Κεφάλαιο 1Χημικός δεσμός

11Άτομα Ηλεκτρόνια και Τροχιακά

Πρωτόνιαφορτισμένα θετικάμάζα = 16726 X 10-27 kg

Νετρόνιαουδέτεραμάζα = 16750 X 10-27 kg

Ηλεκτρόνιαφορτισμένα αρνητικάμάζα = 91096 X 10-31 kg

+

bull ndash

Τα άτομα αποτελούνται από

Ατομικός αριθμός (Z) = αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα

(αυτός πρέπει να είναι επίσης ίσος με τον αριθμότων ηλεκτρονίων στο ουδέτερο άτομο)

Μαζικός αριθμός (A) = το σύνολο του αριθμού των πρωτονίων+ νετρονίων στον πυρήνα

XZA

Ατομικός Αριθμός και Μαζικός Αριθμός

Εξίσωση Schroumldinger

Ο Schroumldinger συνδύασε την ιδέα ότι το

ηλεκτρόνιο έχει κυματικές ιδιότητες με τις κλασσικές

εξισώσεις της κυματικής κίνησης για να δώσει μια

κυματική εξίσωση της ενέργειας του ηλεκτρονίου σrsquo ένα

άτομο

Η κυματική εξίσωση (εξίσωση Schroumldinger) δίνει

μια σειρά λύσεων οι οποίες ονομάζονται

κυματοσυναρτήσεις (ψ )

11Άτομα Ηλεκτρόνια και Τροχιακά

Πρωτόνιαφορτισμένα θετικάμάζα = 16726 X 10-27 kg

Νετρόνιαουδέτεραμάζα = 16750 X 10-27 kg

Ηλεκτρόνιαφορτισμένα αρνητικάμάζα = 91096 X 10-31 kg

+

bull ndash

Τα άτομα αποτελούνται από

Ατομικός αριθμός (Z) = αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα

(αυτός πρέπει να είναι επίσης ίσος με τον αριθμότων ηλεκτρονίων στο ουδέτερο άτομο)

Μαζικός αριθμός (A) = το σύνολο του αριθμού των πρωτονίων+ νετρονίων στον πυρήνα

XZA

Ατομικός Αριθμός και Μαζικός Αριθμός

Εξίσωση Schroumldinger

Ο Schroumldinger συνδύασε την ιδέα ότι το

ηλεκτρόνιο έχει κυματικές ιδιότητες με τις κλασσικές

εξισώσεις της κυματικής κίνησης για να δώσει μια

κυματική εξίσωση της ενέργειας του ηλεκτρονίου σrsquo ένα

άτομο

Η κυματική εξίσωση (εξίσωση Schroumldinger) δίνει

μια σειρά λύσεων οι οποίες ονομάζονται

κυματοσυναρτήσεις (ψ )

Πρωτόνιαφορτισμένα θετικάμάζα = 16726 X 10-27 kg

Νετρόνιαουδέτεραμάζα = 16750 X 10-27 kg

Ηλεκτρόνιαφορτισμένα αρνητικάμάζα = 91096 X 10-31 kg

+

bull ndash

Τα άτομα αποτελούνται από

Ατομικός αριθμός (Z) = αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα

(αυτός πρέπει να είναι επίσης ίσος με τον αριθμότων ηλεκτρονίων στο ουδέτερο άτομο)

Μαζικός αριθμός (A) = το σύνολο του αριθμού των πρωτονίων+ νετρονίων στον πυρήνα

XZA

Ατομικός Αριθμός και Μαζικός Αριθμός

Εξίσωση Schroumldinger

Ο Schroumldinger συνδύασε την ιδέα ότι το

ηλεκτρόνιο έχει κυματικές ιδιότητες με τις κλασσικές

εξισώσεις της κυματικής κίνησης για να δώσει μια

κυματική εξίσωση της ενέργειας του ηλεκτρονίου σrsquo ένα

άτομο

Η κυματική εξίσωση (εξίσωση Schroumldinger) δίνει

μια σειρά λύσεων οι οποίες ονομάζονται

κυματοσυναρτήσεις (ψ )

Ατομικός αριθμός (Z) = αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα

(αυτός πρέπει να είναι επίσης ίσος με τον αριθμότων ηλεκτρονίων στο ουδέτερο άτομο)

Μαζικός αριθμός (A) = το σύνολο του αριθμού των πρωτονίων+ νετρονίων στον πυρήνα

XZA

Ατομικός Αριθμός και Μαζικός Αριθμός

Εξίσωση Schroumldinger

Ο Schroumldinger συνδύασε την ιδέα ότι το

ηλεκτρόνιο έχει κυματικές ιδιότητες με τις κλασσικές

εξισώσεις της κυματικής κίνησης για να δώσει μια

κυματική εξίσωση της ενέργειας του ηλεκτρονίου σrsquo ένα

άτομο

Η κυματική εξίσωση (εξίσωση Schroumldinger) δίνει

μια σειρά λύσεων οι οποίες ονομάζονται

κυματοσυναρτήσεις (ψ )

Εξίσωση Schroumldinger

Ο Schroumldinger συνδύασε την ιδέα ότι το

ηλεκτρόνιο έχει κυματικές ιδιότητες με τις κλασσικές

εξισώσεις της κυματικής κίνησης για να δώσει μια

κυματική εξίσωση της ενέργειας του ηλεκτρονίου σrsquo ένα

άτομο

Η κυματική εξίσωση (εξίσωση Schroumldinger) δίνει

μια σειρά λύσεων οι οποίες ονομάζονται

κυματοσυναρτήσεις (ψ )

Επιτρέπονται μόνο μερικές τιμές της ψΚάθε ψ αντιστοιχεί σε μια ωρισμένη ενέργειαΗ πιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρονίου σrsquo ένα

συγκεκριμένο σημείο σε σχέση με τον πυρήναδίδεται από την ψ 2

Κάθε ενεργειακή κατάσταση αντιστοιχεί σrsquo ένατροχιακό

Κυματοσυναρτήσεις

Εικόνα 11 Κατανομή πιθανότητας (ψ 2) γιαένα ηλεκτρόνιο σrsquo ένα 1s τροχιακό

Εικόνα 12 Οριακές επιφάνειες ενός 1s τροχιακούκαι ενός 2s τροχιακού

1s 2s

Μια οριακή επιφάνεια περιβάλλει τη περιοχήόπου η πιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρο-νίου είναι μεγάληmdashτης τάξεως του 90-95

Ο κύριος κβαντικός αριθμός n είναι ένας ακέραιος ο οποίος καθορίζει τη στιβάδα καισχετίζεται με την ενέργεια του τροχιακού

Οι κβαντικοί αριθμοί της στροφορμήςαποδίδονται συνήθως με ένα γράμμα (s p d f κλπ)και περιγράφουν το σχήμα του τροχιακού

Κβαντικοί Αριθμοί

Συνοπτικός Πίνακας κβαντικών αριθμών

ΟΝΟΜΑ ΣΥΜΒΟΛΟ ΤΡΟΧΙΑΚΗΕΡΜΗΝΕΙΑ

ΕΥΡΟΣΤΙΜΩΝ

ΠΑΡΑ∆ΕΙΓΜΑΤΑ ΤΙΜΩΝ

Κύριοςκβαντικός αριθμός

n Φλοιός 1len n=1 2 3hellip

ΑζιμουθιακόςΚβαντικός αριθμός

l Υποφλοιός 0 le l lt n-1 Για n=3l=012 (s p d)

Μαγνητικόςκβαντικός αριθμός(προβολή της γωνιακής στροφορμής)

mlΠροσανατολισμός του σχήματος του υποφλοιού

minusl leml lt l Για l=2ml=minus2 minus1 0 1 2

Κβαντκός αριθμός προβολής spin

msSpin ηλεκτρονίου

minuss lems le s Για ένα ηλεκτρόνιο s=12

Τα τροχιακά s είναι σφαιρικής συμμετρίας

Η ενέργεια ενός τροχιακού s αυξάνεται με τον αριθμό

των κομβικών επιπέδων που έχει

Ένα κομβικό επίπεδο είναι μια περιοχή όπου ηπιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρονίου είναι μηδέν

Κόμβος είναι η περιοχή με μηδενική ηλεκτρονική πυκνότητα

Ένα 1s τροχιακό δεν έχει κόμβους ένα 2s τροχιακό έχει

ένα ένα 3s τροχιακό έχει δύο κλπ

Τροχιακά s

Κομβικές επιφάνειες τροχιακών

Εγκάρσιες τομές ενός α) 1s τροχιακού και β) ενός 2s τροχιακού Στο

1s η κυματοσυνάρτηση έχει το ίδιο πρόσημο σε όλο το τροχιακό ενώ

στο 2s η κυματοσυνάρτηση αλλάζει πρόσημο κατά τη μετάβασή της

διαμέσου της κομβικής επιφάνειας από (+) σε (-) Τα πρόσημα αυτά

δεν πρέπει να συγχέονται με το φορτίο των ηλεκτρονίων ή του

πυρήνα

∆υο ηλεκτρόνια του ίδιου ατόμου δεν μπορούννα έχουν το ίδιο σύνολο των τεσσάρων κβαντικώναριθμών

∆υο ηλεκτρόνια μπορούν να καταλάβουν το ίδιοτροχιακό μόνο όταν έχουν αντίθετα spinsΣε κάθε τροχιακό υπάρχουν το πολύ δυο ηλεκτρόνια

Η απαγορευτική αρχή του Pauli

1s 2s 2p

H

He

Πρώτη Περίοδος

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 1Υδρογόνο ΉλιονZ = 1 Z = 21s 1 1s 2

Τα σχήματα των p τροχιακών μοιάζουν με αλτήρες

Τα p τροχιακά δεν υπάρχουν όταν ο n = 1Εμφανίζονται όταν είναι ο n = 2 και μεγαλύτεροςΥπάρχουν τρία τροχιακά p για κάθε τιμή του n(όταν ο n είναι μεγαλύτερος από 1)

Τροχιακά p

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 2

1s 2s 2p

Be 4

B 5

C 6

Li 3

Z

∆εύτερη Περίοδος

1s 2s 2p

O 8

F 9

Ne 10

N 7

Z

∆εύτερη Περίοδος

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Εικόνα 11 Κατανομή πιθανότητας (ψ 2) γιαένα ηλεκτρόνιο σrsquo ένα 1s τροχιακό

Εικόνα 12 Οριακές επιφάνειες ενός 1s τροχιακούκαι ενός 2s τροχιακού

1s 2s

Μια οριακή επιφάνεια περιβάλλει τη περιοχήόπου η πιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρο-νίου είναι μεγάληmdashτης τάξεως του 90-95

Ο κύριος κβαντικός αριθμός n είναι ένας ακέραιος ο οποίος καθορίζει τη στιβάδα καισχετίζεται με την ενέργεια του τροχιακού

Οι κβαντικοί αριθμοί της στροφορμήςαποδίδονται συνήθως με ένα γράμμα (s p d f κλπ)και περιγράφουν το σχήμα του τροχιακού

Κβαντικοί Αριθμοί

Συνοπτικός Πίνακας κβαντικών αριθμών

ΟΝΟΜΑ ΣΥΜΒΟΛΟ ΤΡΟΧΙΑΚΗΕΡΜΗΝΕΙΑ

ΕΥΡΟΣΤΙΜΩΝ

ΠΑΡΑ∆ΕΙΓΜΑΤΑ ΤΙΜΩΝ

Κύριοςκβαντικός αριθμός

n Φλοιός 1len n=1 2 3hellip

ΑζιμουθιακόςΚβαντικός αριθμός

l Υποφλοιός 0 le l lt n-1 Για n=3l=012 (s p d)

Μαγνητικόςκβαντικός αριθμός(προβολή της γωνιακής στροφορμής)

mlΠροσανατολισμός του σχήματος του υποφλοιού

minusl leml lt l Για l=2ml=minus2 minus1 0 1 2

Κβαντκός αριθμός προβολής spin

msSpin ηλεκτρονίου

minuss lems le s Για ένα ηλεκτρόνιο s=12

Τα τροχιακά s είναι σφαιρικής συμμετρίας

Η ενέργεια ενός τροχιακού s αυξάνεται με τον αριθμό

των κομβικών επιπέδων που έχει

Ένα κομβικό επίπεδο είναι μια περιοχή όπου ηπιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρονίου είναι μηδέν

Κόμβος είναι η περιοχή με μηδενική ηλεκτρονική πυκνότητα

Ένα 1s τροχιακό δεν έχει κόμβους ένα 2s τροχιακό έχει

ένα ένα 3s τροχιακό έχει δύο κλπ

Τροχιακά s

Κομβικές επιφάνειες τροχιακών

Εγκάρσιες τομές ενός α) 1s τροχιακού και β) ενός 2s τροχιακού Στο

1s η κυματοσυνάρτηση έχει το ίδιο πρόσημο σε όλο το τροχιακό ενώ

στο 2s η κυματοσυνάρτηση αλλάζει πρόσημο κατά τη μετάβασή της

διαμέσου της κομβικής επιφάνειας από (+) σε (-) Τα πρόσημα αυτά

δεν πρέπει να συγχέονται με το φορτίο των ηλεκτρονίων ή του

πυρήνα

∆υο ηλεκτρόνια του ίδιου ατόμου δεν μπορούννα έχουν το ίδιο σύνολο των τεσσάρων κβαντικώναριθμών

∆υο ηλεκτρόνια μπορούν να καταλάβουν το ίδιοτροχιακό μόνο όταν έχουν αντίθετα spinsΣε κάθε τροχιακό υπάρχουν το πολύ δυο ηλεκτρόνια

Η απαγορευτική αρχή του Pauli

1s 2s 2p

H

He

Πρώτη Περίοδος

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 1Υδρογόνο ΉλιονZ = 1 Z = 21s 1 1s 2

Τα σχήματα των p τροχιακών μοιάζουν με αλτήρες

Τα p τροχιακά δεν υπάρχουν όταν ο n = 1Εμφανίζονται όταν είναι ο n = 2 και μεγαλύτεροςΥπάρχουν τρία τροχιακά p για κάθε τιμή του n(όταν ο n είναι μεγαλύτερος από 1)

Τροχιακά p

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 2

1s 2s 2p

Be 4

B 5

C 6

Li 3

Z

∆εύτερη Περίοδος

1s 2s 2p

O 8

F 9

Ne 10

N 7

Z

∆εύτερη Περίοδος

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Εικόνα 12 Οριακές επιφάνειες ενός 1s τροχιακούκαι ενός 2s τροχιακού

1s 2s

Μια οριακή επιφάνεια περιβάλλει τη περιοχήόπου η πιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρο-νίου είναι μεγάληmdashτης τάξεως του 90-95

Ο κύριος κβαντικός αριθμός n είναι ένας ακέραιος ο οποίος καθορίζει τη στιβάδα καισχετίζεται με την ενέργεια του τροχιακού

Οι κβαντικοί αριθμοί της στροφορμήςαποδίδονται συνήθως με ένα γράμμα (s p d f κλπ)και περιγράφουν το σχήμα του τροχιακού

Κβαντικοί Αριθμοί

Συνοπτικός Πίνακας κβαντικών αριθμών

ΟΝΟΜΑ ΣΥΜΒΟΛΟ ΤΡΟΧΙΑΚΗΕΡΜΗΝΕΙΑ

ΕΥΡΟΣΤΙΜΩΝ

ΠΑΡΑ∆ΕΙΓΜΑΤΑ ΤΙΜΩΝ

Κύριοςκβαντικός αριθμός

n Φλοιός 1len n=1 2 3hellip

ΑζιμουθιακόςΚβαντικός αριθμός

l Υποφλοιός 0 le l lt n-1 Για n=3l=012 (s p d)

Μαγνητικόςκβαντικός αριθμός(προβολή της γωνιακής στροφορμής)

mlΠροσανατολισμός του σχήματος του υποφλοιού

minusl leml lt l Για l=2ml=minus2 minus1 0 1 2

Κβαντκός αριθμός προβολής spin

msSpin ηλεκτρονίου

minuss lems le s Για ένα ηλεκτρόνιο s=12

Τα τροχιακά s είναι σφαιρικής συμμετρίας

Η ενέργεια ενός τροχιακού s αυξάνεται με τον αριθμό

των κομβικών επιπέδων που έχει

Ένα κομβικό επίπεδο είναι μια περιοχή όπου ηπιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρονίου είναι μηδέν

Κόμβος είναι η περιοχή με μηδενική ηλεκτρονική πυκνότητα

Ένα 1s τροχιακό δεν έχει κόμβους ένα 2s τροχιακό έχει

ένα ένα 3s τροχιακό έχει δύο κλπ

Τροχιακά s

Κομβικές επιφάνειες τροχιακών

Εγκάρσιες τομές ενός α) 1s τροχιακού και β) ενός 2s τροχιακού Στο

1s η κυματοσυνάρτηση έχει το ίδιο πρόσημο σε όλο το τροχιακό ενώ

στο 2s η κυματοσυνάρτηση αλλάζει πρόσημο κατά τη μετάβασή της

διαμέσου της κομβικής επιφάνειας από (+) σε (-) Τα πρόσημα αυτά

δεν πρέπει να συγχέονται με το φορτίο των ηλεκτρονίων ή του

πυρήνα

∆υο ηλεκτρόνια του ίδιου ατόμου δεν μπορούννα έχουν το ίδιο σύνολο των τεσσάρων κβαντικώναριθμών

∆υο ηλεκτρόνια μπορούν να καταλάβουν το ίδιοτροχιακό μόνο όταν έχουν αντίθετα spinsΣε κάθε τροχιακό υπάρχουν το πολύ δυο ηλεκτρόνια

Η απαγορευτική αρχή του Pauli

1s 2s 2p

H

He

Πρώτη Περίοδος

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 1Υδρογόνο ΉλιονZ = 1 Z = 21s 1 1s 2

Τα σχήματα των p τροχιακών μοιάζουν με αλτήρες

Τα p τροχιακά δεν υπάρχουν όταν ο n = 1Εμφανίζονται όταν είναι ο n = 2 και μεγαλύτεροςΥπάρχουν τρία τροχιακά p για κάθε τιμή του n(όταν ο n είναι μεγαλύτερος από 1)

Τροχιακά p

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 2

1s 2s 2p

Be 4

B 5

C 6

Li 3

Z

∆εύτερη Περίοδος

1s 2s 2p

O 8

F 9

Ne 10

N 7

Z

∆εύτερη Περίοδος

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Ο κύριος κβαντικός αριθμός n είναι ένας ακέραιος ο οποίος καθορίζει τη στιβάδα καισχετίζεται με την ενέργεια του τροχιακού

Οι κβαντικοί αριθμοί της στροφορμήςαποδίδονται συνήθως με ένα γράμμα (s p d f κλπ)και περιγράφουν το σχήμα του τροχιακού

Κβαντικοί Αριθμοί

Συνοπτικός Πίνακας κβαντικών αριθμών

ΟΝΟΜΑ ΣΥΜΒΟΛΟ ΤΡΟΧΙΑΚΗΕΡΜΗΝΕΙΑ

ΕΥΡΟΣΤΙΜΩΝ

ΠΑΡΑ∆ΕΙΓΜΑΤΑ ΤΙΜΩΝ

Κύριοςκβαντικός αριθμός

n Φλοιός 1len n=1 2 3hellip

ΑζιμουθιακόςΚβαντικός αριθμός

l Υποφλοιός 0 le l lt n-1 Για n=3l=012 (s p d)

Μαγνητικόςκβαντικός αριθμός(προβολή της γωνιακής στροφορμής)

mlΠροσανατολισμός του σχήματος του υποφλοιού

minusl leml lt l Για l=2ml=minus2 minus1 0 1 2

Κβαντκός αριθμός προβολής spin

msSpin ηλεκτρονίου

minuss lems le s Για ένα ηλεκτρόνιο s=12

Τα τροχιακά s είναι σφαιρικής συμμετρίας

Η ενέργεια ενός τροχιακού s αυξάνεται με τον αριθμό

των κομβικών επιπέδων που έχει

Ένα κομβικό επίπεδο είναι μια περιοχή όπου ηπιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρονίου είναι μηδέν

Κόμβος είναι η περιοχή με μηδενική ηλεκτρονική πυκνότητα

Ένα 1s τροχιακό δεν έχει κόμβους ένα 2s τροχιακό έχει

ένα ένα 3s τροχιακό έχει δύο κλπ

Τροχιακά s

Κομβικές επιφάνειες τροχιακών

Εγκάρσιες τομές ενός α) 1s τροχιακού και β) ενός 2s τροχιακού Στο

1s η κυματοσυνάρτηση έχει το ίδιο πρόσημο σε όλο το τροχιακό ενώ

στο 2s η κυματοσυνάρτηση αλλάζει πρόσημο κατά τη μετάβασή της

διαμέσου της κομβικής επιφάνειας από (+) σε (-) Τα πρόσημα αυτά

δεν πρέπει να συγχέονται με το φορτίο των ηλεκτρονίων ή του

πυρήνα

∆υο ηλεκτρόνια του ίδιου ατόμου δεν μπορούννα έχουν το ίδιο σύνολο των τεσσάρων κβαντικώναριθμών

∆υο ηλεκτρόνια μπορούν να καταλάβουν το ίδιοτροχιακό μόνο όταν έχουν αντίθετα spinsΣε κάθε τροχιακό υπάρχουν το πολύ δυο ηλεκτρόνια

Η απαγορευτική αρχή του Pauli

1s 2s 2p

H

He

Πρώτη Περίοδος

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 1Υδρογόνο ΉλιονZ = 1 Z = 21s 1 1s 2

Τα σχήματα των p τροχιακών μοιάζουν με αλτήρες

Τα p τροχιακά δεν υπάρχουν όταν ο n = 1Εμφανίζονται όταν είναι ο n = 2 και μεγαλύτεροςΥπάρχουν τρία τροχιακά p για κάθε τιμή του n(όταν ο n είναι μεγαλύτερος από 1)

Τροχιακά p

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 2

1s 2s 2p

Be 4

B 5

C 6

Li 3

Z

∆εύτερη Περίοδος

1s 2s 2p

O 8

F 9

Ne 10

N 7

Z

∆εύτερη Περίοδος

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Συνοπτικός Πίνακας κβαντικών αριθμών

ΟΝΟΜΑ ΣΥΜΒΟΛΟ ΤΡΟΧΙΑΚΗΕΡΜΗΝΕΙΑ

ΕΥΡΟΣΤΙΜΩΝ

ΠΑΡΑ∆ΕΙΓΜΑΤΑ ΤΙΜΩΝ

Κύριοςκβαντικός αριθμός

n Φλοιός 1len n=1 2 3hellip

ΑζιμουθιακόςΚβαντικός αριθμός

l Υποφλοιός 0 le l lt n-1 Για n=3l=012 (s p d)

Μαγνητικόςκβαντικός αριθμός(προβολή της γωνιακής στροφορμής)

mlΠροσανατολισμός του σχήματος του υποφλοιού

minusl leml lt l Για l=2ml=minus2 minus1 0 1 2

Κβαντκός αριθμός προβολής spin

msSpin ηλεκτρονίου

minuss lems le s Για ένα ηλεκτρόνιο s=12

Τα τροχιακά s είναι σφαιρικής συμμετρίας

Η ενέργεια ενός τροχιακού s αυξάνεται με τον αριθμό

των κομβικών επιπέδων που έχει

Ένα κομβικό επίπεδο είναι μια περιοχή όπου ηπιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρονίου είναι μηδέν

Κόμβος είναι η περιοχή με μηδενική ηλεκτρονική πυκνότητα

Ένα 1s τροχιακό δεν έχει κόμβους ένα 2s τροχιακό έχει

ένα ένα 3s τροχιακό έχει δύο κλπ

Τροχιακά s

Κομβικές επιφάνειες τροχιακών

Εγκάρσιες τομές ενός α) 1s τροχιακού και β) ενός 2s τροχιακού Στο

1s η κυματοσυνάρτηση έχει το ίδιο πρόσημο σε όλο το τροχιακό ενώ

στο 2s η κυματοσυνάρτηση αλλάζει πρόσημο κατά τη μετάβασή της

διαμέσου της κομβικής επιφάνειας από (+) σε (-) Τα πρόσημα αυτά

δεν πρέπει να συγχέονται με το φορτίο των ηλεκτρονίων ή του

πυρήνα

∆υο ηλεκτρόνια του ίδιου ατόμου δεν μπορούννα έχουν το ίδιο σύνολο των τεσσάρων κβαντικώναριθμών

∆υο ηλεκτρόνια μπορούν να καταλάβουν το ίδιοτροχιακό μόνο όταν έχουν αντίθετα spinsΣε κάθε τροχιακό υπάρχουν το πολύ δυο ηλεκτρόνια

Η απαγορευτική αρχή του Pauli

1s 2s 2p

H

He

Πρώτη Περίοδος

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 1Υδρογόνο ΉλιονZ = 1 Z = 21s 1 1s 2

Τα σχήματα των p τροχιακών μοιάζουν με αλτήρες

Τα p τροχιακά δεν υπάρχουν όταν ο n = 1Εμφανίζονται όταν είναι ο n = 2 και μεγαλύτεροςΥπάρχουν τρία τροχιακά p για κάθε τιμή του n(όταν ο n είναι μεγαλύτερος από 1)

Τροχιακά p

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 2

1s 2s 2p

Be 4

B 5

C 6

Li 3

Z

∆εύτερη Περίοδος

1s 2s 2p

O 8

F 9

Ne 10

N 7

Z

∆εύτερη Περίοδος

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Τα τροχιακά s είναι σφαιρικής συμμετρίας

Η ενέργεια ενός τροχιακού s αυξάνεται με τον αριθμό

των κομβικών επιπέδων που έχει

Ένα κομβικό επίπεδο είναι μια περιοχή όπου ηπιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρονίου είναι μηδέν

Κόμβος είναι η περιοχή με μηδενική ηλεκτρονική πυκνότητα

Ένα 1s τροχιακό δεν έχει κόμβους ένα 2s τροχιακό έχει

ένα ένα 3s τροχιακό έχει δύο κλπ

Τροχιακά s

Κομβικές επιφάνειες τροχιακών

Εγκάρσιες τομές ενός α) 1s τροχιακού και β) ενός 2s τροχιακού Στο

1s η κυματοσυνάρτηση έχει το ίδιο πρόσημο σε όλο το τροχιακό ενώ

στο 2s η κυματοσυνάρτηση αλλάζει πρόσημο κατά τη μετάβασή της

διαμέσου της κομβικής επιφάνειας από (+) σε (-) Τα πρόσημα αυτά

δεν πρέπει να συγχέονται με το φορτίο των ηλεκτρονίων ή του

πυρήνα

∆υο ηλεκτρόνια του ίδιου ατόμου δεν μπορούννα έχουν το ίδιο σύνολο των τεσσάρων κβαντικώναριθμών

∆υο ηλεκτρόνια μπορούν να καταλάβουν το ίδιοτροχιακό μόνο όταν έχουν αντίθετα spinsΣε κάθε τροχιακό υπάρχουν το πολύ δυο ηλεκτρόνια

Η απαγορευτική αρχή του Pauli

1s 2s 2p

H

He

Πρώτη Περίοδος

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 1Υδρογόνο ΉλιονZ = 1 Z = 21s 1 1s 2

Τα σχήματα των p τροχιακών μοιάζουν με αλτήρες

Τα p τροχιακά δεν υπάρχουν όταν ο n = 1Εμφανίζονται όταν είναι ο n = 2 και μεγαλύτεροςΥπάρχουν τρία τροχιακά p για κάθε τιμή του n(όταν ο n είναι μεγαλύτερος από 1)

Τροχιακά p

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 2

1s 2s 2p

Be 4

B 5

C 6

Li 3

Z

∆εύτερη Περίοδος

1s 2s 2p

O 8

F 9

Ne 10

N 7

Z

∆εύτερη Περίοδος

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Κομβικές επιφάνειες τροχιακών

Εγκάρσιες τομές ενός α) 1s τροχιακού και β) ενός 2s τροχιακού Στο

1s η κυματοσυνάρτηση έχει το ίδιο πρόσημο σε όλο το τροχιακό ενώ

στο 2s η κυματοσυνάρτηση αλλάζει πρόσημο κατά τη μετάβασή της

διαμέσου της κομβικής επιφάνειας από (+) σε (-) Τα πρόσημα αυτά

δεν πρέπει να συγχέονται με το φορτίο των ηλεκτρονίων ή του

πυρήνα

∆υο ηλεκτρόνια του ίδιου ατόμου δεν μπορούννα έχουν το ίδιο σύνολο των τεσσάρων κβαντικώναριθμών

∆υο ηλεκτρόνια μπορούν να καταλάβουν το ίδιοτροχιακό μόνο όταν έχουν αντίθετα spinsΣε κάθε τροχιακό υπάρχουν το πολύ δυο ηλεκτρόνια

Η απαγορευτική αρχή του Pauli

1s 2s 2p

H

He

Πρώτη Περίοδος

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 1Υδρογόνο ΉλιονZ = 1 Z = 21s 1 1s 2

Τα σχήματα των p τροχιακών μοιάζουν με αλτήρες

Τα p τροχιακά δεν υπάρχουν όταν ο n = 1Εμφανίζονται όταν είναι ο n = 2 και μεγαλύτεροςΥπάρχουν τρία τροχιακά p για κάθε τιμή του n(όταν ο n είναι μεγαλύτερος από 1)

Τροχιακά p

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 2

1s 2s 2p

Be 4

B 5

C 6

Li 3

Z

∆εύτερη Περίοδος

1s 2s 2p

O 8

F 9

Ne 10

N 7

Z

∆εύτερη Περίοδος

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

∆υο ηλεκτρόνια του ίδιου ατόμου δεν μπορούννα έχουν το ίδιο σύνολο των τεσσάρων κβαντικώναριθμών

∆υο ηλεκτρόνια μπορούν να καταλάβουν το ίδιοτροχιακό μόνο όταν έχουν αντίθετα spinsΣε κάθε τροχιακό υπάρχουν το πολύ δυο ηλεκτρόνια

Η απαγορευτική αρχή του Pauli

1s 2s 2p

H

He

Πρώτη Περίοδος

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 1Υδρογόνο ΉλιονZ = 1 Z = 21s 1 1s 2

Τα σχήματα των p τροχιακών μοιάζουν με αλτήρες

Τα p τροχιακά δεν υπάρχουν όταν ο n = 1Εμφανίζονται όταν είναι ο n = 2 και μεγαλύτεροςΥπάρχουν τρία τροχιακά p για κάθε τιμή του n(όταν ο n είναι μεγαλύτερος από 1)

Τροχιακά p

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 2

1s 2s 2p

Be 4

B 5

C 6

Li 3

Z

∆εύτερη Περίοδος

1s 2s 2p

O 8

F 9

Ne 10

N 7

Z

∆εύτερη Περίοδος

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

1s 2s 2p

H

He

Πρώτη Περίοδος

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 1Υδρογόνο ΉλιονZ = 1 Z = 21s 1 1s 2

Τα σχήματα των p τροχιακών μοιάζουν με αλτήρες

Τα p τροχιακά δεν υπάρχουν όταν ο n = 1Εμφανίζονται όταν είναι ο n = 2 και μεγαλύτεροςΥπάρχουν τρία τροχιακά p για κάθε τιμή του n(όταν ο n είναι μεγαλύτερος από 1)

Τροχιακά p

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 2

1s 2s 2p

Be 4

B 5

C 6

Li 3

Z

∆εύτερη Περίοδος

1s 2s 2p

O 8

F 9

Ne 10

N 7

Z

∆εύτερη Περίοδος

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Τα σχήματα των p τροχιακών μοιάζουν με αλτήρες

Τα p τροχιακά δεν υπάρχουν όταν ο n = 1Εμφανίζονται όταν είναι ο n = 2 και μεγαλύτεροςΥπάρχουν τρία τροχιακά p για κάθε τιμή του n(όταν ο n είναι μεγαλύτερος από 1)

Τροχιακά p

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 2

1s 2s 2p

Be 4

B 5

C 6

Li 3

Z

∆εύτερη Περίοδος

1s 2s 2p

O 8

F 9

Ne 10

N 7

Z

∆εύτερη Περίοδος

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 2

1s 2s 2p

Be 4

B 5

C 6

Li 3

Z

∆εύτερη Περίοδος

1s 2s 2p

O 8

F 9

Ne 10

N 7

Z

∆εύτερη Περίοδος

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

1s 2s 2p

O 8

F 9

Ne 10

N 7

Z

∆εύτερη Περίοδος

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

12Ιοντικοί δεσμοί

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων

Clndash (ανιόν)Na+ (κατιόν)

Ιοντικός δεσμός

Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού Ei=496 kJmol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένειαEea=-349 kJmol το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na+ και αρνητικά φορτισμένα Clndash Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανηχημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία

Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από ταμέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα

Ιοντικός δεσμός

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

13Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Το 1916 ο G N Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται

για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή

Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομοείναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεταιμεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Ομοιοπολικός δεσμός στο H2

H HΤα δυο άτομα υδρογόνου κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο

μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνιασrsquo ένα ομοιοπολικό δεσμό

H H

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Ομοιοπολικός δεσμός στο F2

∆ύο άτομα φθορίου κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους

Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σrsquo έναν ομοιοπολικό δεσμό

Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου

F F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Ο κανόνας της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σεπεριπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούςδεσμούς σε C N O και F

F F

Κατά τον σχηματισμό ενώσεων τα άτομα κερδίζουν χάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

C

F

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) καιτέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο)

για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF4

FC

F

F F

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα καικάθε φθόριο

Παράδειγμα 1

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή Μπορούμε

να ξαναγράψουμε

FC

F

F F

CF

F

F

F

ως

Παράδειγμα 2

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

14∆ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

C O

O

C O

O

NCH NCH

∆ιοξείδιο του άνθρακα

Υδροκυάνιο

Ανόργανα παραδείγματα

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Αιθυλένιο

Ακετυλένιο CCH H CCH H

C C

H

HHH

C C

H H

HH

Οργανικά παραδείγματα

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

15Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

και ηλεκτραρνητικότητα

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνιαΈνα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια

Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότηταςενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτόόταν συνδέεται μrsquo ένα άλλο στοιχείο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς ταδεξιά στον περιοδικό πίνακα Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας

HmdashH N NFF

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότηταςμεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναιο δεσμός

Γενίκευση

Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικήςηλεκτραρνητικότητας

O Cδ+δminus

FH

δ+ δminusOH

δ+ δminusHδ+

O δminus

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

16Τυπικό φορτίο

Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθεάτομο σrsquo αυτή τη δομή Lewis

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνοbullΑποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο ObullΈνα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιοbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0

Τυπικό φορτίο του H

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΤο Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούςbullΑποδίδονται 2 απrsquo αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο ObullΤο Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη Αποδίδονται όλα τα4 αυτά ηλεκτρόνια στο ObullΕπομένως ο ολικός αριθμός των αποδιδομένωνηλεκτρονίων στο O είναι 2 + 4 = 6

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια απόμονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι 0

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7 (6 ηλεκτρόνιααπό τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμέναηλεκτρόνια)bullΈνα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του O είναι -1

Τυπικό φορτίο του O

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΗ ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς)bullΈνα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνιαbullΕπομένως το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1

Τυπικό φορτίο του N

ndash

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Νιτρικό οξύ

H O

O

O

N

bullΜια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία

Τυπικά φορτία

ndash+

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

Τυπικό φορτίο =

αριθμός ομάδαςστον περιοδικό πίνακα

αριθμόςδεσμών

αριθμόςμονήρων ηλεκτρονίων

ndash ndash

Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο

laquoΗλεκτρονικές αριθμήσεις και τυπικάφορτία στο NH4

+ και στο BF4-

1

4

N

H

H H

H

+7

4

BF

F

F

F

ndash

Τυπικό φορτίο