ) Η στιβάδα που χωράει μέχρι οκτώ (8) ηλεκτρόνια είναι η . . . . . .

3. Κανόνας του Hund

1.41. Ένα άτομο οξυγόνου (Ζ=8) έχει ηλεκτρονιακή δομή: 1s2 2s2 2p3 3s1

α) Πόσα ασύζευκτα (μονήρη) ηλεκτρόνια έχει;

β) Είναι στη θεμελιώδη ή σε διεγερμένη κατάσταση;

Δικαιολογήστε την απάντησή σας.

1.42. Πόσα μονήρη ηλεκτρόνια θα έχουν οι ακόλουθες δομές εξωτερικής

στιβάδας:

α) ns2 np2 β) ns2 γ) ns2 np4 δ) ns2 np5

1.43. Ποιες από τις ακόλουθες κατανομές τροχιακών για το άτομο του

αζώτου (Ζ = 7) αντίκεινται στον κανόνα του Hund ή στην απαγορευτική

αρχή του Pauli:

56


Να δικαιολογήσετε την απάντησή σας.

1.44. α) Ποια η ηλεκτρονιακή δομή των παρακάτω ατόμων στη θεμελιώδη

κατάσταση:

i) N (Z=7), ii) Cl (Z=17),

iii) K (Z=19), iv) Se (Z=34)

β) Πόσα μονήρη ηλεκτρόνια διαθέτει καθένα από αυτά στη θεμελιώδη

κατάσταση;

1.45. Να υπολογιστεί ο αριθμός των μονήρων ηλεκτρονίων της εξωτερικής

υποστιβάδας για καθένα από τα στοιχεία:

α) 9A, β) 12B, γ) 15Γ, δ) 16Δ.

1.46. Εξηγήστε ποιες από τις παρακάτω προτάσεις είναι σωστές (Σ) και ποιες

λανθασμένες (Λ):

α. Η 4d υποστιβάδα συμπληρώνεται πριν από την 5s, επειδή ανήκει σε

στιβάδα χαμηλότερης ενέργειας.

β. Σε οποιοδήποτε τροχιακό μπορούν να τοποθετηθούν το πολύ δύο

ηλεκτρόνια τα οποία έχουν αντίθετα spin.

γ. Για το άτομο του Br (Z=35) η δομή: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 5s2

είναι θεμελιώδης.

δ. Ο μικρότερος ατομικός αριθμός στοιχείου που περιέχει τρία p

ηλεκτρόνια είναι Z=5.

ε. Ένα άτομο που έχει δομή ns2 np4 στην εξωτερική στιβάδα, θα έχει

δύο μονήρη ηλεκτρόνια.

57


Δομή του περιοδικού πίνακα

1.47. α) Γιατί το He με δομή 1s2 κατατάσσεται στα ευγενή αέρια και όχι στη

2η (ΙΙΑ) ομάδα;

β) Γιατί ο τομέας d του Π.Π. αρχίζει από την 4η περίοδο και ο τομέας f

από την 6η περίοδο;

1.48. Ποια είναι η θέση (τομέας, ομάδα, περίοδος) στον περιοδικό πίνακα

των στοιχείων: 56Α, 13Β, 33Γ, 54Δ, 25Ε;

1.49. Το ιόν Σ2+ ενός στοιχείου έχει την ακόλουθη ηλεκτρονιακή δομή : 1s2

2s2 2p6 3s2 3p6. Ποια η θέση του στοιχείου Σ στον περιοδικό πίνακα;

1.50. Σε ποιον τομέα του περιοδικού πίνακα ανήκουν:

α) τα αλκάλια,

β) τα αλογόνα,

γ) τα ευγενή αέρια,

δ) οι λανθανίδες,

ε) οι αλκαλικές γαίες,

στ) τα στοιχεία μετάπτωσης,

ζ) οι ακτινίδες ;

1.51. Σε ποιον τομέα του περιοδικού πίνακα ανήκουν τα παρακάτω

στοιχεία:

Α: 1s2 2s2 2p2 Β: 1s2 2s2 2p6 3s1

Γ: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 4f3 6s2

Δ: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 Ε : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

1.52. Να γράψετε την ηλεκτρονιακή δομή για τα στοιχεία που ανήκουν στην:

α) 3η περίοδο, 2η (ΙΙΑ) ομάδα,

β) 4η περίοδο, 14η (IVA) ομάδα

γ) 4η περίοδο, 18η (VIIIA) ομάδα,

δ) 5η περίοδο, 4η (IVB) ομάδα

ε) 6η περίοδο, 16η (VIA) ομάδα.

58


1.53. Το κάλιο ανήκει στην 4η περίοδο και την 1η (ΙΑ) ομάδα του περιοδικού

πίνακα. Ποια θα είναι η ηλεκτρονιακή δομή του ιόντος Κ+;

1.54. Το κάλιο (19Κ) και ο χαλκός (29Cu) έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων

στην εξωτερική στιβάδα. Να εξηγήσετε γιατί το κάλιο ανήκει στην 1η

ομάδα και ο χαλκός στη 11η ομάδα του περιοδικού πίνακα.

1.55. Έστω το στοιχείο Σ1 με Ζ=7.

α) Σε ποια περίοδο και ποια ομάδα του Π.Π. ανήκει;

β) Χωρίς να συμβουλευτείτε τον Π.Π., να βρείτε τους ατομικούς

αριθμούς των στοιχείων που ανήκουν στην ίδια ομάδα με το στοιχείο

Σ1.

1.56. Ένα στοιχείο Α ανήκει στην 4η περίοδο και την VΙA (16η) ομάδα.

α) Σε ποιον τομέα ανήκει και γιατί;

β) Ποιος ο ατομικός του αριθμός;

γ) Πόσα μονήρη ηλεκτρόνια έχει στην εξωτερική του στιβάδα; Να

κατανείμετε τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας στα αντίστοιχα

τροχιακά.

1.57. Με βάση την ηλεκτρονιακή τους δομή να βρείτε ποια από τα

ακόλουθα στοιχεία ανήκουν στα στοιχεία μετάπτωσης : 37Α, 26Β, 15Γ, 42Δ,

79Ε.

Μεταβολή ορισμένων περιοδικών ιδιοτήτων

1.58. Να διατάξετε τα ακόλουθα στοιχεία κατά αυξανόμενη ατομική ακτίνα:

α) 3Li, 55Cs, 19K, 37Rb, β) 31Gα, 34Se, 19K, 36Kr

και να δικαιολογήσετε την απάντησή σας.

1.59. Να εξηγήσετε τις διαφορές:

α) Το άτομο του Κ (Ζ=19) έχει ακτίνα 2,27Å , ενώ το ιόν Κ+ 1,13Å.

β) Το άτομο του Cl (Ζ=17) έχει ακτίνα 0,99Å, ενώ το ιόν Cl– 1,81Å.

59


1.60. Γιατί το νέον (10Ne) έχει πολύ μεγαλύτερη ενέργεια ιοντισμού από όλα

τα στοιχεία που ανήκουν στην ίδια περίοδο του περιοδικού πίνακα με

αυτό;

1.61. Να διατάξετε τα ακόλουθα στοιχεία κατά ελαττούμενη πρώτη

ενέργεια ιοντισμού:

α) 11Νa, 16S, 12Mg, 14Si, β) 56Βa, 12Mg, 20Ca, 38Sr

και να δικαιολογήσετε την απάντησή σας.

1.62. Το Να έχει Εi(1)=494kJ/mol και Ei(2)=4560kJ/mol, ενώ το Mg έχει

Εi(1)=736kJ/mol και Ei(2)=1450kJ/mol. Να εξηγήσετε τη διαφορά μεταξύ

πρώτης και δεύτερης ενέργειας ιοντισμού για τα δύο αυτά στοιχεία.

1.63. Το ασβέστιο έχει Εi(1)=590kJ/mol και Εi(2)=1150kJ/mol. Πόση ενέργεια

απαιτείται για τη μετατροπή 4g Ca σε ιόντα Ca2+ στην αέρια φάση;

Δίνεται σχετική ατομική μάζα (Αr) Ca:40

1.64. Ποιο από τα δύο στοιχεία καίσιο (55Cs) και κάλιο (19Κ) έχει:

α) μικρότερη ατομική ακτίνα,

β) μεγαλύτερη ενέργεια ιοντισμού;


1.65. Το άτομο ενός στοιχείου Α έχει μεγαλύτερη ακτίνα από το άτομο ενός

στοιχείου Β, που έχει τον ίδιο αριθμό στιβάδων. Ποιο στοιχείο από τα

δύο έχει μεγαλύτερη ενέργεια πρώτου ιοντισμού;

1.66. Δίνονται τα στοιχεία : 19Α, 35Β, 28Γ, 32Δ.

α) Ποιο από αυτά έχει τη μικρότερη πρώτη ενέργεια ιοντισμού;

β) Ποιο από αυτά έχει τη μεγαλύτερη ατομική ακτίνα;

γ) Ποιο από αυτά είναι στοιχείο μετάπτωσης;

Ηλεκτρονιακοί τύποι

Για τις ασκήσεις θα χρειαστείτε τους παρακάτω ατομικούς αριθμούς: 1Η, 4Be,

5B, 6C, 7N, 8O, 9F, 11Na, 14Si, 15P, 16S, 17Cl, 33As, 35Br, 53I.

60


1.67. Να γράψετε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis για την μεθανάλη

(CH2O) (ΥΠΟΔΕΙΞΗ: το κεντρικό άτομο θα είναι ο άνθρακας, που θα

ενώνεται με τα δύο άτομα υδρογόνου και το άτομο οξυγόνου).

1.68. Το διχλωρίδιο του θείου SCl2 χρησιμοποιείται στο βουλκανισμό του

καουτσούκ για την κατασκευή λάστιχων. Ποιος θα είναι ο

ηλεκτρονιακός του τύπος;

1.69. Παρά τις πολλές προσπάθειες που έγιναν κατά καιρούς, το

υπερβρωμικό ιόν (BrO4−) δεν απομονώθηκε στο εργαστήριο μέχρι

περίπου το 1970 (εποχή μάλιστα που τυπώνονταν άρθρα που

εξηγούσαν θεωρητικά γιατί δε θα απομονωθεί ποτέ!). Να γράψετε τον

ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis για το ιόν αυτό.

1.70. Το αιθανοδιϊκό οξύ (οξαλικό οξύ, Η2C2O4) απομονώθηκε από το φυτό

οξαλίδα (ξινίθρα). Να γράψετε τον ηλεκτρονιακό τύπο του κατά Lewis

(ΥΠΟΔΕΙΞΗ : τα δύο άτομα C ενώνονται μεταξύ τους).

1.71. Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis για τις οργανικές

ενώσεις: αιθανόλη (CH3CH2OH), μεθανικό οξύ (HCOOH), προπανόνη

(CH3COCH3).

1.72. Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis για τα παρακάτω

μόρια και ιόντα:

α) CS2, β) HNO3, γ) HCN, δ) SiCl4, ε) AsH3,

στ) CF2Cl2, ζ) OF2, η) SOCl2 θ) SO3 ι) BF4–,

ια) NH4+, ιβ) PO3

3– ιγ) NaClO3 ιδ) H2SO4 ιε) KΝΟ2

ιστ) POCl3 ιζ) HSO3– ιη) ΝΟCl ιθ) ΝΗ4Cl κ) (NH4)2CO3

Επαναληπτικά θέματα

1.73. Δίνονται τα στοιχεία Η, Ο, Cl που έχουν ατομικούς αριθμούς 1, 8, και

17 αντίστοιχα.

61


α) Να γράψετε τις ηλεκτρονιακές δομές (στιβάδες, υποστιβάδες) των

παραπάνω στοιχείων στη θεμελιώδη κατάσταση και να αναφέρετε

ονομαστικά τις αρχές και τον κανόνα της ηλεκτρονιακής δόμησης.

β) Να γράψετε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του χλωριώδους

οξέος (HClΟ2)

1.74. Δίνονται τα στοιχεία 15Α και 1Β.

α) Να βρεθεί η ηλεκτρονιακή δομή του ατόμου του στοιχείου Α στη

θεμελιώδη κατάσταση.

β) Πόσα μονήρη ηλεκτρόνια διαθέτει το άτομο αυτό και γιατί;

γ) Να βρεθεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis της ένωσης μεταξύ

τους.

1.75. Δίνονται τα στοιχεία 6Α, 8Β και 9Γ.

α) i) Να βρεθεί η ηλεκτρονιακή δομή για το καθένα στη θεμελιώδη

κατάσταση.

ii) Να βρεθεί ο αριθμός των μονήρων ηλεκτρονίων στις εξωτερικές

στους στιβάδες.

β) Σε ποια περίοδο και ομάδα του περιοδικού πίνακα ανήκουν;

γ) Να γραφούν οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis των ενώσεων:

i) AΒ2, ii)AΓ4, iii)ΒΓ2

1.76. α) Να γραφεί η κατανομή των ηλεκτρονίων σε υποστιβάδες για το

άτομο του πυριτίου (14Si) στη θεμελιώδη κατάσταση.

β) Να γραφούν οι κβαντικοί αριθμοί των ηλεκτρονίων της εξωτερικής

στιβάδας.

γ) Να βρεθεί ο αριθμός των ηλεκτρονίων με ms= ½.

δ) Ποιοι οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis των ενώσεων SiH4 και

H2SiO3;

1.77. Το άτομο ενός στοιχείου Σ έχει 2 ηλεκτρόνια στη στιβάδα Κ, 8

ηλεκτρόνια στη στιβάδα L και 7 ηλεκτρόνια στη στιβάδα Μ. Να

βρεθούν:

62


α) Ο ατομικός αριθμός του στοιχείου και η κατανομή των ηλεκτρονίων

σε υποστιβάδες.

β) Πόσα μονήρη ηλεκτρόνια θα έχει στην εξωτερική στιβάδα και γιατί;

γ) Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του ιόντος ΣΟ3−.

1.78. Δίνεται το στοιχείο Χ με ατομικό αριθμό 16.

α) Να γραφεί η ηλεκτρονιακή του δομή στη θεμελιώδη κατάσταση.

β) Σε ποιο τομέα, ομάδα και περίοδο του περιοδικού πίνακα ανήκει;

γ) Πόσα μονήρη ηλεκτρόνια έχει στην εξωτερική του στιβάδα;

δ) Να γράψετε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis της ένωσης Η2ΧΟ3.

1.79. α) Ποιος θα είναι ο ατομικός αριθμός ενός στοιχείου Α που έχει

ημισυμπληρωμένα τα τροχιακά της 3p υποστιβάδας; Γράψτε την

ηλεκτρονιακή δομή του στη θεμελιώδη κατάσταση.

β) Σε ποια ομάδα και περίοδο του περιοδικού πίνακα ανήκει;

γ) Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του ιόντος ΑΟ4−.

1.80. Δίνεται το στοιχείο Σ με ατομικό αριθμό 35.

α) Να γίνει κατανομή των ηλεκτρονίων σε υποστιβάδες και στα

τροχιακά της εξωτερικής στιβάδας.

β) Να αναφέρετε ονομαστικά τις αρχές και τους κανόνες με βάση τους

οποίους κάνατε τις παραπάνω κατανομές.

γ) Σε ποια περίοδο και ομάδα του περιοδικού πίνακα θα ανήκει;

δ) Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους της ένωσης ΗΣΟ3 και του

ιόντος ΣΟ2−. Δίνονται : 1Η, 8Ο.

ΘΕΜΑΤΑ ΠΟΥ ΠΡΕΠΕΙ ΝΑ ΠΡΟΣΕΞΕΤΕ:

α/α ΘΕΜΑ

1 Το πλήθος των ατομικών τροχιακών στη στιβάδα Μ και υποστιβάδα 3d είναι

αντίστοιχα:

2 Πόσα το πολύ ηλεκτρόνια στο ίδιο άτομο χαρακτηρίζονται από τους κβαντικούς

63


αριθμούς n=3 και ml=;

3 Να γράψετε τις τετράδες κβαντικών αριθμών για τα ηλεκτρόνια σθένους του 20Ca.

4 Από τις παρακάτω δομές να εντοπίσετε αυτές που αναφέρονται σε διεγερμένη

κατάσταση, δεν υπακούουν στην απαγορευτική αρχή του Pauli, ή στον κανόνα του

Hund.

1s 2s 2p

α. (↑↓) (↑↓) (↑↓) (↑↓) ( )

β. (↑↓) (↑↓) (↑↓) ( ↑ ) ( ↑ )

γ. (↑↓) ( ↑ ) (↑↑) (↑↑) ( ↑ )

δ. ( ↑ ) ( ↑ ) (↑↓) (↑↓) (↑↓)

5 Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος του όξινου ανθρακικού νατρίου (NaHCO3) Δίνονται οι

ατομικοί αριθμοί Na, H, C, O ίσοι με 11, 1, 6 και 8 αντίστοιχα.

6 Να συγκρίνετε τις ατομικές ακτίνες και τις ενέργειες πρώτου ιοντισμού των στοιχείων

8O, 16S και 9F. Επίσης τις ατομικές ακτίνες των ιόντων 8O2- και 9F-

7 Να γίνει η ηλεκτρονιακή κατανομή σε στιβάδες και υποστιβάδες για το ιόν 22Ti2+

8 Από τις παρακάτω 4 τριάδες κβαντικών αριθμών αποδεκτή είναι η ….., η οποία

αναφέρεται σε ηλεκτρόνιο της υποστιβάδας ….. και ειδικότερα του τροχιακού …..

α/α n l ml

Α 3 3 -2

Β 2 1 2

Γ 2 1 -1

Δ 1 0 1

9 Στοιχείο Χ έχει σε θεμελιώδη κατάσταση 4 ηλεκτρόνια σθένους, ένα από τα οποία έχει

τετράδα κβαντικών αριθμών (3,1,1,+ ½). Να γραφεί ηλεκτρονιακή δομή του Χ.

10 Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που έχουν κύριο κβαντικό αριθμό 4, δευτερεύοντα

κβαντικό αριθμό 2 και μαγνητικό κβαντικό αριθμό –2 είναι: 0, 1, 2, 3. (Επιλέξτε την

ορθή)

11 Το στοιχείο Ψ έχει συμπληρωμένα όλα τα τροχιακά της στιβάδας Μ. Επομένως έχει

ελάχιστο ατομικό αριθμό: 10, 18, 29, 30. (Επιλέξτε την ορθή)

12 Στοιχείο Χ έχει ατομικό αριθμό 16. Επομένως το στοιχείο Χ είναι στοιχείο της …..

64


ομάδας του περιοδικού πίνακα, ανήκει στον ….τομέα, την ….. περίοδο και φέρει

συνολικά ….. ηλεκτρόνια σε p τροχιακά. Το Χ θα φέρει ….. μονήρη ηλεκτρόνια, ενώ η

ένωσή του με οξυγόνο θα εμφανίζει ……. χαρακτήρα.

13 Ένα άτομο σε θεμελιώδη κατάσταση διαθέτει 4 ηλεκτρόνια σε υποστιβάδα 2p.

Επομένως το άθροισμα των κβαντικών αριθμών του spin είναι: 0, ½, -1/2, 3/2.

(Επιλέξτε την ορθή)

14 Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων με ομόρροπα spin που μπορεί να δεχθεί η

υποστιβάδα 4f είναι: 3, 5, 7, 9 (Επιλέξτε την ορθή)

Βιβλιογραφία:

1) Χημεία Γ’ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης, Σχολικό εγχειρίδιο

2) Χημεία Γ’ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης, Δημήτρης Κ. Δερπάνης Εκδόσεις

Μαυρίδη

3) Χημεία Γ’ Λυκείου, Γ. Καρυοφύλλη

4) Σύγχρονη ανόργανη Χημεία, Αυγουστίνος Αναγνωστόπουλος

5) https://sites.google.com/site/chemeiaglykeiou/g-lykeiou/1o-kephalaio/

th-typoi-lewis

6) http://panagiotisathanasopoulos.gr/

65

http://panagiotisathanasopoulos.gr/


7) http://www.arnos.gr/2011/lymena-themata-exetasewn-askisis-ergasies/

lykeio/cat_view/873---/874-----/1528----/1529-------.html

8) http://www.ptable.com/?lang=el

9) www.chemview.gr

10) http://www.slideshare.net/bmantas

66

http://www.chemview.gr/

http://www.ptable.com/?lang=el

http://www.arnos.gr/2011/lymena-themata-exetasewn-askisis-ergasies/lykeio/cat_view/873---/874-----/1528----/1529-------.html

http://www.arnos.gr/2011/lymena-themata-exetasewn-askisis-ergasies/lykeio/cat_view/873---/874-----/1528----/1529-------.html

Documents

ΚΕΦΑΛΑΙΟ 1ο ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ