Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑ 1.3 ΑΠΟ ΤΟ...

9
ÊÙÓÔÁÓ ÊÁËÁÌÁÔÉÁÍÏÓ ÃÅÍÉÊÇ ×ÇÌÅÉÁ ( ô Ëõêåßïõ ÈåôéêÞò Êáôåýèõíóçò) Èåùñßá - Ìåèïäïëïãßá 400 ËõìÝíåò ÁóêÞóåéò

description

Η ενότητα 1.3 προέρχεται από το σχολικό βοήθημα "Γενική Χημεία για την Γ΄Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης" του Κ. Καλαματιανού.Το βιβλίο διατίθεται στα εξής βιβλιοπωλεία (μεταξύ άλλων): Iανός (Αθήνα-Θεσ/νίκη), Κορφιάτης (Ιπποκράτους 6), Λ. Γρηγόρη (Σόλωνος 71), Ελευθερουδάκης, Πατάκης (Ακαδημίας 65),ΒΙΒΛΙΟΧΩΡΑ (Χ. Τρικούπη 49).Περισσότερες λεπτομέρειες και τμήματα του βιβλίου για ανάγνωση δίνονται στό: https://sites.google.com/site/kalamatianosbooks/Η ΕΝΟΤΗΤΑ ΠΕΡΙΛΑΜΒΑΝΕΙ ΤΑ ΠΑΡΑΚΑΤΩ: ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ, ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑ ΣΘΕΝΟΥΣ, ΕΤΕΡΟΠΟΛΙΚΟΣ, ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ, ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗ ΘΕΩΡΙΑ ΤΟΥ ΣΘΕΝΟΥΣ, ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΟΣ ΤΥΠΟΣ ΤΟΥ LEWIS.

Transcript of Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑ 1.3 ΑΠΟ ΤΟ...

Page 1: Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑ 1.3 ΑΠΟ ΤΟ ΒΙΒΛΙΟ Κ. ΚΑΛΑΜΑΤΙΑΝΟΣ_ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ_

ÊÙÓÔÁÓ ÊÁËÁÌÁÔÉÁÍÏÓ

ÃÅÍÉÊÇ ×ÇÌÅÉÁ( ô Ëõêåßïõ ÈåôéêÞò Êáôåýèõíóçò)

È å ù ñ ß á - Ì å è ï ä ï ë ï ã ß á

4 0 0 Ë õ ì Ý í å ò Á ó ê Þ ó å é ò

Êþ

óôá

ò Ê

áë

áì

áôé

áíü

ò

ÃÅ

ÍÉÊ

Ç ×

ÇÌ

ÅÉÁ

( Ã

´ Ëõ

êåß

ïõ

Èåô

éêÞ

ò Ê

áôå

ýè

õíó

çò)

Page 2: Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑ 1.3 ΑΠΟ ΤΟ ΒΙΒΛΙΟ Κ. ΚΑΛΑΜΑΤΙΑΝΟΣ_ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ_

111...333 ΗΗΗΛΛΛΕΕΕΚΚΚΤΤΤΡΡΡΟΟΟΝΝΝΙΙΙΑΑΑΚΚΚΟΟΟΙΙΙ ΤΤΤΥΥΥΠΠΠΟΟΟΙΙΙ ΚΚΚΑΑΑΙΙΙ ΧΧΧΗΗΗΜΜΜΙΙΙΚΚΚΟΟΟΙΙΙ ∆∆∆ΕΕΕΣΣΣΜΜΜΟΟΟΙΙΙ ΣΚΟΠΟΣ Αν και τα γνωστά στοιχεία είναι μόνο 118 είναι φανερό ότι στην φύση υπάρχει μεγάλος αριθμός χημικών ενώσεων. Αυτό συμβαίνει γιατί τα άτομα των στοιχείων αντιδρούν μεταξύ τους και ενώνονται με χημικούς δεσμούς σχηματίζοντας μόρια. Από την μέχρι τώρα σε αυτό το κεφάλαιο παρουσίαση της ηλεκτρονιακής δομής των στοιχείων και των περιοδικών ιδιοτήτων τους ήδη έχει γίνει φανερό ότι τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας τους (λέγονται και ηλεκτρόνια σθένους71) είναι αυτά πού: α) συμμετέχουν στην δημιουργία των διάφορων χημικών δεσμών72

β) καθορίζουν την χημική συμπεριφορά των στοιχείων. Στις αρχές του 20ου αιώνα και στην προσπάθειά τους να εξηγήσουν τον σχηματισμό και την φύση του χημικού δεσμού οι επιστήμονες διατύπωσαν τις κβαντικές θεωρίες του Δεσμού Σθένους και των Μοριακών Τροχιακών που δίνουν μία ολοκληρωμένη περιγραφή του τρόπου με τον οποίο τα άτομα συνδέονται μεταξύ τους με ομοιοπολικούς δεσμούς για να σχηματίσουν χημικές ενώσεις. Οι θεωρίες αυτές όμως ξεφεύγουν από τα πλαίσια της ύλης που θα παρουσιασθεί σε αυτό το βιβλίο. Για την περιγραφή του σχηματισμού των χημικών δεσμών σε αυτό το βιβλίο θα παρουσιασθεί μία προ-κβαντική θεωρία η οποία ονομάζεται «Ηλεκτρονιακή Θεωρία του Σθένους» και η οποία διατυπώθηκε από τον Ramsay (1908) και συμπληρώθηκε από τον Γερμανό χημικό Kossel και τους Αμερικανούς Langmuir και Lewis (1916). Σκοπός σε αυτή την ενότητα είναι:

i. Να εξηγήσουμε πώς σχηματίζονται τα διάφορα είδη χημικών δεσμών χρησιμοποιώντας την Ηλεκτρονιακή Θεωρία του Σθένους και τους ηλεκτρονιακούς τύπους του Lewis

ii. Να παρουσιάσουμε και να εξηγήσουμε τα βασικά σημεία της Ηλεκτρονιακής Θεωρίας του Σθένους

iii. Να διατυπώσουμε και να εξηγήσουμε τους κανόνες για την γραφή των ηλεκτρονιακών τύπων του Lewis

iv. Να παρουσιάσουμε σύντομα την χρησιμότητα και τις εφαρμογές των ηλεκτρονιακών τύπων του Lewis στην μελέτη σχηματισμού των χημικών ενώσεων

v. Να παρουσιάσουμε τα «αδύνατα σημεία» της Ηλεκτρονιακής Θεωρίας του Σθένους

ΠΡΟΣΔΟΚΩΜΕΝΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ Όταν θα έχεις ολοκληρώσει την μελέτη αυτής της ενότητας θα είσαι σε θέση να:

i. Γράψεις τα σύμβολα του Lewis για στοιχεία εάν γνωρίζεις την θέση τους στον περιοδικό πίνακα ή την ηλεκτρονιακή δομή τους ii. Γράψεις τους ηλεκτρονιακούς τύπους του Lewis για χημικές ενώσεις εάν γνωρίζεις τον μοριακό τύπο τους iii. Εξηγήσεις τα βασικά σημεία της Ηλεκτρονιακής Θεωρίας του Σθένους

71 Ηλεκτρόνια σθένους λέγονται τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας των ατόμων και είναι αυτά που συμμετέχουν στην δημιουργία των διαφόρων χημικών δεσμών και καθορίζουν την χημική συμπεριφορά των στοιχείων 72 Τα είδη των χημικών δεσμών είναι: i) ο ετεροπολικός ή ιοντικός ii) ο ομοιοπολικός και iii) ο μεταλλικός

KK
Ηλεκτρόνια σθένους λέγονται τα ηλεκ-τρόνια της εξωτερικής στιβάδας των ατόμων και είναι αυτά που συμμετέχουν στην δημιουργία των διαφόρων χημικών δε-σμών και καθορίζουν την χημική συμπεριφορά των στοιχείων
KK
Τα είδη των χημικών δεσμών είναι: i) ο ετεροπολικός ή ιοντικός ii) ο ομοιοπολικός και iii) ο μεταλλικός
Page 3: Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑ 1.3 ΑΠΟ ΤΟ ΒΙΒΛΙΟ Κ. ΚΑΛΑΜΑΤΙΑΝΟΣ_ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ_

KΕΦΑΛΑΙΟ 1: ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗ ΔΟΜΗ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ ΚΑΙ Ο ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ

116

iv. Περιγράψεις τα διάφορα είδη χημικών δεσμών και να εξηγήσεις πώς σχηματίζονται χρησιμοποιώντας τους ηλεκτρονιακούς τύπους του Lewis

v. Γράψεις ηλεκτρονιακούς τύπους για ενώσεις όπου δεν ισχύει ο Κανόνας της Οκτάδας vi. Να περιγράψεις τις εφαρμογές αλλά και τα «αδύνατα σημεία» της Ηλεκτρονιακής Θεωρίας του

Σθένους ΛΕΞΕΙΣ – ΚΛΕΙΔΙΑ Χημικός δεσμός, ηλεκτρόνια σθένους, ετεροπολικός ή ιοντικός δεσμός, ομοιοπολικός δεσμός, ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους, σύμβολα του Lewis, ηλεκτρονιακός τύπος του Lewis, αρχή ελάχιστης ενέργειας, κανόνας της οκτάδας

111...333...111 ΧΧΧΗΗΗΜΜΜΙΙΙΚΚΚΟΟΟΙΙΙ ∆∆∆ΕΕΕΣΣΣΜΜΜΟΟΟΙΙΙ ΚΚΚΑΑΑΙΙΙ ΗΗΗΛΛΛΕΕΕΚΚΚΤΤΤΡΡΡΟΟΟΝΝΝΙΙΙΑΑΑΚΚΚΗΗΗ ∆∆∆ΟΟΟΜΜΜΗΗΗ ΤΤΤΩΩΩΝΝΝ ΑΑΑΤΤΤΟΟΟΜΜΜΩΩΩΝΝΝ Στην καθημερινή ζωή και σχεδόν σε κάθε γεύμα χρησιμοποιούμε δύο άσπρες, κρυσταλλικές χημικές ουσίες: το μαγειρικό αλάτι και την ζάχαρη. Αν και στην εμφάνιση οι δύο αυτές ουσίες παρουσιάζουν ομοιότητες στην χημική τους συμπεριφορά διαφέρουν σημαντικά. Το μαγειρικό αλάτι είναι χλωριούχο νάτριο (NaCl) και αποτελείται από ιόντα νατρίου (Na+) και χλωρίου (Cl-) τα οποία έλκονται μεταξύ τους λόγω του αντίθετου φορτίου που έχουν (ηλεκτροστατικές δυνάμεις). Ο χημικός δεσμός με τον οποίο συνδέονται τα ιόντα Na+ και Cl- στο NaCl ονομάζεται ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός. Αντίθετα, στην ζάχαρη δεν υπάρχουν ιόντα. Στην ζάχαρη (σακχαρόζη C12H22O11), η οποία αποτελείται από ένα μόριο γλυκόζης και ένα μόριο φρουκτόζης, τα άτομα ενώνονται μεταξύ τους με ομοιοπολικούς δεσμούς. Αποτέλεσμα των διαφορετικών δεσμών που υπάρχουν μεταξύ των ατόμων στο αλάτι και στην ζάχαρη είναι η διαφορετική τους συμπεριφορά όταν διαλύονται στο νερό. Το NaCl όταν διαλύεται στο νερό δίνει ιόντα Na+

και Cl- και το διάλυμα που προκύπτει είναι καλός αγωγός του ηλεκτρισμού (επιτρέπει τη διέλευση του ηλεκτρικού ρεύματος) ενώ όταν διαλύεται στο νερό η σακχαρόζη δεν δίνει ιόντα και το διάλυμα δεν είναι καλός αγωγός του ηλεκτρισμού. Από τα παραπάνω προκύπτει ότι οι ιδιότητες των χημικών ουσιών καθορίζονται σε μεγάλο βαθμό από το είδος των δεσμών με τους οποίους ενώνονται τα άτομα τους. Οι βασικές ερωτήσεις που πρέπει επομένως να απαντηθούν είναι:

• Τι καθορίζει το είδος του χημικού δεσμού μεταξύ δύο ατόμων; Η απάντηση στην ερώτηση αυτή είναι η ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων που ενώνονται μεταξύ τους.

• Γιατί ενώνονται τα άτομα των στοιχείων μεταξύ τους; Η αιτία της δημιουργίας των χημικών δεσμών είναι η γενική τάση που έχουν όλα τα σώματα στην φύση και τα χημικά στοιχεία να μεταβαίνουν σε καταστάσεις μικρότερης ενέργειας (αρχή της ελάχιστης ενέργειας). Κατά την προσέγγιση δύο ατόμων σχηματίζεται χημικός δεσμός και ταυτόχρονα ελαττώνεται η ενέργεια όταν οι ελκτικές δυνάμεις μεταξύ του πυρήνα του ενός και των εξωτερικών ηλεκτρονίων του άλλου υπερισχύουν των απωστικών δυνάμεων μεταξύ των πυρήνων και μεταξύ των εξωτερικών ηλεκτρονίων. Για παράδειγμα όταν τα άτομα Α και Β ενώνονται για να σχηματίσουν την ένωση ΑΒ, η ενέργεια ΕΑΒ της ένωσης ΑΒ είναι μικρότερη από την συνολική ενέργεια ΕΑ+EB των ατόμων Α και Β: ΕΑΒ < ΕΑ+EB. Στο Σχήμα 1-42 παρουσιάζεται η μεταβολή στην ενέργεια καθώς δύο άτομα υδρογόνου (στην συγκεκριμένη περίπτωση Α =B= άτομο Η) πλησιάζουν το ένα το άλλο για να σχηματισθεί το μόριο H2. Στην θέση 1 η απόσταση μεταξύ των πυρήνων των δύο ατόμων είναι μεγαλύτερη από 200 pm73 και η ενέργειά τους είναι ίση με 73 1 pm = 10-12 m

KK
1 pm = 10-12 m
Page 4: Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑ 1.3 ΑΠΟ ΤΟ ΒΙΒΛΙΟ Κ. ΚΑΛΑΜΑΤΙΑΝΟΣ_ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ_

Ενότητα 1.3.2: Ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους – Hλεκτρονιακοί τύποι του Lewis

μηδέν. Καθώς τα δύο άτομα πλησιάζουν το ένα το άλλο ενέργεια αποδεσμεύεται και όταν η απόσταση των πυρήνων τους είναι περίπου 130 pm (στην θέση 2 στο Σχήμα 1-42) η ενέργεια τους είναι περίπου -240 kJ/mol (έχει αποδεσμευθεί ενέργεια περίπου 240 kJ/mol). Kαθώς πλησιάζουν ακόμη περισσότερο σχηματίζεται ο δεσμός Η-H όταν η απόσταση των πυρήνων είναι 74 pm (θέση 3 στο Σχήμα 1-42). Στο σημείο αυτό η ενέργεια είναι -432 kJ/mol (έχει αποδεσμευθεί ενέργεια περίπου 432 kJ/mol). Oπως φαίνεται παραστατικά και στο Σχήμα 1-42 η κατάσταση μικρότερης ενέργειας στην περίπτωση του συστήματος Η-H είναι στην θέση 3 δηλαδή όταν σχηματισθεί δεσμός μεταξύ των δύο ατόμων.

Σχήμα 1-42: Μεταβολή της ενέργειας κατά τον σχηματισμό δεσμού μεταξύ δύο ατόμων υδρογόνου. Η μικρότερη ενέργεια για το σύστημα Η-H παρατηρείται όταν η απόσταση μεταξύ των πυρήνων των δύο ατόμων είναι 74 pm δηλαδή όταν σχηματίζεται δεσμός μεταξύ των ατόμων.

117

111...333...222 ΗΗΗΛΛΛΕΕΕΚΚΚΤΤΤΡΡΡΟΟΟΝΝΝΙΙΙΑΑΑΚΚΚΗΗΗ ΘΘΘΕΕΕΩΩΩΡΡΡΙΙΙΑΑΑ ΤΤΤΟΟΟΥΥΥ ΣΣΣΘΘΘΕΕΕΝΝΝΟΟΟΥΥΥΣΣΣ ––– Η ΗΗΛΛΛΕΕΕΚΚΚΤΤΤΡΡΡΟΟΟΝΝΝΙΙΙΑΑΑΚΚΚΟΟΟΙΙΙ ΤΤΤΥΥΥΠΠΠΟΟΟΙΙΙ ΤΤΤΟΟΟΥΥΥ LLLEEEWWWIIISSS ΚΚΚΑΑΑΙΙΙ ΧΧΧΗΗΗΜΜΜΙΙΙΚΚΚΟΟΟΙΙΙ ∆∆∆ΕΕΕΣΣΣΜΜΜΟΟΟΙΙΙ Όπως ήδη έχουμε αναφέρει τα ηλεκτρόνια που συμμετέχουν στην δημιουργία των χημικών δεσμών είναι αυτά που βρίσκονται στην εξωτερική στιβάδα των ατόμων και τα οποία ονομάζονται και ηλεκτρόνια σθένους. Για την περιγραφή του σχηματισμού των χημικών δεσμών από τα ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων διατυπώθηκε η Ηλεκτρονιακή Θεωρία του Σθένους αρχικά από τον Ramsay (1908). Αργότερα η παραπάνω θεωρία συμπληρώθηκε από τον Kossel και τον Lewis και δημοσιεύθηκε με τον τίτλο «Το Άτομο και το Μόριο» (1916) σε μία προσπάθεια να περιγραφεί και να εξηγηθεί ο σχηματισμός δεσμών μεταξύ ατόμων σε μη ιοντικές ενώσεις. Τα βασικά σημεία της Ηλεκτρονιακής Θεωρίας του Σθένους είναι:

• Στους χημικούς δεσμούς συμμετέχουν μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους Τα ηλεκτρόνια σθένους ενός ατόμου έλκονται ασθενέστερα από τον πυρήνα σε σχέση με τα υπόλοιπα ηλεκτρόνια και η ενέργεια που απαιτείται για να απομακρυνθούν από το άτομο είναι μικρότερη. Επομένως

Page 5: Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑ 1.3 ΑΠΟ ΤΟ ΒΙΒΛΙΟ Κ. ΚΑΛΑΜΑΤΙΑΝΟΣ_ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ_

KΕΦΑΛΑΙΟ 1: ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗ ΔΟΜΗ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ ΚΑΙ Ο ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ

μπορούμε να θεωρήσουμε ότι είναι περισσότερο «ελεύθερα» να μετακινηθούν και να συμμετάσχουν στον σχηματισμό δεσμών. Ο G.N. Lewis πρότεινε απλά σύμβολα για την γραφή των στοιχείων και των ηλεκτρονίων σθένους τους (ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας) γνωστά ως σύμβολα του Lewis έτσι ώστε να είναι εφικτό να παρακολουθήσουμε τον αριθμό και τις «θέσεις» των ηλεκτρονίων αυτών κατά τον σχηματισμό των δεσμών. Το σύμβολο του Lewis για ένα στοιχείο αποτελείται από :

Το χημικό σύμβολο του στοιχείου (π.χ. F, Li, C) Από μία τελεία για κάθε ένα ηλεκτρόνιο σθένους του στοιχείου74. Οι τελείες (που συμβολίζουν τα ηλεκτρόνια σθένους του στοιχείου) τοποθετούνται στις τέσσερις πλευρές του χημικού συμβόλου του στοιχείου έτσι ώστε να υπάρχει μία τελεία σε κάθε πλευρά πριν τοποθετηθεί και δεύτερη με μέγιστο τις δύο τελείες σε κάθε πλευρά.

Για παράδειγμα το F έχει επτά ηλεκτρόνια σθένους (1 μονήρες75 ηλεκτρόνιο και 3 ζεύγη ηλεκτρονίων). Το σύμβολο του Lewis για το F είναι:

Σύμβολα του Lewis για στοιχεία που ανήκουν σε κύριες ομάδες του περιοδικού πίνακα δίνονται στο Σχήμα 1-43.

Σχήμα 1-43: Σύμβολα Lewis των στοιχείων που ανήκουν σε κύριες ομάδες του περιοδικού πίνακα

74 Ο αριθμός της ομάδας του περιοδικού πίνακα που ανήκει το στοιχείο είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους του (ισχύει μόνο για τα στοιχεία στις Α ομάδες του περιοδικού πίνακα).

75 Μονήρες ονομάζεται ένα ηλεκτρόνιο που είναι μόνο του, δεν είναι σε ζεύγος.

118

KK
Ο αριθμός της ομάδας του περιοδικού πίνακα που ανήκει το στοιχείο είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους του (ισχύει μόνο για τα στοιχεία στις Α ομάδες του περιοδικού πίνακα)
KK
Μονήρες ονομάζεται ένα ηλεκτρόνιο που είναι μόνο του, δεν είναι σε ζεύγος.
Page 6: Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑ 1.3 ΑΠΟ ΤΟ ΒΙΒΛΙΟ Κ. ΚΑΛΑΜΑΤΙΑΝΟΣ_ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ_

Ενότητα 1.3.2: Ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους – Hλεκτρονιακοί τύποι του Lewis

119

• Τα άτομα των στοιχείων έχουν την τάση να προσλαμβάνουν ή να αποβάλλουν ή να

αμοιβαία συνεισφέρουν ηλεκτρόνια προκειμένου να αποκτήσουν την δομή του πλησιέστερου ευγενούς αερίου στον περιοδικό πίνακα δηλαδή οκτώ ηλεκτρόνια στην εξωτερική τους στιβάδα (εξαιρείται η στιβάδα με n=1 – στιβάδα Κ – όπου συμπληρώνεται με δύο ηλεκτρόνια) (Κανόνας της Οκτάδας)76

Πριν την διατύπωση της Ηλεκτρονιακής Θεωρίας του Σθένους οι χημικοί που προσπαθούσαν να εξηγήσουν τον σχηματισμό χημικών δεσμών μεταξύ ατόμων σε χημικές ενώσεις είχαν δυσκολία να ερμηνεύσουν το γεγονός ότι άλλες ουσίες είναι ιοντικές ενώ άλλες μη ιοντικές. Ο Lewis υποστήριξε ότι όταν δύο άτομα πλησιάζουν μεταξύ τους, γίνεται ανακατανομή στα ηλεκτρόνια σθένους έτσι ώστε το καθένα από αυτά να αποκτήσει μία πλήρως συμπληρωμένη εξωτερική στιβάδα με οκτάδα ηλεκτρονίων δηλαδή εξωτερική δομή ευγενούς αερίου (Κανόνας της Οκτάδας). Όταν τα δύο άτομα αποκτήσουν την συμπληρωμένη εξωτερική στιβάδα τότε δημιουργούνται οι προϋποθέσεις για την δημιουργία χημικού δεσμού μεταξύ τους. Ανάλογα με τον τρόπο, με τον οποίο τα άτομα αποκτούν εξωτερική δομή ευγενούς αερίου καθορίζεται και το είδος του δεσμού μεταξύ τους και το γεγονός εάν η χημική ένωση που προκύπτει είναι ιοντική ή μη ιοντική (ομοιοπολική). Η ιδέα ότι η πλήρως συμπληρωμένη εξωτερική στιβάδα συνδυάζεται με ενεργειακή σταθερότητα (έλλειψη τάσης για αντίδραση) προέκυψε στον Lewis από την χημική συμπεριφορά των ευγενών αερίων που έχουν πλήρως συμπληρωμένη την εξωτερική τους στιβάδα και που την εποχή εκείνη ονομάζονταν αδρανή αέρια λόγω του ότι δεν είχαν παρασκευασθεί χημικές ενώσεις τους77. Ποιοι όμως είναι οι τρόποι με τους οποίους δύο άτομα που «πλησιάζουν» μεταξύ τους αποκτούν την εξωτερική δομή ευγενούς αερίου (πλήρως συμπληρωμένη εξωτερική στιβάδα); Τρόπος 1 Για την περίπτωση του Na και του Cl ο Lewis πρότεινε ότι εξωτερική δομή ευγενούς αερίου μπορεί να αποκτηθεί με την μεταφορά ηλεκτρονίου από την εξωτερική στιβάδα του Na στην εξωτερική στιβάδα του Cl (Σχήμα 1-44). Τότε τα δύο ιόντα που προκύπτουν το Na+ και Cl- θα έχουν οκτάδα ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα τους. Το Na+ και Cl- έλκονται με δυνάμεις ηλεκτροστατικής φύσης και ο χημικός δεσμός ο οποίος σχηματίζεται ονομάζεται ιοντικός η ετεροπολικός δεσμός78.

Ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός είναι ο δεσμός που προκύπτει από την μεταφορά ηλεκτρονίου (-ων) από άτομο μετάλλου σε άτομο αμετάλλου. Τα ιόντα που προκύπτουν (θετικό και αρνητικό ιόν) συγκρατούνται από ηλεκτροστατικές δυνάμεις.

76 Υπάρχουν αρκετές αποκλίσεις στον Κανόνα της Οκτάδας αλλά αποδεικνύεται χρήσιμος για την ερμηνεία του σχηματισμού δεσμών μεταξύ στοιχείων των τριών πρώτων περιόδων του περιοδικού πίνακα 77 Μέχρι το 1962 παρά το γεγονός ότι είχαν γίνει πολλές προσπάθειες η σύνθεση χημικών ενώσεων των ευγενών αερί-ων είχε αποτύχει. Σήμερα αρκετά μεγάλος αριθμός χημικών ενώσεων του Kr, Xe και Rn έχει παρασκευασθεί. Το γεγονός αυτό δεν μειώνει την χρησιμότητα των ιδεών των επιστημόνων που διατύπωσαν την Ηλεκτρονιακή Θεωρία του Σθένους για την ερμηνεία του σχηματισμού των χημικών δεσμών. 78 Ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός σχηματίζεται όταν ενώνονται στοιχεία των ομάδων ΙΑ (εκτός του Η, που δεν ανήκει στην ομάδα ΙΑ) και ΙΙΑ του περιοδικού πίνακα (μέταλλα) με αμέταλλα ή γενικότερα μεταξύ ατόμων που παρουσιάζουν μεγάλη διαφορά σε ηλεκτραρνητικότητα ( > 2). Μερικές ιδιότητες των ιοντικών ενώσεων: • Είναι ουσίες κρυσταλλικές • Έχουν ψηλό σημείο τήξης • Διαλύονται γενικά στο Η2Ο • Τα διαλύματα και τα τήγματά τους εμφανίζουν ηλεκτρική αγωγιμότητα

KK
Υπάρχουν αρκετές αποκλίσεις στον Κανόνα της Οκτάδας αλλά αποδεικνύεται χρήσιμος για την ερμηνεία του σχηματισμού δεσμών μεταξύ στοιχείων των τριών πρώτων περιόδων του περιοδικού πίνακα
KK
Μέχρι το 1962 παρά το γεγονός ότι είχαν γίνει πολλές προσπάθειες η σύνθεση χημικών ενώ-σεων των ευγενών αερί-ων είχε αποτύχει. Σήμερα αρκετά μεγάλος αριθμός χημικών ενώσεων του Kr, Xe και Rn έχει παρασκευ-ασθεί. Το γεγονός αυτό δεν μειώνει την χρησιμό-τητα των ιδεών των επι-στημόνων που διατύπω-σαν την Ηλεκτρονιακή Θεωρία του Σθένους για την ερμηνεία του σχημα-τισού των χημικών δεσμών.
KK
Ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός σχηματίζεται όταν ενώνονται στοιχεία των ομάδων ΙΑ (εκτός του Η, που δεν ανήκει στην ομάδα ΙΑ) και ΙΙΑ του περιοδικού πίνακα (μέταλλα) με αμέταλλα ή γενικότερα μεταξύ ατόμων που παρουσιάζουν μεγάλη διαφορά σε ηλεκτραρ-νητικότητα ( > 2). Μερικές ιδιότητες των ιοντικών ενώσεων: Είναι ουσίες κρυσταλλικές Εχουν ψηλό σημείο τήξης Διαλύονται γενικά στο Η2Ο Τα διαλύματα και τα τήγματά τους εμφανίζουν ηλεκτρική αγωγιμότητα
Page 7: Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑ 1.3 ΑΠΟ ΤΟ ΒΙΒΛΙΟ Κ. ΚΑΛΑΜΑΤΙΑΝΟΣ_ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ_

KΕΦΑΛΑΙΟ 1: ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗ ΔΟΜΗ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ ΚΑΙ Ο ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ

Σχήμα 1-44: Σχηματική αναπαράσταση της μεταφοράς ηλεκτρονίου από την εξωτερική στιβάδα του Na στην εξωτερική στιβάδα του Cl κατά την δημιουργία του ιοντικού ή ετεροπολικού δεσμού κατά τον σχηματισμό του NaCl. Χρησιμοποιώντας τα σύμβολα του Lewis μπορούμε να γράψουμε την αντίδραση του Na και του Cl για τον σχηματισμό του [Na+][Cl-] δηλαδή του NaCl όπως στον Πίνακα 1-14. Το NaCl παρουσιάζεται στον Πίνακα 1-14 ως μία ένωση ή ένας συνδυασμός συμβόλων του Lewis που ονομάζεται ηλεκτρονιακός τύπος του Lewis79 και όπου φαίνεται ότι αποτελείται από ιόντα Na+ και Cl-. Με τον σχηματισμό του NaCl τα άτομα του Na και του Cl μεταβαίνουν σε κατάσταση μικρότερης ενέργειας (ενεργειακά σταθερότερη κατάσταση) δηλαδή η ενέργεια του NaCl (ΕNaCl) που σχηματίζεται είναι μικρότερη από το άθροισμα της ενέργειας του Na (ENa) και της ενέργειας του Cl (ECl) ή σε συντομία:

ΕNaCl < ENa + ECl

Η μετάβαση σε αυτή την κατάσταση μικρότερης ενέργειας είναι η αιτία της δημιουργίας του χημικού δεσμού μεταξύ των ατόμων του Na και του Cl. Ας διαπιστώσουμε όμως τι συμβαίνει στην ηλεκτρονιακή δομή της εξωτερικής στιβάδας των στοιχείων:

Πίνακας 1-14: Γραφή της αντίδρασης των ατόμων του Na και του Cl για τον σχηματισμό του NaCl χρησιμοποιώντας σύμβολα Lewis.

ΑΝΤΙΔΡΑΣΗ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ ΤΟΥ Na KAI Cl ΓΙΑ ΤΟΝ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟ NaCl

Αντίδραση

(Τα στοιχεία απεικονίζονται χρησιμοποιώντας σύμβολα του Lewis)

Ηλεκτρονιακή δομή στοιχείου

Na: 1s22s22p63s1

Cl: 1s22s22p63s23p5

Na+: 1s22s22p6

Cl-: 1s22s22p63s23p6

79 Ο ηλεκτρονιακός τύπος του Lewis προκύπτει από σύμβολα του Lewis και περιγράφει τον σχηματισμό χημικού δεσμού σε ένα μόριο παρουσιάζοντας την μεταφορά ή την αμοιβαία συνεισφορά ηλεκτρονίων.

120

KK
Ο ηλεκτρονιακός τύπος του Lewis προκύπτει από σύμβολα του Lewis και περιγράφει τον σχηματισμό χημικού δεσμού σε ένα μόριο παρουσιάζοντας την μεταφορά ή την αμοιβαία συνεισφορά ηλεκτρονίων.
Page 8: Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑ 1.3 ΑΠΟ ΤΟ ΒΙΒΛΙΟ Κ. ΚΑΛΑΜΑΤΙΑΝΟΣ_ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ_

Ενότητα 1.3.2: Ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους – Hλεκτρονιακοί τύποι του Lewis

121

Ενέργεια

Μεταφορά ηλεκτρο-νίου από την εξωτερική υποστι-βάδα 3s του Νa στο Cl. To Na πρέπει να δώσει 1 ηλεκτρόνιο (γίνεται Na+) για να αποκτήσει οκτάδα ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα του.80

Το Cl δέχεται ένα ηλεκ-τρόνιο στην εξωτερική του υποστιβάδα 3p

Το Na+ έλκει το Cl- (ηλεκτροστατικές δυνάμεις)

Το Cl- έλκει το Na+ (ηλεκτροστατικές δυνάμεις)

Αποτέλεσμα

To Νa αποκτά φορ-τίο +1 και μετα-τρέπεται σε Na+. Αποκτά οκτάδα ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα του που έχει n=2

To Cl αποκτά φορτίο -1 και μετατρέπεται σε Cl-. Αποκτά οκτάδα ηλεκτρο-νίων στην εξωτερική στιβάδα του που έχει n=3

Σχηματισμός του NaCl ([Na+][Cl-])

Παρατηρήσεις

Τα μέταλλα όπως το Νa έχουν την τάση να αποβάλλουν ηλεκτρόνια από την εξωτερική στιβάδα τους και να από-κτούν την ηλεκτρο-νιακή δομή ευγε-νούς αερίου.

Τα αμέταλλα όπως το Cl έχουν την τάση να δέχονται ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα τους και να αποκτούν την ηλεκτρονιακή δομή ευγε-νούς αερίου

Τα δύο ιόντα που προκύπτουν με τον παραπάνω τρόπο έλκονται με δυνάμεις ηλεκτροστατικής φύσης και ο χημικός δεσμός που σχηματίζεται ονομάζεται ιοντικός ή ετεροπολικός. Στις ιοντικές ενώσεις δεν υπάρχουν μόρια. Ο τύπος NaCl δείχνει μόνο ότι τα στοιχεία Na και Cl βρίσκονται στον κρύσταλλο του χλωριούχου νατρίου με λόγο 1:1

Τρόπος 2 Για την περίπτωση των χημικών ουσιών που δεν παρουσιάζουν τις ιδιότητες των ιοντικών ενώσεων (δηλαδή που δεν είναι κρυσταλλικά στερεά, με ψηλό σημείο τήξης, δεν παρουσιάζουν ηλεκτρική αγωγιμότητα τα διαλύματα και τα τηγμάτά τους) και αυτές είναι οι περισσότερες που συναντάμε καθημερινά (όπως το νερό, το υδρογόνο, το οξυγόνο, η βενζίνη και άλλες)81 χρειαζόμαστε ένα διαφορετικό τρόπο για να εξηγήσουμε τον σχηματισμό δεσμών μεταξύ των ατόμων τους. Ο Lewis πρότεινε ότι τα άτομα των ουσιών αυτών μπορούν να αποκτήσουν την εξωτερική δομή ευγενούς αερίου με αμοιβαία συνεισφορά μονήρων ηλεκτρονίων (ένα από κάθε άτομο). Ας εξετάσουμε ως παράδειγμα τον σχηματισμό δεσμού μεταξύ δύο ατόμων Cl για την σύνθεση του Cl2. To κάθε άτομο Cl συνεισφέρει ένα μονήρες ηλεκτρόνιο από την εξωτερική στιβάδα του για την δημιουργία ενός δεσμού και αποκτά την εξωτερική δομή ευγενούς αερίου (κάθε άτομο Cl στην ένωση Cl2 έχει οκτώ ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα καθώς το κοινό ζεύγος «ανήκει» και στα δύο άτομα). Τα δύο άτομα συγκρατούνται από τις ελκτικές δυνάμεις που εξασκούνται από τους δύο πυρήνες στο ζεύγος ηλεκτρονίων που υπάρχει μεταξύ τους (Σχήμα 1-45)

80 Μετά την απομάκρυνση του ηλεκτρονίου από την 3s εξωτερική στιβάδα είναι η n= 2 που έχει 8 ηλεκτρόνια (2 στην 2s και 6 στην 2p). 81 Eμφανίζουν χαμηλό σημείο τήξης, βρίσκονται σε στερεή, υγρή ή αέρια κατάσταση.

KK
Μετά την απομάκρυνση του ηλεκτρονίου από την 3s εξωτερική στιβάδα είναι η n= 2 που έχει 8 ηλεκτρόνια (2 στην 2s και 6 στην 2p).
KK
Eμφανίζουν χαμηλό σημείο τήξης, βρίσκονται σε στερεή, υγρή ή αέρια κατάσταση
Page 9: Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑ 1.3 ΑΠΟ ΤΟ ΒΙΒΛΙΟ Κ. ΚΑΛΑΜΑΤΙΑΝΟΣ_ ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ_

KΕΦΑΛΑΙΟ 1: ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗ ΔΟΜΗ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ ΚΑΙ Ο ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ

Σχήμα 1-45: Σχηματική αναπαράσταση της συνεισφοράς ενός ηλεκτρονίου από κάθε άτομο Cl για την δημιουργία ομοιοπολικού δεσμού κατά τον σχηματισμό της ένωσης Cl2. Ο δεσμός που προκύπτει μεταξύ δύο ατόμων με τον παραπάνω τρόπο δηλαδή με αμοιβαία συνεισφορά μονήρων ηλεκτρονίων ονομάζεται ομοιοπολικός δεσμός82.

Ομοιοπολικός δεσμός λέγεται ο δεσμός που προκύπτει μεταξύ δύο ατόμων με αμοιβαία συνεισφορά μονήρων ηλεκτρονίων.

Χρησιμοποιώντας τα σύμβολα του Lewis μπορούμε να γράψουμε την αντίδραση του Cl με ένα άλλο άτομο Cl όπως στον Πίνακα 1-15. Το μόριο που προκύπτει δηλαδή το Cl2 παρουσιάζεται στον Πίνακα 1-15 με ηλεκτρονιακό τύπο του Lewis όπου φαίνεται το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων. Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μεταξύ δύο ατόμων συμβολίζεται είτε ως : (δύο τελείες όπου η κάθε μία συμβολίζει ένα ηλεκτρόνιο) ή ως - (παύλα μεταξύ των δύο ατόμων που συμβολίζει τον σχηματισμό δεσμού, δεσμικό ζεύγος ηλεκτρονίων) στους ηλεκτρονιακούς τύπους του Lewis. Με τον σχηματισμό του Cl2 τα άτομα του Cl μεταβαίνουν σε κατάσταση μικρότερης ενέργειας (ενεργειακά σταθερότερη κατάσταση). Η μετάβαση σε αυτή την κατάσταση μικρότερης ενέργειας είναι η αιτία της δημιουργίας του χημικού δεσμού μεταξύ των ατόμων του Cl. Ας διαπιστώσουμε όμως τι συμβαίνει στην ηλεκτρονιακή δομή της εξωτερικής στιβάδας των στοιχείων στον Πίνακα 1-15. Μία ειδική κατηγορία ομοιοπολικού δεσμού είναι αυτή όπου το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων δεν προκύπτει με αμοιβαία συνεισφορά ηλεκτρονίων αλλά προέρχεται από ένα μόνο άτομο. Στην περίπτωση αυτή και πάλι τα δύο άτομα που ενώνονται αποκτούν πλήρως συμπληρωμένες εξωτερικές στιβάδες. Ο δεσμός αυτός που είναι ειδική κατηγορία του ομοιοπολικού ονομάζεται ημιπολικός ή δοτικός ομοιοπολικός δεσμός. O σχηματισμός ενός τέτοιου δεσμού (ο δεσμός μεταξύ Ν – H) προκύπτει κατά την αντίδραση της αμμωνίας ΝΗ3 με το HCl για τον σχηματισμό του χλωριούχου αμμωνίου ΝH4Cl. Ο δεσμός Ν – H είναι ημιπολικός83.

82 Ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται, όταν ενώνονται μεταξύ τους άτομα των στοιχείων των ομάδων IVA, VA, VIA και VIIA και όταν ενώνονται με τον εαυτό τους άτομα των στοιχείων των ομάδων VA, VIA και VIIA. Ομοιοπολικός δεσμός επίσης σχηματίζεται σε ενώσεις του Η με αμέταλλα (πολικός ομοιοπολικός δεσμός). O αριθμός των ομοιοπολι-κών δεσμών που σχηματίζει ένα άτομο, είναι ίσος με τον αριθμό των μονήρων ηλεκτρονίων που έχει στην εξωτερική στιβάδα του. 83 Ημιπολικός δεσμός λέγεται ο δεσμός όπου το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων εισφέρεται (δίνεται) από το ένα μόνο από τα δύο συνδεόμενα άτομα. Ο ημιπολικός δεσμός είναι ειδική κατηγορία του ομοιοπολικού δεσμού.

122

KK
Ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται, όταν ενώνονται μεταξύ τους άτομα των στοιχείων των ομάδων IVA, VA, VIA και VIIA και όταν ενώνονται με τον εαυτό τους άτομα των στοιχείων των ομάδων VA, VIA και VIIA. Ομοιοπολικός δεσμός επίσης σχηματίζεται σε ενώσεις του Η με αμέταλ-λα (πολικός ομοιοπολικός δεσμός) O αριθμός των ομοιοπολι-κών δεσμών που σχημα-τίζει ένα άτομο, είναι ίσος με τον αριθμό των μονή-ρων ηλεκτρονίων που έχει στην εξωτερική στιβάδα του
KK
Ημιπολικός δεσμός λέγεται ο δεσμός όπου το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων εισφέρεται (δίνεται) από το ένα μόνο από τα δύο συνδεόμενα άτομα. Ο ημιπολικός δεσμός είναι ειδική κατηγορία του ομοιοπολικού δεσμού.