1

Ε Ι Σ Α Γ Ω Γ Η

YΛΗ - ΥΛΙΚΑ

ΧΗΜΕΙΑ: Επιστήμη που ασχολείται με τη

σύσταση και τη δομή των υλικών, καθώς

και με τη μελέτη των μεταβολών στις

οποίες υπόκεινται τα υλικά.

Χημεία Πειραματική Επιστήμη

Πείραμα: Παρατήρηση ενός φαινομένου

που διεξάγεται με ελεγχόμενο τρόπο, ώστε

τα αποτελέσματά του να μπορούν να

αναπαραχθούν και να εξαχθούν λογικά

συμπεράσματα.

Νόμος: Περιεκτική διατύπωση ή

μαθηματική εξίσωση για κάποια θεμελιώδη

σχέση ή κανονικότητα της φύσης.

Υπόθεση: Προσωρινή ερμηνεία μιας

κανονικότητας που παρατηρείται.

Θεωρία: Ερμηνεία βασικών φυσικών

φαινομένων.

2

ΕΠΙΣΤΗΜΟΝΙΚΗ ΜΕΘΟΔΟΣ

Θετικά

αποτελέσμα

τα

Θεωρία

Επιπλέον πειράματα

ΠΕΙΡΑΜΑ

ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ

Υπόθεση

Επιπλέον πειράματα

Αρνητικά

αποτελέσματα

3

ΦΥΣΙΚΗ ΚΑΙ ΧΗΜΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ

ΤΗΣ ΥΛΗΣ

Βάρος: Το βάρος ενός αντικειμένου είναι η

δύναμη της βαρύτητας που ασκείται πάνω

του.

Μάζα: Μάζα ενός αντικειμένου είναι η

ποσότητα ύλης που αυτό περιέχει.

Φυσική ιδιότητα: Ιδιότητα ενός υλικού την

οποία μπορούμε να παρατηρήσουμε χωρίς

να μεταβάλουμε τη χημική σύσταση του

υλικού.

Χημική ιδιότητα: Ιδιότητα ενός υλικού που

συνεπάγεται που συνεπάγεται χημική

μεταβολή του υλικού.

Ιδιότητες υλικών: Φυσικές και χημικές

4

Φυσική κατάσταση της ύλης

Στερεό Υγρό Αέριο

Στερεό: Μορφή ύλης που είναι ασυμπίεστη

και έχει σταθερό όγκο και σχήμα.

Υγρό: Μορφή ύλης που είναι ρευστή και

ασυμπίεστη. Έχει σταθερό όγκο αλλά όχι

σταθερό σχήμα.

Αέριο: Μορφή ύλης που είναι συμπιεστή

και ρευστή.

Χημική κατάσταση της ύλης

Στοιχεία Ενώσεις Μίγματα

Στοιχείο: Είναι μία ουσία η οποία δεν

μπορεί να διασπαστεί μέσω οποιασδήποτε

χημικής αντίδρασης σε απλούστερες ουσίες.

5

Ένωση: Είναι μία ουσία που αποτελείται

από δύο ή περισσότερα στοιχεία χημικά

ενωμένα.

Μίγμα: Είναι υλικό που μπορεί να

διαχωριστεί με φυσικό τρόπο σε δύο ή

περισσότερες ουσίες.

Ετερογενές μίγμα: το μείγμα εκείνο που δεν

έχει ενιαία σύσταση σε όλη του την έκταση

και τα συστατικά του διακρίνονται με

γυμνό μάτι ή μικροσκόπιο.

Ομογενές μίγμα: το μείγμα εκείνο που έχει

ενιαία σύσταση και ίδιες ιδιότητες σε όλη

του την έκταση.

Φάση είναι τμήμα ενός φυσικού

συστήματος (αερίου, υγρού ή στερεού) το

οποίο είναι ομογενές ως προς τη σύσταση

και τις ιδιότητές του, έχει διακριτά όρια και

μπορεί να διαχωριστεί από άλλες φάσεις με

φυσικό τρόπο.

6

Μετρήσεις και σημαντικά ψηφία

Μέτρηση είναι η σύγκριση μιας ποσότητας

με μια μονάδα μέτρησης, δηλ. με ένα

καθορισμένο πρότυπο μέτρησης.

Οι μετρήσεις υπόκεινται σε πειραματικά

σφάλματα.

Επαναληψιμότητα (Ρrecision): αναφέρεται

στο πόσο κοντά μεταξύ τους είναι τα

αποτελέσματα των μετρήσεων.

Ακρίβεια (Accuracy): δείχνει πόσο κοντά

είναι το αποτέλεσμα μιας μεμονωμένης

μέτρησης προς την αληθινή τιμή.

Σημαντικά ψηφία είναι όλα τα βέβαια

ψηφία μιας μέτρησης, συν ένα τελικό ψηφίο

το οποίο χαρακτηρίζεται από κάποια

αβεβαιότητα.

Αριθμός σημαντικών ψηφίων είναι ο

αριθμός των αναγραφόμενων ψηφίων στην

τιμή μιας μετρημένης ή υπολογιζόμενης

ποσότητας, ο οποίος δείχνει την

επαναληψημότητα της τιμής.

7

Κανόνες στην απαρίθμηση σημαντικών

ψηφίων

Όλα τα ψηφία είναι σημαντικά, εκτός από

μηδενικά στην αρχή του αριθμού.

Μηδενικά στο τέλος του αριθμού είναι

σημαντικά όταν είναι δεξιά της

υποδιαστολής.

Σημαντικά ψηφία σε υπολογισμούς

Πολλαπλασιασμός και διαίρεση: όταν

πολλαπλασιάζουμε ή διαιρούμε

μετρημένες ποσότητες, δίνουμε το

τελικό αποτέλεσμα με τόσα σημαντικά

ψηφία, όσα έχει και η μέτρηση με τα

λιγότερα σημαντικά ψηφία.

Πρόσθεση και αφαίρεση: Όταν

προσθέτουμε ή αφαιρούμε ποσότητες,

δίνουμε το τελικό αποτέλεσμα με τόσα

σημαντικά ψηφία, όσα έχει και η

μέτρηση με τα λιγότερα δεκαδικά

ψηφία.

8

Στρογγύλεμα

Στρογγύλεμα είναι η διαδικασία απόρριψης

σημαντικών ψηφίων σε ένα αποτέλεσμα

υπολογισμών και τροποποίησής του

τελευταίου ψηφίου που μένει.

1. Αν αυτό το ψηφίο είναι 5 ή μεγαλύτερο,

τότε προσθέτουμε μία μονάδα στο

ψηφίο που προηγείται και

απορρίπτουμε όλα τα άλλα ψηφία που

βρίσκονται δεξιά του.

2. Αν αυτό είναι μικρότερο του 5, τότε

απλά το απορρίπτουμε μαζί με όλα τα

άλλα ψηφία δεξιά του.

9

Μονάδες SI

Το Διεθνές σύστημα μονάδων

υιοθετήθηκε το 1960 και είναι μια ειδική

επιλογή μονάδων. Έχει επτά βασικές

μονάδες SI.

Βασικές μονάδες στο SI. Ποσότητα Μονάδα Σύμβολο

Μήκος μέτρο m

Μάζα χιλιόγραμμο kg

Χρόνος δευτερόλεπτα s

Θερμοκρασία κέλβιν K

Ποσότητα ουσίας μολ mol

Ηλεκτρικό ρεύμα αμπέρ A

Ένταση φωτός κανδήλα cd

Παράγωγες μονάδες

Παράγονται από τις βασικές μονάδες π.χ.

Μονάδα ταχύτητας στο SI =

μονάδα απόστασης στο SI /μονάδα χρόνου στο SI =

m/s.

10

ΔΟΜΗ ΤΗΣ ΥΛΗΣ

Αριστοτέλης (4ος

π.χ. αιώνας) : η ύλη διαιρείται επ’

άπειρον.

Λεύκιππος-Δημόκριτος (4ος

-6ος

αιώνας): η ύλη δεν

διαιρείται επ’ άπειρον, αλλά αποτελείται από άτομα.

Ατομική Θεωρία της ύλης

Διατυπώνεται από τον Dalton (1803-1807)

Βασικά σημεία της ατομικής θεωρίας

1. Η ύλη συντίθεται από άτομα. Άτομο είναι ένα πολύ

μικρό σωματίδιο ύλης, το οποίο δεν μπορεί να

διαιρεθεί περαιτέρω, ούτε συντίθεται από άλλα

απλούστερα και διατηρεί την ταυτότητά του κατά

τη διάρκεια των χημικών αντιδράσεων.

2. Στοιχείο είναι μορφή ύλης που αποτελείται από ένα

μόνο είδος ατόμων.

3. Χημική ένωση είναι μορφή ύλης από αποτελείται

από συνένωση με χημικό δεσμό δύο ή περισσοτέρων

ατόμων ίδιου ή διαφορετικού στοιχείου, σε σταθερή

αναλογία.

4. Χημική αντίδραση είναι η αναδιάταξη των ατόμων

που υπάρχουν στις ουσίες που αντιδρούν και η

δημιουργία νέων χημικών ενώσεων.

Συμπεράσματα της Ατομικής Θεωρίας του Dalton

Εξηγεί τη διαφορά μεταξύ στοιχείου και ένωσης

Εξηγεί το νόμο διατήρησης της μάζας

Εξηγεί τον νόμο των σταθερών αναλογιών (Επειδή τα

άτομα έχουν ορισμένη μάζα, θα πρέπει και οι ενώσεις

να περιέχουν τα άτομα σε ορισμένη αναλογία μαζών).

11

ΔΟΜΗ ΤΟΥ ΑΤΟΜΟΥ

Στο τέλος του 19ου

αιώνα έχουμε τρεις σημαντικές

ανακαλύψεις:

Ανακάλυψη των ακτίνων-Χ από τον Rontgen (1895)

Ανακάλυψη της ραδιενέργειας από τον Becquerel

(1896)

Ανακάλυψη του ηλεκτρονίου από τον Thomson

(1897)

Ραδιενέργεια

Εκπομπή ακτινοβολίας χωρίς καμία παρέμβαση από

κάποια στοιχεία π.χ. ουράνιο και θόριο.

HeThU 4

2

234

90

238

92

Μεταστοιχείωση

Ακτινοβολία που εκπέμπεται από φυσικές ραδιενεργές

ουσίες

Ακτινοβολία-α: σωμάτια-α (Πυρήνες Ηλίου)

Ακτινοβολία-β: σωμάτια-β (ηλεκτρόνια, e- και ποζιτρόνια, e

+)

Ακτινοβολία-γ: ηλεκτρομαγνητική ακτινοβολία

12

ΔιαχωρισμόςΔιαχωρισμός

ΒΒ

ee--

ααγγ

ΠηγήΠηγή

ραδιενέργειαςραδιενέργειας

Πρώτη τεχνητή μεταστοιχείωση: Rutherford (1919)

pOHeN 1

1

17

8

4

2

14

7

Σταθερά άτομα

Πειράματα Thomson - Millikan

υπολογισμός m/e υπολογισμός e

Φορτίο ηλεκτρονίου: 1,602 x 10-19

C

Μάζα ηλεκτρονίου: 9,109 x 10-31

kg

13

Πρότυπο του Thomson

Πειράματα σκέδασης του Rutherford

Απόδειξη ύπαρξης πυρήνα

Διάταξη των πειραμάτων σκέδασης του Rutherford

Δομή του πυρήνα

Τα πειράματα σκέδασης σωματιδίων-α σε μεταλλικά

φύλλα έδειξαν ότι κάθε στοιχείο έχει ένα και μοναδικό

πυρηνικό φορτίο, το οποίο είναι ακέραιο πολλαπλάσιο του

φορτίου του ηλεκτρονίου.

Ο ακέραιος αυτός αριθμός είναι χαρακτηριστικός για

κάθε στοιχείο και ονομάζεται ατομικός αριθμός (Ζ).

14

Απλούστερος πυρήνας: ο πυρήνας του ατόμου του

υδρογόνου (πρωτόνιο) με φορτίο ίσο με το φορτίο του

ηλεκτρονίου, αλλά με μάζα περίπου 1800 φορές

μεγαλύτερη εκείνης του ηλεκτρονίου.

Νετρόνιο: Ανακαλύφθηκε επίσης με πειράματα σκέδασης

σωματίων-α σε άτομα βυρηλλίου:

nCHeBe 1

0

12

6

4

2

9

4

Νετρόνια: ίδια σχεδόν μάζα με αυτή του πρωτονίου, αλλά

δεν φέρει φορτίο.

Πυρήνας : πρωτόνια + νετρόνια

Ατομικός αριθμός, Ζ: αριθμός των πρωτονίων

Μαζικός αριθμός, Α: αριθμός πρωτονίων και

νετρονίων

Άτομο ηλίου

Ατομικός Αριθμός Ζ: αριθμός p

N: αριθμός n

Μαζικός Αριθμός Α = Ζ+Ν

Νουκλίδια: Κάθε ατομικό είδος που χαρακτηρίζεται από

τη σύσταση του πυρήνα του (Ζ,Ν)

15

Ισότοπα νουκλίδια: άτομα του ίδιου στοιχείου, οι πυρήνες των οποίων έχουν τον ίδιο ατομικό αριθμό, Ζ.

Ισοβαρή νουκλίδια: άτομα διαφορετικών στοιχείων, οι πυρήνες των οποίων έχουν τον ίδιο μαζικό αριθμό, Α.

Ισότονα νουκλίδια: άτομα διαφορετικών στοιχείων, οι πυρήνες των οποίων έχουν τον ίδιο αριθμό νετρονίων, Α.

Η μάζα ενός ατόμου εκφράζεται σε ατομικές

μονάδες μάζας.

1 ατομική μονάδα μάζας (u ή amu) ορίζεται ως:

1 u = 1/12 της μάζας του ατόμου 12C

= 1.66054 x 10-27

kg

= 931.502 MeV/c2

mp = 1.0072765 u = 938.28 MeV/c2

mn = 1.0086649 u = 939.57 MeV/c2

me = 0.00054858 u = 0.511 MeV/c2

Ατομικό βάρος ή σχετική ατομική μάζα ενός

φυσικού στοιχείου είναι η μέση ατομική μάζα του

στοιχείου, εκφρασμένη σε ατομικές μονάδες μάζας

16

ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ ΤΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ

D. Mendeleev (1834-1907) – Ρώσος χημικός

J. Lothar Meyer(1830-1895) – Γερμανός χημικός

Πρώτη ταξινόμηση των στοιχείων σε σειρές και

στήλες κατά αυξανόμενο ατομικό βάρος.

Δεύτερη ταξινόμηση των στοιχείων σε σειρές

και στήλες κατά αυξανόμενο ατομικό αριθμό.

Δίνει: τον ατομικό αριθμό του στοιχείου

το χημικό σύμβολο του στοιχείου

το ατομικό βάρος του στοιχείου

Περιοδικός Πίνακας: Η ταξινόμηση των στοιχείων

σε σειρές και στήλες υπό μορφή πίνακα, η οποία

τονίζει την κανονική επανάληψη των ιδιοτήτων των

στοιχείων.

Πίκακας Mendeleev: οι χημικές ιδιότητες των

στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατομικού

τους βάρους.

Νόμος του Μοseley: οι χημικές ιδιότητες των

στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατομικού

τους αριθμού.

17

O σύγχρονος περιοδικός πίνακας

Περιλαμβάνει 7 οριζόντιες γραμμές οι

οποίες ονομάζονται περίοδοι και 18

κατακόρυφες στήλες, οι οποίες ονομάζονται

ομάδες.

Η 1η περίοδος περιλαμβάνει 2 στοιχεία, ενώ

η 2η και η 3

η περίοδος από 8 στοιχεία η κάθε

μία. Η 4η και η 5

η περιλαμβάνουν από 18

στοιχεία η κάθε μία. Η 6η περίοδος

περιλαμβάνει 32 στοιχεία, από τα οποία τα

14 βρίσκονται σε παράρτημα εκτός του

περιοδικού πίνακα. Η 7η περίοδος δεν έχει

συμπληρωθεί ακόμη.

Παρατηρείται μια περιοδικότητα στις

ιδιότητες των στοιχείων, όταν αυτά

μελετώνται κατά αύξοντα ατομικό αριθμό.

Στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια ομάδα

έχουν παρόμοιες ιδιότητες, ενώ οι ιδιότητες

των στοιχείων που βρίσκονται σε μία

περίοδο μεταβάλλονται προοδευτικά.

Νόμος της περιοδικότητας

Οι ιδιότητες των στοιχείων είναι περιοδική

συνάρτηση του ατομικού τους αριθμού.

18

Τα στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια ομάδα του

περιοδικού πίνακα έχουν παρόμοιες ιδιότητες

γιατί:

Τα ηλεκτρόνια των χημικών στοιχείων

κινούνται γύρω από τον πυρήνα και έχουν

χαρακτηριστική ενέργεια.

Όσα έχουν παραπλήσια ενέργεια κινούνται στον

ίδιο χώρο γύρω από τον πυρήνα και δημιουργούν

έτσι μία στιβάδα ηλεκτρονίων. Όσα βρίσκονται

κοντά στον πυρήνα έχουν τη λιγότερη ενέργεια,

ενώ όσο απομακρυνόμαστε από τον πυρήνα η

ενέργεια των ηλεκτρονίων αυξάνει.

Οι ιδιότητες των χημικών στοιχείων

καθορίζονται από τον τρόπο που είναι

κατανεμημένα τα ηλεκτρόνια στις στιβάδες. Τα

στοιχεία που έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων

στην εξωτερική στιβάδα των ατόμων τους έχουν

παρόμοιες ιδιότητες.

Όλα τα στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια ομάδα

του Περιοδικού Πίνακα έχουν τον ίδιο αριθμό

ηλεκτρονίων στην εξωτερική τους στιβάδα.

19

Περιοδικός Πίνακας Χημικών Στοιχείων

IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIII

A

Ομάδα →

1 2

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Περίοδος ↓

1 1

H

2

He

2 3

Li

4

Be

5

B

6

C

7

N

8

O

9

F

10

Ne

3 11

Na

12

Mg

13

Al

14

Si

15

P

16

S

17

Cl

18

Ar

4 19

K

20

Ca

21

Sc

22

Ti

23

V

24

Cr

25

Mn

26

Fe

27

Co

28

Ni

29

Cu

30

Zn

31

Ga

32

Ge

33

As

34

Se

35

Br

36

Kr

5 37

Rb

38

Sr

39

Y

40

Zr

41

Nb

42

Mo

43

Tc

44

Ru

45

Rh

46

Pd

47

Ag

48

Cd

49

In

50

Sn

51

Sb

52

Te

53

I

54

Xe

6 55

Cs

56

Ba

* 71

Lu

72

Hf

73

Ta

74

W

75

Re

76

Os

77

Ir

78

Pt

79

Au

80

Hg

81

Tl

82

Pb

83

Bi

84

Po

85

At

86

Rn

7 87

Fr

88

Ra

*

* 103

Lr

104

Rf

105

Db

106

Sg

107

Bh

108

Hs

109

Mt

110

Ds

111

Rg

112

Uub

113

Uut

114

Uuq

115

Uup

116

Uuh

117

Uus

118

Uuo

* Λανθανίδες 57

La

58

Ce

59

Pr

60

Nd

61

Pm

62

Sm

63

Eu

64

Gd

65

Tb

66

Dy

67

Ho

68

Er

69

Tm

70

Yb

** Ακτινίδες 89

Ac

90

Th

91

Pa

92

U

93

Np

94

Pu

95

Am

96

Cm

97

Bk

98

Cf

99

Es

100

Fm

101

Md

102

No

Σειρές του περιοδικού πίνακα

Αλκάλια Αλκαλικές γαίες Λανθανίδες Ακτινίδες Στοιχεία μετάπτωσης

Poor metals Μεταλλοειδή Αμέταλλα Αλογόνα Ευγενή Αέρια

20

Μέταλλα-Αμέταλλα

Ιδιότητες μετάλλων

Έχουν μεταλλική λάμψη

Είναι ελατά και όλκιμα

Είναι καλοί αγωγοί της θερμότητας και του

ηλεκτρισμού

Είναι όλα στερεά (σε θερμοκρασία δωματίου), εκτός

από τον υδράργυρο που είναι υγρό

Ιδιότητες αμετάλλων

Δεν εμφανίζουν τις ιδιότητες των μετάλλων

Τα περισσότερα είναι αέρια (αλογόνα) ή στερεά (S, P),

ενώ το Br είναι το μόνο υγρό αμέταλλο

Τα στερεά αμέταλλα είναι συνήθως σκληρές και

εύθραυστες ουσίες

Μεταλλοειδή ή ημιμέταλλα

Είναι στοιχεία που έχουν και ιδιότητες μετάλλου και

αμέταλλου (π.χ. πυρίτιο, αρσενικό, βόριο, γερμάνιο).

21

Συμβολισμός χημικών στοιχείων

Χρησιμοποιούμε το πρώτο γράμμα της

λατινικής ονομασίας του στοιχείου με κεφαλαίο

γράμμα.

Αν από το ίδιο γράμμα αρχίζει και άλλο

στοιχείο, χρησιμοποιούμε και δεύτερο γράμμα

του ονόματος του στοιχείου με μικρό γράμμα.

Παραδείγματα

C (carbon) - άνθρακας

Ca (calcium) - ασβέστιο

Cl (clorine) – χλώριο

N (nitrogen) – άζωτο

Na (sodium) – νάτριο

Ni (nickel) - νικέλιο

B (boron) – βόριο

Ba (barium) - βάριο

22

Κατάλογος κοινών χημικών στοιχείων

Όνομα στοιχείου Σύμβολο Φυσική εμφάνιση του

στοιχείου

Άζωτο Ν Αέριο

Άνθρακας C Γραφίτης –διαμάντι

Αργίλιο Al Μέταλλο-στερεό

Άργυρος Ag Μέταλλο-στερεό

Ασβέστιο Ca Μέταλλο-στερεό

Βάριο Ba Μέταλλο

Βρώμιο Br Αμέταλλο-αέριο

Ήλιο He Αμέταλλο-αέριο

Θείο S Αμέταλλο-στερεό

Ιώδιο I Αμέταλλο-στερεό

Κάδμιο Cd Μέταλλο

Κάλιο K Μέταλλο

Κοβάλτιο Co Μέταλλο

Μαγγάνιο Mn Μέταλλο

Μαγνήσιο Mg Μέταλλο

Μόλυβδος Pb Μέταλλο

Νάτριο Na Μέταλλο

Νικέλιο Ni Μέταλλο

Οξυγόνο O Αμέταλλο-αέριο

Πυρίτιο Si Μεταλλοειδές

Σίδηρος Fe Μέταλλο

Υδράργυρος Hg Μέταλλο-υγρό

Υδρογόνο H Αμέταλλο- αέριο

Φθόριο F Αμέταλλο-αέριο

Φωσφόρος P Αμέταλλο-στερεό

Χαλκός Cu Μέταλλο

Χλώριο Cl Αμέταλλο-αέριο

Χρώμιο Cr Μέταλλο

Ψευδάργυρος Zn Μέταλλο

23

Χημικοί τύποι

Χημικός τύπος μιας ένωσης είναι ένας

συμβολισμός που χρησιμοποιεί σύμβολα

ατόμων στοιχείων με αριθμητικούς δείκτες

που δηλώνουν τις σχετικές αναλογίες των

ατόμων των διαφορετικών στοιχείων της

ένωσης.

Μοριακές και ιοντικές ενώσεις

Μοριακές ενώσεις

Μόριο είναι μία ορισμένη ομάδα ατόμων

ενωμένων μεταξύ τους με χημικό δεσμό.

Μοριακή ουσία είναι ουσία που αποτελείται

από μόρια όμοια μεταξύ τους. Είναι η

μικρότερη ποσότητα ουσίας που μπορεί να

υπάρξει στη φύση.

Τα μόρια έχουν πολύ μικρό μέγεθος, γι’

αυτό και ο αριθμός των μορίων σε μια

μικρή ποσότητα μιας ουσίας είναι

τεράστιος.

Π.χ. 1 γραμμάριο νερού περιέχει 3,3x1022

μόρια νερού

24

Μοριακός τύπος: δίνει τον ακριβή αριθμό

των ατόμων κάθε στοιχείου που περιέχεται

σε ένα μόριο.

Π.χ. H2O, CO2, NH3, CH4

Συντακτικός τύπος: δείχνει πως είναι

συνδεμένα τα άτομα μεταξύ τους σε ένα

μόριο.

25

Σημαντική κατηγορία μοριακών ενώσεων

είναι οι οργανικές ενώσεις, οι οποίες είναι

ενώσεις που περιέχουν άνθρακα

26

Ιοντικές ενώσεις

Προσοχή! Δεν αποτελούνται όλες οι ενώσεις

από μόρια.

Ιοντική ένωση είναι μία ένωση που

αποτελείται από κατιόντα και ανιόντα.

Ιόν είναι ένα ηλεκτρικά φορτισμένο

σωματίδιο που λαμβάνεται από ένα άτομο ή

χημική ένωση με προσθήκη (ανιόν) ή

αφαίρεση ηλεκτρονίων (κατιόν).

Όλες οι ουσίες (μοριακές και ιοντικές) είναι

ηλεκτρικά ουδέτερες.

27

Πως γράφεται μια ιοντική ένωση

Ο τύπος μιας ιοντικής ένωσης πρέπει να

δίνει τον μικρότερο δυνατό ακέραιο αριθμό

των δυνατών ιόντων στην ένωση.

Τα φορτία των ιόντων παραλείπονται

Το συνολικό φορτίο πρέπει να είναι μηδέν

28

XHMIKH ONOMATOΛΟΓΙΑ

Χημική ονοματολογία

Η συστηματική απόδοση ονομάτων στις

χημικές ενώσεις

Ανόργανες ενώσεις: όλες οι ενώσεις μεταξύ

στοιχείων εκτός του άνθρακα

Οργανικές ενώσεις: όλες οι ενώσεις του

άνθρακα εκτός από τα οξέα του άνθρακα

(CO, CO2), τα ανθρακικά άλατα και τα

κυανίδια.

Χημικές ενώσεις

Ανόργανες ενώσεις

Οργανικές ενώσεις

29

ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ Aποτελούνται κυρίως από ιόντα μετάλλων

και αμετάλλων, με κάποιες εξαιρέσεις (π.χ.

ΝΗ4Cl).

Απαιτείται η γνώση του ονόματος και

του τύπου των ιόντων.

Αναφέρουμε πρώτα το όνομα του

ανιόντος και μετά του κατιόντος π.χ.

Χλωριούχο νάτριο (ΝaCl)

όνομα ανιόντος όνομα κατιόντος

30

ΜΟΝΟΑΤΟΜΙΚΑ ΙΟΝΤΑ

Α. Κανόνες πρόβλεψης των φορτίων

μονοατομικών ιόντων

1. Τα περισσότερα από τα μεταλλικά

στοιχεία των κύριων ομάδων έχουν ένα

μονοατομικό κατιόν με φορτίο ίσο με τον

αριθμό της ομάδας στον περιοδικό

πίνακα. Π.χ. K+ (IA), Ca

2+ (IIA),

Al3+

(IIIA).

2. Eξαιρούνται από τον κανόνα μερικά

στοιχεία υψηλού ατομικού αριθμού. Αυτά

έχουν ένα κατιόν με φορτίο ίσο με τον

αριθμό της ομάδας, αλλά έχουν και ένα

δεύτερο κατιόν με φορτίο ίσο με τον

αριθμό της ομάδας μείον 2. Π.χ. Pb4+

(IV)

και Pb2+

(4-2=2).

3. Τα πιο πολλά μεταβατικά στοιχεία

σχηματίζουν περισσότερα από ένα

μονοατομικά κατιόντα με διαφορετικό

φορτίο. Π.χ. Fe2+

-Fe3+

4. To φορτίο ενός μονοατομικού ανιόντος

κύριας ομάδας ισούται με τον αριθμό της

ομάδας μείον 8. Π.χ. το S έχει φορτίο 6-

8=-2.

31

Πίνακας 1. Περιέχει τα συνηθισμένα μονοατομικά ιόντα των

στοιχείων των κύριων ομάδων.

ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΑ ΙVA VA VIA VIIA

Περίοδος 1 Η-

Περίοδος 2 Li+

Be2+

B C N3-

O2-

F-

Περίοδος 3 Na+

Mg2+

Al3+

Si P S2-

Cl-

Περίοδος 4 K+

Ca2+

Ga3+

Ge

As Se2-

Br-

Περίοδος 5 Rb+

Sr2+

In3+

Sn2+

Sb I-

Περίοδος 6 Cs+

Ba2+

Tl+, Tl

3+ Pb

2+ Bi

3+

32

Β. Κανόνες απόδοσης ονομάτων σε

μονοατομικά ιόντα

Κατιόντα

1. Τα μονοατομικά κατιόντα παίρνουν το

όνομα του στοιχείου αν υπάρχει μόνο ένα

κατιόν π.χ. Κ+-ιόν καλίου, Ca

2+-ιόν

ασβεστίου.

2. Αν υπάρχουν περισσότερα κατιόντα του

ίδιου στοιχείου τότε παίρνουν το όνομα του

στοιχείου το οποίο ακολουθείται από έναν

λατινικό αριθμό που δηλώνει το φορτίο του

ιόντος π.χ. Cu+ - χαλκός (Ι) Cu

2+ - χαλκός

(ΙΙ), Fe2+

-σίδηρος (ΙΙ) Fe

3+ - σίδηρος(ΙΙΙ).

3. Τα ονόματα των μονοατομικών ανιόντων

σχηματίζονται από τη ρίζα του ονόματος του

στοιχείου και την κατάληξη –ίδιο. Π.χ.

χλωρίδιο (Cl-), ιωδίδιο (J

-), αλλά νιτρίδιο

(Ν3-

), σουλφίδιο(S2-

).

33

Πίνακας 2. Kατιόντα μεταβατικών

στοιχείων Cr

3+ Χρώμιο(ΙΙΙ)

Fe2+

Σίδηρος(ΙΙ)

Fe3+

Σίδηρος(ΙΙΙ)

Ni2+

Νικέλιο(ΙΙ)

Cu+

Χαλκός(Ι)

Cu2+

Χαλκός(ΙΙ)

Mn2+

Μαγγάνιο(ΙΙ)

Zn2+

Ψευδάργυρος(ΙΙ)

Cd2+

Κάδμιο(ΙΙ)

Co2+

Κοβάλτιο(ΙΙ)

Ag+

Άργυρος(Ι)

34

ΠΟΛΥΑΤΟΜΙΚΑ ΙΟΝΤΑ

Αποτελούνται από περισσότερα του ενός άτομα

χημικών στοιχείων, ενωμένα με χημικό δεσμό.

Πίνακας 3. Πολυατομικά ιόντα ΄Ονομα Τύπος ΄Ονομα Τύπος Υδράργυρος(Ι) Ηg

2+ Νιτρώδες NO2

-

Αμμώνιο NH4+

Νιτρικό NO3-

Κυανίδιο CN-

Υδροξείδιο OH-

Ανθρακικό CO32-

Υπεροξείδιο O22-

Υδρογοναν-

θρακικό

HCO3-

Φωσφορικό PO43-

Οξαλικό C2O42-

Υδρογο-

φωσφορικό HPO4

2-

Οξικό C2H3O2-

Διυδρογονο-

φωσφορικό H2PO4

-

Υποχλωριώδες ClO-

Θειώδες SO32-

Χλωριώδες ClO2-

Θειικό SO42-

Χλωρικό ClO3-

Υδρογονο-

θειώδες HSO3

-

Υπερχλωρικό ClO4-

Υδρογο-

θειικό HSO4

-

Χρωμικό CrO42-

Θειοθειικό S2O32-

Διχρωμικό Cr2O72-

Υπερμαγγανικό MnO4

-

35

ΔΥΑΔΙΚΕΣ ΜΟΡΙΑΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ

Δυαδική ένωση: ένωση που αποτελείται από

δύο μόνο στοιχεία.

Μέταλλο + αμέταλλο ιοντική ένωση

Αμέταλλο +αμέταλλο μοριακή ένωση

Σειρά των στοιχείων στον τύπο μοριακής

ένωσης:

Στοιχείο: Β Si C Sb As P N H Te Se S I Br Cl O F

Oμάδα: ΙΙΑ ΙVA VA VIA VIIA

Παραδείγματα:

PF5,ClF3,NBr

36

Κανόνες ονοματολογίας μοριακών

δυαδικών ενώσεων

1. Το όνομα της ένωσης σχηματίζεται από

τα ονόματα των στοιχείων με σειρά

αντίθετη από τη σειρά εμφάνισης των

στοιχείων στον τύπο της ένωσης.

2. Το πρώτο στοιχείο αναφέρεται με το

πλήρες όνομά του σε πτώση γενική.

3. Το δεύτερο στοιχείο παίρνει στη ρίζα

του ονόματός του την κατάληξη –ίδιο.

4. Στο όνομα κάθε στοιχείου προτάσσεται

ένα πρόθεμα που υποδηλώνει τον δείκτη

του στοιχείου στον τύπο της ένωσης.

Παράδειγμα (1): Ν2Ο3

- Είναι δυαδική ένωση ( Ν και Ο)

- Είναι μοριακή ένωση (αμέταλλα)

Όνομα: τριοξείδιο του διαζώτου

Παράδειγμα (2): SF6

Όνομα: εξαφθορίδιο του θείου

37

Οξέα και αντίστοιχα ανιόντα

Οξύ: ένωση, η οποία όταν διαλυθεί

στο νερό παρέχει κατιόντα

υδρογόνου, Η+ και ένα ανιόν για κάθε

μόριο οξέος.

Οξο-οξύ: είναι το οξύ που περιέχει

υδρογόνο, οξυγόνο και ένα άλλο

στοιχείο. Πίνακας 4. Ορισμένα οξοανιόντα και τα

αντίστοιχα οξοοξέα τους.

CO3-2

Ανθρακικό ιόν H2CO3

Ανθρακικό

οξύ

NO2- Νιτρώδες ιόν HNO2 Νιτρώδες

οξύ

NO3- Νιτρικό ιόν HNO3 Νιτρικό οξύ

PO43-

Φωσφορικό ιόν H3PO4

Φωσφορικό

οξύ

SO32-

Θειώδες ιόν H2SO3

Θειώδες οξύ

SO42-

Θειικό ιόν H2SO4

Θειικό οξύ

ClO2-

Χλωριώδες ιόν HClO2

Χλωριώδες

οξύ

ClO3-

Χλωρικό ιόν HClO3

Χλωρικό οξύ

ClO4-

Υπερχλωρικό

ιόν

HClO4

Υπερχλωρικό

οξύ

38

HCl : χλωρίδιο του υδρογόνου, γιατί

υπάρχει μόνο μία ένωση με Η και Cl.

Αλλά: CO: μονοξείδιο του άνθρακα

CO2: διοξείδιο του άνθρακα

Για τα:

NH3 : αμμωνία,H2O : νερό, H2S : υδρόθειο

Δεν εφαρμόζεται ο κανόνας των

προθεμάτων.

Μερικές δυαδικές ενώσεις του υδρογόνου

με αμέταλλα όταν διαλυθούν στο νερό

δίνουν όξινα διαλύματα.

Δυαδική ένωση:

HCl(g) - χλωρίδιο του υδρογόνου

ΗΙ(g) - ιωδίδιο του υδρογόνου

Διάλυμα οξέος:

ΗCl(aq) - υδροχλωρικό οξύ

ΗΙ(aq) - ιωδικό οξύ

39

Υδρίτες

Είναι ενώσεις που στους κρυστάλλους τους

περιέχουν μόρια νερού χαλαρά ενωμένα.

Π.χ. CuSO45H2O

πενταυδρικός θειικός χαλκός

CuSO4

Άνυδρος θειικός χαλκός

40

XHΜΙΚΕΣ ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ

Α. Αναγραφή χημικών εξισώσεων

Χημική εξίσωση είναι η παράσταση

μιας χημικής αντίδρασης

2Η2S + 3O2 2SO2 + 2H2O

αντιδρώντα προϊόντα

Οι συντελεστές μπροστά από τα

αντιδρώντα και προϊόντα δείχνουν

τον σχετικό αριθμό των μορίων ή

τυπικών μονάδων που λαμβάνουν

μέρος στην αντίδραση.

2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s)

Αν τα αντιδρώντα θερμαίνονται

τοποθετούμαι το γράμμα Δ στο βέλος

της εξίσωσης:

41

2NaNO3(s) 2NaNO2(s) + O2(g)

Αν χρησιμοποιείται καταλύτης,

αυτός αναγράφεται στο βέλος της

εξίσωσης της αντίδρασης:

2Η2Ο2(aq) PtH2O(l) + O2(g)

-B. Iσοστάθμιση χημικών ενώσεων

Πρέπει ο αριθμός των ατόμων όλων

των στοιχείων που συμμετέχουν στις

χημικές ενώσεις να είναι ίδιος πριν

και μετά την αντίδραση. Τότε λέμε

ότι η αντίδραση είναι

ισοσταθμισμένη.

Τα άτομα δεν καταστρέφονται ούτε

δημιουργούνται κατά τη διάρκεια

μιας χημικής αντίδρασης.

42

Παράδειγμα

Καύση του φυσικού αερίου (κυρίως

μεθάνιο, CH4):

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

1 μόριο + 2 μόρια αντιδρούν μόριο + 2 μόρια

μεθανίου νερού και δίνουν διοξειδίου νερού

του άνθρακα

43

MΟΡΙΑΚΟ ΒΑΡΟΣ - ΤΥΠΙΚΟ

ΒΑΡΟΣ

Ατομικό βάρος ενός στοιχείου: η μέση

ατομική μάζα του στοιχείου εκφρασμένη σε

ατομικές μονάδες μάζας.

Μοριακό βάρος μιας ένωσης: το

άθροισμα των ατομικών βαρών όλων των

ατόμων που υπάρχουν σε ένα μόριο μιας

χημικής ένωσης.

Tυπικό βάρος μιας ένωσης: το άθροισμα

των ατομικών βαρών όλων των ατόμων που

υπάρχουν σε μια τυπική μονάδα της

ένωσης.

Παράδειγμα: υπολογισμός του μοριακού

βάρους του CO2

Aτομικό βάρος C: 12,0 u

Ατομικό βάρος Ο: 16,0 u

Μοριακό βάρος CO2: 12 + 2 16 = 12+32 =

44 u

44

Παράδειγμα: υπολογισμός του τυπικού

βάρους του ΚBr

Aτομικό βάρος K: 39,1 u

Ατομικό βάρος Br:79,9 u

Tυπικό βάρος KBr: 39,1 + 79,9 = 119 u

Mole και γραμμομοριακή μάζα

Mole (mol) είναι η ποσότητα μιας

δεδομένης ουσίας η οποία περιέχει τόσα

μόρια ή τυπικές μονάδες, όσα περιέχονται

σε ακριβώς 12 g άνθρακα-12 (12

C).

1 mol NH3 περιέχει τον ίδιο αριθμό μορίων

NH3 με τον αριθμό ατόμων που περιέχονται

σε 12 g 12

C.

Αριθμός του Avogadro, NA: είναι ο αριθμός

των ατόμων που περιέχονται σε ένα δείγμα 12

C που ζυγίζει ακριβώς 12 g.

Ο αριθμός αυτός είναι ίσος με 6,022 x 1023

Άρα: ΝΑ = 6,022 x 10

23 άτομα/mol

45

΄Ετσι:

1 mole NH3 περιέχει 6,022 x 1023

μόρια ΝΗ3.

1 mole NaCl περιέχει 6,022 x 1023

τυπικές μονάδες ΝaCl, 6,022 x 1023

ιόντα Na+ και 6,022 x 10

23 ιόντα Cl

-.

1 mole FeCl3 περιέχει 6,022 x 1023

τυπικές μονάδες FeCl3, 6,022 x 1023

ιόντα Fe3+

και 3 x 6,022 x 1023

ιόντα Cl-.

Η γραμμομοριακή μάζα του 12

C είναι εξ

ορισμού ακριβώς 12 g/mol.

Για όλες τις ουσίες, η γραμμομοριακή

μάζα (g/mol) είναι ίση με την αριθμητική

τιμή του μοριακού ή τυπικού βάρους

(amu ή u).

Παράδειγμα: το μοριακό βάρος της ΝΗ3

είναι 17 u, ενώ η γραμμομοριακή μάζα

της ΝΗ3 είναι 17 g/mol.

Γραμμομοριακή μάζα μιας ουσίας είναι

η μάζα ενός mol της ουσίας.

46

Άσκηση:

Να υπολογιστεί σε g η μάζα ενός ατόμου

Κ και η μάζα ενός μορίου KBr.

Λύση:

Α) Το ατομικό βάρος του Κ είναι 39,1 u.

H γραμμομοριακή μάζα του Κ είναι 39,1

g/mol. Σε 39,1 g/mol περιέχονται 6,022 x

1023

άτομα Κ.

Άρα:

Μάζα ενός ατόμου Κ= 39,1 g/ 6,02 x 1023

=

= 6,5 x 10-23

g/άτομο

Β) Το μοριακό βάρος του ΚΒr είναι:

39,1 + 79,9 = 119 u

1 mol ΚΒr περιέχει 6,022 x 1023

μόρια

ΚΒr και έχει μάζα ίση με 119 g.

Άρα:

Μάζα ενός μορίου ΚΒr=119 g mol-1

/

6,022 x 1023

μόρια mol-1

= 19,8 x 10-23

g/μόριο

47

Υπολογισμός της μάζας από τα moles

Άσκηση: Υπολογίστε τη μάζα σε

γραμμάρια των παρακάτω ουσιών

1. 0,594 mol S

2. 2,78 mol Na2SO3

Λύση:

1. Ατομικό βάρος του S: 32,07 u

Γραμμομοριακή μάζα του S=32,07 g/mol

0,594 mol S x 32,07g/mol S = 19 g S

Μοριακό βάρος του Na2SO3

Α.Β. Νa=22,99 u

A.B. S=32,07 u

A.B. O= 16,00 u

M.B. = 2 x 22,99 + 32,07 + 3 x 16 =

126,05 u

Γραμμομοριακή μάζα του Na2SO3 =

126,05 g/mol

Άρα, μάζα των 2,78 mol Na2SO3:

2,78 mol Na2SO3 x 126,05 g/mol = 4,8 x

103 g Na2SO3.

48

Υπολογισμός των moles από τη μάζα

Βρείτε τα moles για κάθε μία από τις

παρακάτω ουσίες

1. 3,43 g C, 2. 76 g C4H10

Λύση

1. Α.Β. C=12,01 u ,

γραμμομοριακή μάζα C = 12,01 g/mol

3,43 g C / 12,01 g mol-1

= 2,86 x 10-1

mol C

2. A.B. C=12,01 u

A.B. H=1,008 u

M.B. C4H10= 4x12,01+10x1,008=58,12 u

Γραμμομοριακή μάζα C4H10 = 58,12 g/mol

76 g C4H10 / 58,12 g mol-1

= 1,3 mol C4H10

49

Υπολογισμός του αριθμού των μορίων σε

δεδομένη μάζα

Υπολογίστε τα ακόλουθα:

1. Αριθμός ατόμων σε 8,21 g Li

2. Aριθμός μορίων σε 43 g NH3

3. Αριθμός τυπικών μονάδων SO42-

σε 14,3 g

Cr2(SO4)3

Λύση

1. Πρέπει να βρούμε τα moles του Li

Α.Β. Li = 6,941 u

Γραμμομοριακή μάζα Li=6,941g/mol

8,21 g Li /6,941 g mol-1

= 1,18 mol Li

Άρα:

1,18 mol Li x 6,022 x 1023

άτομα/mol =

7,12x1023

άτομα Li.

2. Μ.Β. ΝΗ3= 14,01 + 3 x 1,008= 17,03 u

Γραμμομοριακή μάζα NH3=17,03g/mol

43 g NH3 /17,03 g mol-1

= 2,52 mol NH3

Άρα:

2,52 mol NH3 x 6,022 x 1023

μόρια/mol =

15,2x1023

μόρια ΝΗ3.

50

3. Α.Β. Cr=52 u, A.B. S=32,07 u,

A.B.O=16,00 u

M.B. Cr2(SO4)3= 2x52+ (3x32,07+3x4x16)

= 104+96,21+192=392,21u

Γραμμομοριακή μάζα Cr2(SO4)3= 392,21

g/mol.

14,3 g/392,21 g mol-1

= 3,65 x 10-2

mol

Cr2(SO4)3

Άρα: αριθμός ιόντων SO42-

= 3x3,65 x 10-2

x

6,022x1022

=6,59 x 1022

ιόντα.

51

Υπολογισμός της εκατοστιαίας

περιεκτικότητας από τον χημικό τύπο

Εκατοστιαία περιεκτικότητα κατά

μάζα ενός συστατικού Α ενός συνόλου

τα μέρη του Α τα οποία περιέχονται σε

εκατό μέρη του συνόλου.

Μάζα % του Α =

= (μάζα του Α /μάζα του συνόλου) x 100

Παράδειγμα: υπολογίστε την εκατοστιαία

σύσταση του ΚClO4

Λύση:

Α.Β. Κ= 39,10 u, A.B. Cl=35,45 u, A.B.O=16 u

M.B. KClO4= 39,1+35,45+4x16=138,55 u

Σε 1 mol KClO4 (138,55 g) περιέχονται 1 mol

Κ (39,1 ), 1 mol Cl (35,45 g) και 4 mol Ο

(4x16=64 g).

%K= (39,1g/138,55 g) x 100=28,2%

%Cl = (35,45 g/138,55 g) x 100 = 25,6%

%O = (64 g / 138,55 g) x 100 = 46,2%

52

Ποσότητες ουσιών σε μια αντίδραση

Μια ισοσταθμισμένη χημική εξίσωση

συσχετίζει τις ποσότητες των ουσιών που

συμμετέχουν σε μια αντίδραση.

Η2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g)

1 μόριο Η2 + 1 μόριο Cl2 2 μόρια HCl 6,022x10

23 μόρια Η2 + 6,022x10

23 μόρια Η22x6,022x10

23 μόρια HCl

1 mol Η2 + 1 mol Cl2 2 mol HCl

2, 02 g H2 + 70, 9 g Cl2 2 x 36, 46 g HCl

Από τις παραπάνω σχέσεις μπορούμε να

υπολογίσουμε την ποσότητα των προϊόντων αν

γνωρίζουμε τις ποσότητες των αντιδρώντων ή

πόσο προϊόν θα παρασκευαστεί από

συγκεκριμένες ποσότητες αντιδρώντων.

62

ATOMIKO ΠΡΟΤΥΠΟ ΤΟΥ

BOHR

Φύση του φωτός

Με βάση την ηλεκτρομαγνητική θεωρία

του Μaxwell (1984) το φως μπορεί να

περιγραφή με ηλεκτρικά και μαγνητικά

πεδία που διαδίδονται στο χώρο και στο

χρόνο υπό μορφή ταλαντώσεων (κύματος)

και ξεκινούν από φωτεινή πηγή. Γι’ αυτό

ονομάζεται και ηλεκτρομαγνητική

ακτινοβολία. Η θεωρία αυτή

επιβεβαιώθηκε αργότερα με τα πειράματα

που έκανε ο Ηertz.

Το κύμα χαρακτηρίζεται από:

το μήκος κύματος

τη συχνότητα του κύματος.

Μήκος κύματος, λ, είναι η απόσταση

μεταξύ δύο διαδοχικών κορυφών ενός

κύματος.

Συχνότητα ενός κύματος, ν, είναι ο

αριθμός των μηκών κύματος που περνούν

από ένα σημείο στη μονάδα του χρόνου.

63

Το μήκος κύματος είναι αντιστρόφως

ανάλογο της συχνότητας του ιδίου

κύματος, που σημαίνει πως: όσο

μικρότερη είναι η συχνότητα ενός

κύματος τόσο μεγαλύτερο θα είναι το

μήκος κύματός του. Η σχέση που

συνδέει τη συχνότητα (ν) με το μήκος

κύματος (λ) είναι:

c = λ ν

όπου c η ταχύτητα του κύματος.

64

Η ταχύτητα ενός φωτεινού κύματος

εξαρτάται από το υλικό μέσο από το οποίο

διέρχεται. Η ταχύτητα του φωτός στο κενό

είναι 3,00 108 m s

-1.

Η περιοχή συχνοτήτων ή μηκών κύματος

της ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας

ονομάζεται ηλεκτρομαγνητικό φάσμα.

Η ηλεκτρομαγνητική θεωρία για τη φύση

του φωτός ερμηνεύει μια σειρά από

φαινόμενα π.χ. τη διάθλαση, την περίθλαση,

την πόλωση, τη συμβολή.

Δεν μπορεί όμως να ερμηνεύσει άλλα

φαινόμενα, όπως το μέλαν σώμα, το

φωτοηλεκτρικό φαινόμενο, τα γραμμικά

φάσματα των ατόμων των στοιχείων κ.α.

65

66

Οι πρώτες υπόνοιες ότι το φως έχει

σωματιδιακή υφή δημιουργήθηκαν γύρω στο

1900. Ο Max Planck, ήταν ο επιστήμονας που

εισήγαγε την ιδέα των "κβάντων" φωτός με

σκοπό να εξηγήσει το φάσμα της

ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας που εκπέμπει

ένα μέλαν σώμα (είναι το σώμα που εκπέμπει

και απορροφά όλες τις ακτινοβολίες).

.

Με βάσει τη θεωρία των κβάντα, η ύλη

εκπέμπει ή απορροφά την ενέργεια της

ακτινοβολίας όχι κατά τρόπο συνεχή αλλά

ασυνεχή, υπό μορφή διακεκριμένων ποσοτήτων

ενέργειας. Αυτά τα ποσά ή πακέτα ενέργειας τα

ονόμασε "κβάντα" ή “φωτόνια”.

Η ενέργεια (E) κάθε κβάντου (ή φωτονίου)

συνδέεται με τη συχνότητα του κύματος με την

παρακάτω απλή σχέση:

67

E = hν

όπου h είναι η σταθερά του Plank. Η τιμή της

είναι 6.622.10-34

Js.

H εξίσωση αυτή, η οποία διατυπώθηκε από

τον Εinstein δείχνει τις δύο συμπληρωματικές

απόψεις για το φως:

σωμάτιο-κύμα

Η ενέργεια της ακτινοβολίας λέμε ότι είναι

κβαντισμένη, δηλ. εκπέμπεται ή απορροφάται

πάντοτε σε ακέραια πολλαπλάσια του hν.

Γραμμικά φάσματα των ατόμων

Ένα πυρακτωμένο στερεό εκπέμπει

φως, το οποίο αν αναλύσουμε με τη βοήθεια

πρίσματος παίρνουμε ένα συνεχές φάσμα.

68

Το φάσμα το οποίο παίρνουμε όταν

χημικά στοιχεία θερμανθούν σε φλόγα ή με

ηλεκτρική εκκένωση, δεν είναι συνεχές,

αλλά εμφανίζει μόνον ορισμένα μήκη

κύματος φωτός ή χρώματα. Είναι δηλ.

γραμμικό φάσμα.

Το γραμμικό φάσμα αποτελείται από ένα σύνολο

διακριτών έγχρωμων γραμμών, που η κάθε μία

αντιστοιχεί σε ένα διαφορετικό μήκος κύματος.

Κάθε στοιχείο έχει ένα χαρακτηριστικό

γραμμικό φάσμα.

69

Το γραμμικό φάσμα του ατόμου του υδρογόνου

είναι απλό. Αποτελείται από 4 γραμμές στην

ορατή περιοχή του φάσαμτος: (1 κόκκινη, 1

κυανοπράσινη, 1 κυανή και μία ιώδη), ενώ

γραμμές εμφανίζονται και στην υπέρυθρο και

υπεριώδη περιοχή.

Ο Βalmer το 1885 έδειξε ότι τα μήκη κύματος, λ,

στο ορατό φάσμα του υδρογόνου μπορούν να

προκύψουν από τον τύπο:

1/λ = 1,097107 m

-1 /(1/2

2-1/n

2)

όπου n είναι ακέραιος αριθμός μεγαλύτερος του 2.

Οι τιμές του λ που προκύπτουν αν στην παραπάνω

εξίσωση τεθεί n ίσο με 3, 4, 5 και 6, αντιστοιχούν στα

μήκη κύματος των τεσσάρων γραμμών του

φάσματος του υδρογόνου.

ΜΕΙΓΜΑΤΑ-ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ

Μείγμα ονομάζεται το σώμα που

αποτελείται από δύο ή περισσότερες

χημικές ουσίες, οι οποίες δεν αντιδρούν

μεταξύ τους.

Π.χ. ατμοσφαιρικός αέρας (μείγμα

οξυγόνου, αζώτου, αργού, υδρατμών κ.ά.),

βενζίνη (μείγμα υδρογονανθράκων).

Ετερογενή είναι εκείνα που δεν έχουν την

ίδια σύσταση σε όλη τους τη μάζα π.χ. λάδι

και νερό. Διακρίνονται σε αιωρήματα

(συσσωματώματα μορίων ορατά δια γυμνού

οφθαλμού) και κολλοειδή (σωματίδια

μεγαλύτερα από τα μόρια, όχι όμως ορατά

με το μικροσκόπιο π.χ. ζελατίνη).

Μείγματα

Ετερογενή Ομογενή

Ομογενή μίγματα ή διαλύματα είναι εκείνα

που έχουν την ίδια σύσταση και τις ίδιες

ιδιότητες σε όλη τους την έκταση.

Φάση: ένα τμήμα φυσικού συστήματος

(αερίου, υγρού ή στερεού) το οποίο είναι

ομογενές στη σύσταση και τις ιδιότητές του

και μπορεί να διαχωριστεί από άλλες φάσεις

με φυσικό τρόπο.

Διαλυμένη ουσία και διαλύτης

Διαλυμένη ουσία, στην περίπτωση

διαλύματος αερίου ή στερεού διαλυμένου σε

υγρό, είναι το αέριο ή το στερεό.

Σε άλλες περιπτώσεις, η διαλυμένη ουσία

είναι το συστατικό με τη μικρότερη

αναλογία.

Διαλύτης, σε ένα διάλυμα αερίου ή στερεού

σε ένα υγρό, είναι το υγρό. Σε άλλες

περιπτώσεις, ο διαλύτης είναι το συστατικό

με τη μεγαλύτερη αναλογία.

Ο διαλύτης λέγεται και διαλυτικό μέσο.

Παραδείγματα διαλυμάτων

Διαλύτης Διαλυμένη

ουσία

Κατάσταση

ύλης

Παράδειγμα

στερεό στερεό στερεό κράματα

(Zn σε Cu)

στερεό αέριο στερεό προσρόφηση

H2 σε Pd, Ni

υγρό στερεό υγρό NaCl σε H2O

υγρό υγρό υγρό αλκοόλη σε

νερό

υγρό αέριο υγρό αίμα, Cl2 σε

H2O

αέριο αέριο αέριο αέρας

Διαλύτης

στερεό υγρό αέριο

Διαλύματα στερεού σε στερεό

Άστριος ΚΑlSi3O8 - NaAlSi3O8

Συνηθισμένα διαλύματα: διαλύτης υγρός,

ενώ η διαλυμένη ουσία μπορεί να είναι

στερεά, υγρή ή αέρια.

Τα διαλύματα διακρίνονται σε:

Μοριακά διαλύματα – οι ουσίες

βρίσκονται υπό μορφή μορίων (π.χ.

καλαμοσάκχαρο σε νερό, αλκοόλη σε Η2Ο).

Ιοντικά διαλύματα- οι ουσίες βρίσκονται

υπό μορφή ιόντων (π.χ. NaCl σε H2O).

Διαλυτότητα μιας ουσίας ονομάζεται η

μεγαλύτερη ποσότητα μιας ουσίας που

μπορεί να διαλυθεί κάτω από ορισμένες

συνθήκες σε ορισμένη ποσότητα διαλύτη.

Εκφράζει την ικανότητα μιας ουσίας να

διασπείρεται σε μια άλλη και να

σχηματίζεται ομογενές διάλυμα.

Παράγοντες που επηρεάζουν τη

διαλυτότητα είναι η θερμοκρασία και η

πίεση.

Ευδιάλυτες είναι οι ουσίες που διαλύονται

εύκολα σε έναν διαλύτη.

Δυσδιάλυτες είναι οι ουσίες που δεν

διαλύονται εύκολα σε έναν διαλύτη.

Παραδείγματα διαλυτών: νερό, θειικό οξύ,

αιθανόλη, ακετόνη, τετραχλωράνθρακας.

Η διαλυτότητα των στερεών στο νερό

στις πιο πολλές περιπτώσεις αυξάνει με

την αύξηση της θερμοκρασίας.

Η διαλυτότητα των αερίων στο νερό

μειώνεται με την αύξηση της

θερμοκρασίας.

Η διαλυτότητα των αερίων στα υγρά

αυξάνει με την αύξηση της πίεσης. Με

αυτό τον τρόπο διοχετεύεται CO2 στα

διάφορα αεριούχα ποτά.

Τα διαλύματα ανάλογα με την ποσότητα

της διαλυμένης ουσίας χαρακτηρίζονται:

Κορεσμένα

Είναι τα διαλύματα στα οποία το ποσό της

διαλυμένης ουσίας βρίσκεται σε ισορροπία

με το διάλυμα, δηλ. σε ορισμένη

θερμοκρασία έχει διαλυθεί η μέγιστη

ποσότητα της ουσίας. Δηλ. ταχύτητα

εισόδου χημικών οντοτήτων στο διάλυμα

= ταχύτητα επιστροφής χημικών οντοτήτων

στη στερεά φάση.

Ακόρεστα

Είναι τα διαλύματα στα οποία το ποσό της

διαλυμένης ουσίας είναι μικρότερο από

αυτό που μπορεί να διαλυθεί σε

συγκεκριμένη ποσότητα διαλύτη και σε

συγκεκριμένη θερμοκρασία. Το διάλυμα δεν

βρίσκεται σε ισορροπία και μπορεί να

διαλυθεί επιπλέον ποσότητα της ουσίας.

Υπέρκορα

Είναι τα διαλύματα τα οποία περιέχουν

περισσότερη διαλυμένη ουσία από το

αντίστοιχα κορεσμένα διαλύματα.

Τρόποι έκφρασης της συγκέντρωσης

Ο όρος συγκέντρωση αναφέρεται γενικά

στην ποσότητα της διαλυμένης ουσίας σε

μια καθορισμένη ποσότητα διαλύματος. Η

ποσοτική έκφραση της συγκέντρωσης μιας

ουσίας σε ένα διάλυμα εκφράζεται με

πολλούς τρόπους:

Αραιό διάλυμα: όταν η συγκέντρωση

της διαλυμένης ουσίας είναι χαμηλή

Πυκνό διάλυμα: όταν η συγκέντρωση

της διαλυμένης ουσίας είναι υψηλή.

Η ποσότητα της διαλυμένης ουσίας μπορεί

να εκφράζεται σε γραμμάρια ή moles.

Η ποσότητα του διαλύτη ή του διαλύματος

μπορεί να αναφέρεται σε όγκο ή μάζα.

δημιουργούνται διάφοροι τρόποι

έκφρασης της συγκέντρωσης ενός

διαλύματος.

Τρόποι έκφρασης της

συγκέντρωσης

Χημικές μονάδες

1. Molarity ή γραμμομοριακή συγκέντρωση

(Μ)

2. Normality ή κανονική συγκέντρωση ή

κανονικότητα (Ν)

3. Molality ή γραμμομοριακή συγκέντρωση

κατά 1000 g διαλύτη (m)

4. Γραμμομοριακό κλάσμα (X)

Φυσικές μονάδες

1. Επί τοις εκατό κατά μάζα (% m/m)

2. Επί τοις εκατό κατά μάζα προς όγκο (%

m/V)

3. Επί τοις εκατό κατ’ όγκο (% V/V)

4. Μέρη ανά εκατομμύριο (ppm)

Μolarity:

Molarity ή γραμμομοριακή συγκέντρωση

(Μ) είναι τα moles της διαλυμένης ουσίας

σε ένα λίτρο διαλύματος.

Molarity (M) = moles ουσίας/λίτρα διαλύματος

Π.χ. υδατικό διάλυμα 2M σε HCl σημαίνει

ότι έχουμε 2 mol ΗCl σε ένα λίτρο

διαλύματος.

Παρασκευή διαλύματος ορισμένης

γραμμομοριακής συγκέντρωσης

Πόσα γραμμάρια πενταϋδρικού θειικού

χαλκού(ΙΙ), CuSO45H2O, πρέπει να

ζυγίσουμε, προκειμένου να

παρασκευάσουμε 250 mL διαλύματος

CuSO45H2O συγκέντρωσης 0,200 Μ;

Απάντηση: Συγκέντρωση 0,200 Μ σημαίνει

0,200 mol ουσίας σε 1 L ή 1000 mL

διαλύματος.

Άρα, για 250 mL διαλύματος, θα

χρειασθούμε

(0,200 mol 250 mL) / 1000 mL = 0,0500

mol CuSO45H2O.

Επειδή 1 mol CuSO45H2O ζυγίζει 249,7 g,

τα 0,0500 mol ζυγίζουν 12,48 g

CuSO45H2O.

Molality (m):

Molality είναι τα moles της διαλυμένης

ουσίας ανά 1000 g διαλύτη.

Π.χ. ένα διάλυμα που προκύπτει με

διάλυση 0,30 mol αιθυλενογλυκόλης σε

2,0 kg νερού έχει molality

0,30 mol / 2,0 kg = 0,15 m

αιθυλενογλυκόλη

H molality είναι ανεξάρτητη από τη

θερμοκρασία.

Γραμμομοριακό κλάσμα:

Γραμμομοριακό κλάσμα (Χ) ενός

συστατικού Α του διαλύματος είναι τα

moles του συστατικού Α διαιρεμένα δια

του συνολικού αριθμού των moles του

διαλύματος (δηλαδή, moles υπολοίπων

συστατικών και διαλύτη).

Πριεκτικότητα % κατά μάζα (% κ.μ. ή

m/m): τα γραμμάρια της διαλυμένης ουσίας

που περιέχεται σε 100 γραμμάρια

διαλύματος. Π.χ. διάλυμα AgCl 10% κ.β.

σημαίνει ότι σε 100 g αυτού του διαλύματος

έχουμε 10 g AgCl.

Περιεκτικότητα % κατά μάζα προς όγκο

(% κ.ο. ή m/v): τα γραμμάρια της

διαλυμένης ουσίας που περιέχονται σε 100

mL διαλύματος. Π.χ. διάλυμα NaCl 15%

κ.ο. σημαίνει ότι σε 100 mL διαλύματος

έχουμε 15 g NaCl.

Περιεκτικότητα % κατ’ όγκο προς όγκο (%

κ.ο. ή v/v): τα mL της διαλυμένης ουσίας σε

100 mL διαλύματος. Π.χ. διάλυμα

μεθανόλης 20 % v/v περιέχει 20 mL

μεθανόλης σε 100 mL διαλύματος.

Η πιο συνηθισμένη έκφραση της

περιεκτικότητας είναι η πρώτη.

Μέρη ανά εκατομμύριο (ppm) (parts per

million) Μέρη ανά δισεκατομμύριο (ppb) (parts per

billion)

ΑΡΑΙΩΣΗ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ

Έστω ότι έχουμε ένα διάλυμα ΗΝΟ3 15,8 Μ

και θέλουμε να παρασκευάσουμε διάλυμα

ΗΝΟ3 0,12 Μ. Πόσα mL του αρχικού

διαλύματος χρειαζόμαστε για να

παρασκευάσουμε 1 λίτρο (L) διαλύματος

ΗΝΟ3 0,12 Μ;

Λύση

Πρέπει να αραιώσουμε το πυκνό διάλυμα με

ορισμένη ποσότητα νερού. Πρέπει να βρούμε

τη σχέση της γραμμομοριακής συγκέντρωσης

του διαλύματος πριν την αραίωση με εκείνη

μετά την αραίωση.

Αρχικό διάλυμα:

moles διαλυμένης ουσίας = molarity x λίτρα

διαλύματος

ή moles διαλ. ουσίας = Μi x Vi (1)

Tελικό διάλυμα:

Όταν το διάλυμα αραιώνεται, η συγκέντρωση

και ο όγκος μεταβάλλονται σε Μj και Vj

αντίστοιχα, ενώ ο αριθμός των moles της

διαλυμένης ουσίας δεν μεταβάλλεται.

moles διαλ. ουσίας = Μg x Vg (2)

Από την (1) και (2) προκύπτει ότι:

Μi x Vi = Μg x Vg (3)

Eίναι: Μi = 15,8 M

Vi = άγνωστο

Mg = 0,12 M

Vg = 1000 mL

Εφαρμογή της σχέσης (3) δίνει:

Vi = (MgVg) / Mi = (0,12 M x 1000 mL)/15,8 M

= 7,6 mL

Θα πάρουμε επομένως 7,6 mL από το αρχικό

διάλυμα και θα το αραιώσουμε στα 1000 mL.

70

ΑΤΟΜΙΚΟ ΠΡΟΤΥΠΟ ΤΟΥ BOHR Ατομικό πρότυπο του Rutherford:

Το άτομο αποτελείται από τον πυρήνα, στον οποίο είναι

συγκεντρωμένη σχεδόν όλη η μάζα του ατόμου και

γύρω από τον πυρήνα κινούνται τα ηλεκτρόνια τα οποία

συγκρατούνται στις τροχιές τους μέσω

ηλεκτροστατικών δυνάμεων.

Το μοντέλο του Rutherford αδυνατούσε να εξηγήσει

τη σταθερότητα του ατόμου και τα γραμμικά φάσματα

των αερίων. Οι λόγοι είναι οι εξής:

Σύμφωνα με αυτό το μοντέλο, το ηλεκτρόνιο κινείται

γύρω από τον πυρήνα σε κυκλική τροχιά. Το μέτρο της

ταχύτητάς του είναι σταθερό, αλλά η κατεύθυνσή της

συνεχώς μεταβάλλεται και επομένως το ηλεκτρόνιο έχει

επιτάχυνση. Σύμφωνα με την ηλεκτρομαγνητική

θεωρία, το ηλεκτρόνιο, όπως και κάθε επιταχυνόμενο

φορτίο εκπέμπει ακτινοβολία, δηλαδή ακτινοβολεί

ενέργεια. Η ενέργεια του ηλεκτρονίου θα πρέπει να

μειώνεται συνεχώς. Επομένως θα πρέπει να κινείται σε

σπειροειδή τροχιά με διαρκώς μειούμενη ακτίνα και με

διαρκώς μεταβαλλόμενη συχνότητα, μέχρις ότου πέσει

στον πυρήνα! Όμως, κάτι τέτοιο δεν παρατηρείται, τα

άτομα είναι σταθερά.

Ο Δανός Φυσικός Niels Bohr για να εξηγήσει τη

σταθερότητα του ατόμου του υδρογόνου και το

γραμμικό του φάσμα πρότεινε ένα νέο πρότυπο

71

για το άτομο του υδρογόνου και διατύπωσε τις

παρακάτω συνθήκες:

Συνθήκη για τα επίπεδα ενέργειας: Ένα

ηλεκτρόνιο επιτρέπεται να έχει ορισμένες μόνο

τιμές ενέργειας σ ένα άτομο, οι οποίες

ονομάζονται επίπεδα ενέργειας (επιτρεπόμενες

τροχιές).

Εάν τα ηλεκτρόνια δεν ήσαν περιορισμένα σε

διακριτές ενεργειακές στάθμες, το φάσμα από

ένα διεγερμένο άτομο θα είχε τη μορφή μιας

συνεχούς διαδοχής χρωμάτων από το κόκκινο

ως το ιώδες χωρίς μεμονωμένες-διακριτές

γραμμές.

Αυτό σημαίνει ότι το ηλεκτρόνιο στο άτομο

μπορεί να έχει μόνον ορισμένες τιμές ενέργειας.

Κινείται δηλ. μόνο σε ορισμένες κυκλικές

τροχιές γύρω από τον πυρήνα.

Τα επίπεδα ενέργειας του ατόμου του

υδρογόνου δίνονται από τη σχέση:

72

2n

RE H

(1)

όπου n = 1,2,3,4,…. και το RΗ είναι η μία

σταθερά ίση με 2,17910-18

J.

Το n ονομάζεται κύριος κβαντικός αριθμός και

επιτρέπεται να παίρνει μόνον ακέραιες τιμές (n

= 1, 2, 3, 4, …)

Για n =1 έχουμε την στιβάδα Κ που είναι η

πλησιέστερη προς τον πυρήνα.

Για n=2, έχουμε τη στιβάδα L κοκ.

Όσο απομακρυνόμαστε από τον πυρήνα, τόσο

αυξάνει η ενεργειακή στάθμη της στιβάδας:

ΕΚ<ΕΛ<ΕΜ<…

73

Σχήμα 7.10 από το βιβλίο

Συνθήκη για τις μεταπτώσεις μεταξύ των

επιπέδων ενέργειας:

Ένα ηλεκτρόνιο σε ένα άτομο επιτρέπεται να

μεταβάλλει ενέργεια μόνο μεταπηδώντας από

ένα επίπεδο ενέργειας σε άλλο. Η μεταπήδηση

αυτή του ηλεκτρονίου ονομάζεται μετάπτωση.

Όταν το ηλεκτρόνιο μεταπηδήσει από ένα

υψηλότερο επίπεδο ενέργειας, Εi σε ένα επίπεδο

χαμηλότερης ενέργειας, Ef, τότε εκπέμπεται

ένα φωτόνιο με ενέργεια ίση με την διαφορά

μεταξύ της αρχικής και της τελικής του

ενέργειας:

Εi – Ef = h ν (2)

Το άτομο του υδρογόνου βρίσκεται σε σταθερή

κατάσταση όταν το ηλεκτρόνιό του βρίσκεται

στο χαμηλότερο επίπεδο (n=1). To άτομο του

υδρογόνου έχει τη ελάχιστη ενέργεια και αυτή

η κατάσταση ονομάζεται και θεμελιώδης

κατάσταση του ατόμου.

Για να ανέλθει το ηλεκτρόνιο σε υψηλότερο

επίπεδο πρέπει να του δοθεί ενέργεια, δηλ. το

74

ηλεκτρόνιο απορροφά ενέργεια. Τότε λέμε ότι

το ηλεκτρόνιο είναι διεγερμένο. Όταν το

ηλεκτρόνιο αποδιεγερθεί εκπέμπει ενέργεια ίση

με τη διαφορά μεταξύ των ενεργειακών

επιπέδων.

Το πρότυπο του Bohr, ενώ εξηγούσε το

φάσμα του υδρογόνου με ένα ηλεκτρόνιο και

ένα πρωτόνιο, αδυνατούσε να εξηγήσει τα

φάσματα πολυπλοκότερων ατόμων, όπως

π.χ. του ηλίου με 2 ηλεκτρόνια και 2

πρωτόνια ή ακόμη και των Ηe+, Li

++ με ένα

ηλεκτρόνιο.

Παρατηρήθηκε επίσης ότι το φάσμα

εκπομπής, τόσο του υδρογόνου, όσο και

πολυπλοκότερων ατόμων παρουσίαζαν

γραμμές, αλλά κάθε γραμμή αποτελούνταν

από άλλες λεπτότερες πολύ κοντά η μία στην

άλλη.

Ο Γερμανός Sommerfeld το 1915 διέσωσε

για λίγο τη θεωρία του Βοhr προτείνοντας

ότι για κάθε στιβάδα υπάρχει και ένας

αριθμός υποστοιβάδων με τη μορφή

έλλειψης. Εισάγει έτσι έναν δεύτερο

κβαντικό αριθμό, τον δευτερεύοντα κβαντικό

αριθμό, l που παίρνει τιμές l=0,1,2,3…n-1.

75

Δηλαδή κάθε στοιβάδα που αντιστοιχεί σε

μία τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού n,

μπορεί να αποτελείται από μία ή

περισσότερες υποστοιβάδες, ανάλογα με την

τιμή του n, που καθορίζονται από τον

δευτερεύοντα κβαντικό αριθμό l και

συμβολίζεται με τα γράμματα s, p, d, f κ.λ.π.

Έτσι εξηγείται η λεπτή υφή του φάσματος με

ηλεκτρονικές μεταπτώσεις μεταξύ των

υποστοιβάδων. Ενώ δηλ. για ηλεκτρονικές

μεταπτώσεις μεταξύ στοιβάδων το n μπορεί

να μεταβάλλεται με οποιονδήποτε τρόπο, για

μεταπτώσεις μεταξύ υποστοιβάδων το l

μπορεί να μεταβάλλεται μόνο κατά 1.

Ο τρίτος ή μαγνητικός κβαντικός αριθμός,

ml, καθορίζει τους δυνατούς

προσανατολισμούς των στιβάδων

(ελλειπτικών ή μη) του Bohr, σε σχέση προς

το εξωτερικό πεδίο που δεν επιτρέπεται να

είναι οποιοδήποτε. Παίρνει τιμές από +l έως

–l.

76

Ο τέταρτος κβαντικός αριθμός, s, που

ονομάζεται κβαντικός αριθμός του spin

αναφέρεται στην περιστροφή του

ηλεκτρονίου γύρω από τον άξονά του, με

τιμές 1/2.

Κυματικές ιδιότητες της ύλης

Μέχρι την εμφάνιση της κβαντικής θεωρίας,

οι φυσικοί πίστευαν ότι η ύλη και η ενέργεια

είναι δυο διαφορετικές φυσικές έννοιες: η

ενέργεια εκπέμπονταν υπό την μορφή

κυμάτων, ενώ η ύλη αποτελούνταν από

σωματίδια. Η θεωρία του Planck ήταν η

πρώτη που πρότεινε ότι η ακτινοβολία έχει τα

χαρακτηριστικά και των κυμάτων και των

σωματιδίων.

To 1923 o Γάλλος φυσικός de Broglie,

πιστεύοντας στη συμμετρία της φύσης,

διατύπωσε την άποψη ότι κάθε σωματίδιο

συμπεριφέρεται ως κύμα και κάθε κύμα

συμπεριφέρεται ως σωμάτιο.

77

Με τη χρήση της διάσημης εξίσωσης του

Einstein:

Ε= mc2=hν (1)

και της εξίσωσης ν = c/λ, προκύπτει ότι για

ένα φωτόνιο το μήκος κύματος, λ συνδέεται με

την ορμή του φωτονίου με τη σχέση:

λ = h/mc (2)

όπου m η μάζα του φωτονίου και c η ταχύτητα

του φωτός.

Αν θεωρήσουμε ότι ένα σωματίδιο, μάζας m

και ταχύτητας u συμπεριφέρεται σαν κύμα,

τότε το μήκος κύματος, λ, που θα αντιστοιχεί

σ’ αυτό το σωμάτιο, θα δίνεται από τη σχέση:

λ = h/mu (3)

Η εξίσωση (3) ονομάζεται εξίσωση του de

Broglie.

Eπιβεβαίωση των κυματικών ιδιοτήτων

ελεύθερων σωματιδίων προήλθε με πειράματα

περίθλασης δεσμών ηλεκτρονίων και

νετρονίων.

Κβαντομηχανική Προσέγγιση

78

Η Κβαντομηχανική πήρε την σημερινή της

μορφή από τις διαφορετικές προσεγγίσεις δύο

φυσικών: του Γερμανού Werner Heisenberg,

και του Αυστριακού Erwin Schrödinger.

Ο Heisenberg το 1927 διατύπωσε την αρχή της

αβεβαιότητας (ή απροσδιοριστίας).

Η αρχή αβεβαιότητας βάζει ένα όριο στην

ακρίβεια των μετρήσεων που μπορούμε να

κάνουμε. Αυτό το όριο δεν εξαρτάται ούτε

Η αρχή της αβεβαιότητας ορίζει ότι:

Το γινόμενο της αβεβαιότητας στη θέση επί

την αβεβαιότητα στην ορμή ενός σωματιδίου

δεν μπορεί να είναι μικρότερο από τη σταθερά

του Plank διαιρεμένη δια 4π. Έτσι, αν Δx είναι

η αβεβαιότητα στη θέση ενός σωματιδίου

κατά τη διεύθυνση x και Δpx η αβεβαιότητα

στην ορμή κατά την κατεύθυνση x, έχουμε:

79

από την μέθοδο μέτρησης που

χρησιμοποιούμε, αλλά ούτε και από το είδος

του σωματιδίου (δηλ. αν είναι πρωτόνιο ή

ηλεκτρόνιο ή νετρόνιο κ.λ.π.).

Βάσει της αρχής της αβεβαιότητας του

Ηeisenberg, δεν μπορούμε να θεωρήσουμε ότι

το ηλεκτρόνιο διαγράφει μια ακριβή τροχιά σε

ένα άτομο, διότι τότε θα ξέραμε την ακριβή

θέση του σε ορισμένο χρόνο. Μπορούμε όμως

να πούμε ότι το ηλεκτρόνιο είναι πιθανόν (ή δεν

είναι πιθανόν) να βρίσκεται σε ορισμένη θέση σε

δεδομένη στιγμή.

Ο Heisenberg και ο de Broglie έδωσαν τα

θεωρητικά εργαλεία για μια ικανοποιητική

περιγραφή του ατόμου και ώθησαν τον Erwin

Schrödinger να αναπτύξει τη κβαντομηχανική

θεωρία.

Από την Τροχιά (Orbit) στο Τροχιακό (Orbital)

Το 1926 ο Schrödinger, στηριζόμενος στην

υπόθεση του de Broglie ότι το ηλεκτρόνιο σε

80

ένα άτομο μπορεί να περιγραφεί ως ένα

στάσιμο κύμα πρότεινε την ομώνυμη

κβαντομηχανική εξίσωση, η λύση της οποίας

οδηγεί σε μια κυματική συνάρτηση Ψ, η οποία

περιγράφει τις κυματικές ιδιότητες ενός

ηλεκτρονίου σε συνάρτηση της ορμής του, της

μάζας του, της ολικής ενέργειας και της

δυναμικής του ενέργειας.

EVzxm

h2222

2

8

όπου m η μάζα του e-, V η δυναμική ενέργεια

του e-, Ε η ολική ενέργεια του e

- και Ψ η

κυματοσυνάρτηση του e-.

Αν HVzxm

h

2222

2

8

όπου Η είναι ο τελεστής Hamilton, τότε:

ΗΨ = ΕΨ

Η εξίσωση αυτή λύνεται μόνο για το άτομο του

υδρογόνου και παίρνει υπόψη της τη διττή

φύση του ηλεκτρονίου (σωμάτιο-κύμα).

Κάθε κυματοσυνάρτηση Ψ, που αποτελεί λύση

της εξίσωσης Schrödinger περιγράφει ένα

81

τροχιακό. Σαν τροχιακή κατάσταση

ηλεκτρονίου ή απλά τροχιακό ονομάζεται η

περιοχή του χώρου μέσα στην οποία υπάρχει

μεγάλη πιθανότητα να βρίσκεται το

ηλεκτρόνιο. Η πιθανότητα δε αυτή είναι

ανάλογη του τετραγώνου της

κυματοσυνάρτησης Ψ (Ψ2) δίνοντας πλέον με

αυτό τον τρόπο φυσική σημασία σε αυτό το

μέγεθος.

Η εξίσωση του Schrödinger έχει ακριβείς

λύσεις μόνο για το υδρογόνο και τα

υδρογονεοειδή άτομα.

Κβαντικοί αριθμοί

Κύριος κβαντικός αριθμός, n

Είναι ισοδύναμος με τον ακέραιο αριθμό, n των

ενεργειακών επιπέδων του μοντέλου Bohr. Θεωρητικά

παίρνει όλες τις ακέραιες θετικές τιμές 1, 2, ,......,∞ και

προσδιορίζει τα κύρια ενεργειακά επίπεδα σε ένα άτομο.

Καθώς αυξάνει το n, τα ηλεκτρόνια απομακρύνονται από

τον πυρήνα και συνεπώς, κατέχουν μεγαλύτερη ολική

δυναμική ενέργεια.

Δευτερεύων κβαντικός αριθμός, l

Προσδιορίζει τα ενεργειακά επίπεδα (υποστοιβάδες) στα

οποία υποδιαιρούνται τα κύρια ενεργειακά επίπεδα που

περιγράφονται από τον κύριο κβαντικό αριθμό n.

Καθορίζει επίσης το σχήμα των διαφόρων τύπων

ατομικών τροχιακών. Ο δευτερεύων κβαντικός αριθμός l

παίρνει τιμές 0, 1, 2, 3,......., (n-1). Τα τέσσερα πρώτα

82

ατομικά τροχιακά ονομάζονται s, p, d and f και

αντιστοιχούν στις παρακάτω τιμές του δευτερεύοντος

κβαντικού αριθμού 0, 1, 2, 3.

γ. Μαγνητικός κβαντικός αριθμός, ml

Καθορίζει τον προσανατολισμό του ηλεκτρονικού νέφους

στο χώρο. Για δεδομένη τιμή του l, το σύνολο των

επιτρεπόμενων προσανατολισμών ισούται με 2l +1 και οι

τιμές του ml είναι ακέραιοι από -l εως +l.

Κβαντικός αριθμός του spin, ms

Αναφέρεται στους δύο δυνατούς προσανατολισμούς του

άξονα περιστροφής ενός ηλεκτρονίου (spin). Οι

επιτρεπόμενες τιμές του είναι +1/2 και -1/2.

Οι τρεις πρώτοι προκύπτουν από την επίλυση της

κυματικής εξίσωσης για το υδρογόνο.

83

Στο παραπάνω σχήμα απεικονίζεται η νέα

αντίληψη για τη μορφή του ατόμου, τα

ατομικά τροχιακά. Τα σχήματα είναι περιοχές

μέσα στις οποίες υπάρχει πιθανότητα να βρεθεί

ένα ηλεκτρόνιο σε ένα άτομο. Ο πυρήνας

βρίσκεται στο κέντρο κάθε σχήματος.

84

ΑΡΧΗ ΔΟΜΗΣΗΣ ΚΑΙ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ

ΠΙΝΑΚΑΣ

Στον Περιοδικό Πίνακα τα στοιχεία

κατατάσσονται με βάση τη χημική τους

συμπεριφορά. Επειδή η χημική συμπεριφορά

καθορίζεται από την ηλεκτρονική δομή, θα

πρέπει να υπάρχει άμεση συσχέτιση μεταξύ

Περιοδικού Πίνακα και ηλεκτρονικής δομής.

Η περιοδική εμφάνιση στοιχείων με

ανάλογες φυσικές και χημικές ιδιότητες, όταν

αυτά τοποθετούνται κατ΄ αύξοντα ατομικό

αριθμό, οφείλεται στην περιοδική εμφάνιση

ανάλογης ηλεκτρονικής δομής στις εξωτερικές

ηλεκτρονικές στιβάδες των αντίστοιχων

ατόμων.

Η δομή που συνδέεται με τη χαμηλότερη

στάθμη ενέργειας του ατόμου είναι η πιο

σταθερή κατάσταση και ονομάζεται

θεμελιώδης κατάσταση. Όλες οι άλλες

85

ονομάζονται διηγερμένες καταστάσεις και είναι

ασταθείς.

Πρέπει να ισχύουν:

Απαγορευτική αρχή του Pauli: δύο ηλεκτρόνια σε

ένα άτομο δεν μπορούν να έχουν και τους 4

κβαντικούς αριθμούς ίδιους.

Κανόνας του Hund: η χαμηλότερη ενεργειακά

διάταξη των ηλεκτρονίων μιας υποστιβάδας

λαμβάνεται με την τοποθέτηση των ηλεκτρονίων σε

χωριστά τροχιακά των υποστιβάδων με το ίδιο spin,

πριν από κάθε σύζευξη ηλεκτρονίων.

Ο μέγιστος αριθμός των ηλεκτρονίων που

μπορεί να πάρει κάθε μία από τις τρεις πρώτες

στιβάδες δίνεται από το τύπο 2n2, όπου n ο

κύριος κβαντικός αριθμός.

Η τελευταία στιβάδα (στιβάδα σθένους)

κάθε ατόμου δεν μπορεί να περιέχει

περισσότερα από 8 ηλεκτρόνια εκτός από την

Κ στιβάδα, που συμπληρώνεται με 2

ηλεκτρόνια.

Ηλεκτρονική δομή των τριών πρώτων στιβάδων

Στιβάδα Αριθμός ομάδας

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIII

H He

K 1 2

86

Li Be B C N O F Ne

K 2 2 2 2 2 2 2 2

L 1 2 3 4 5 6 7 8

Na Mg Al Si P S Cl Ar

K 2 2 2 2 2 2 2 2

L 8 8 8 8 8 8 8 8

M 1 2 3 4 5 6 7 8

Το γεγονός ότι ο αριθμός των ηλεκτρονίων

σθένους για τα στοιχεία της ίδιας ομάδας είναι

ίδιος, αιτιολογεί τις όμοιες ιδιότητες που

παρατηρούνται για τα στοιχεία μιας ομάδας.

ΠΕΡΙΟΔΙΚΗ ΤΑΣΗ ΤΩΝ ΙΔΙΟΤΗΤΩΝ ΤΩΝ

ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ

Αρκετές φυσικές και χημικές ιδιότητες των

στοιχείων μεταβάλλονται περιοδικά καθώς

αυξάνεται ο ατομικός αριθμός στον Περιοδικό

Πίνακα των στοιχείων. Η ατομική ακτίνα, η

ενέργεια ιοντισμού και η ηλεκτρονική

συγγένεια είναι τρεις φυσικές ιδιότητες που

παίζουν σημαντικό ρόλο στην περιγραφή του

χημικού δεσμού.

Ατομική ακτίνα

87

Μέσα σε μια περίοδο, η ατομική ακτίνα

τείνει να ελαττώνεται με αυξανόμενο

ατομικό αριθμό. Έτσι, σε μια περίοδο το

μεγαλύτερο άτομο είναι το άτομο της

ομάδας ΙΑ και το μικρότερο το άτομο του

ευγενούς αερίου. Αυτό οφείλεται στην

αύξηση του πυρηνικού φορτίου και

επομένως των ελκτικών δυνάμεων που

ασκούνται από τον πυρήνα στα ηλεκτρόνια.

Μέσα σε μια ομάδα η ατομική ακτίνα

τείνει να αυξάνεται, καθώς αυξάνεται ο

αριθμός της περιόδου, διότι προστίθενται

νέες στιβάδες.

Ενέργεια ιοντισμού

Η πρώτη ενέργεια ιοντισμού ενός ατόμου είναι

η ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για την

απομάκρυνση του ηλεκτρονίου με την υψηλότερη

ενέργεια από το ουδέτερο άτομο στη θεμελιώδη

κατάσταση και στην αέρια φάση.

Μέσα σε μια περίοδο, οι τιμές τείνουν να

αυξάνονται με αυξανόμενο ατομικό αριθμό.

Έτσι, τα στοιχεία της ΙΑ ομάδας

(αλκαλιμέταλλα) έχουν τις χαμηλότερες

τιμές ενέργειας ιοντισμού, ενώ τις

υψηλότερες τις έχουν τα ευγενή αέρια.

88

Μέσα σε μια κύρια ομάδα, οι ενέργειες

ιοντισμού μειώνονται καθώς προχωράμε

προς τα κάτω.

Ηλεκτρονική συγγένεια

Η ηλεκτρονική συγγένεια είναι η μεταβολή

ενέργειας που λαμβάνει χώρα κατά τη

διαδικασία προσθήκης ενός ηλεκτρονίου σε

ένα ουδέτερο άτομο που βρίσκεται στη

θεμελιώδη κατάσταση και σε αέρια φάση για

να σχηματιστεί ένα αρνητικό ιόν.

Όσο πιο μικρή είναι η ακτίνα ενός

στοιχείου τόσο πιο κοντά στον πυρήνα

βρίσκεται η εξωτερική στιβάδα,

επομένως και το ηλεκτρόνιο θα δέχεται

πιο εύκολα όταν πλησιάζει έναν πυρήνα

την ελκτική δύναμη του πυρήνα, εκτός

από την άπωση των ηλεκτρονίων της

εξωτερικής στιβάδας.

Επομένως, η ηλεκτρονική συγγένεια θα

αυξάνει από αριστερά προς τα δεξιά σε

μια περίοδο και από κάτω προς τα πάνω

σε μια ομάδα.

89

Ηλεκτραρνητικότητα

Ηλεκταρνητικότητα, σύμφωνα με τον Pauling

(1932) είναι η ικανότητα ενός ατόμου σε ένα

μόριο να έλκει προς το μέρος του ηλεκτρόνια.

Στον περιοδικό πίνακα η ηλεκτραρνητικότητα

αυξάνεται κατά μήκος μιας περιόδου με

αύξηση του ατομικού αριθμού και μειώνεται

για τα στοιχεία της ίδιας ομάδας από πάνω

προς τα κάτω. Έτσι το F έχει τη μεγαλύτερη,

ενώ το Cs τη μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα.

Παρατήρηση

Η ηλεκτραρνητικότητα έχει καθαρή σχέση με

την ενέργεια ιοντισμού, την ηλεκτρονική

συγγένεια, ακόμη και με το μέγεθος των

ατόμων. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι

βασικά όλα αυτά τα μεγέθη εξαρτώνται

βασικά από τους ίδιους παράγοντες, με

πρωταρχικό παράγοντα την ενέργεια των

ηλεκτρονίων σθένους.

90

Μέταλλα-αμέταλλα-ημιμέταλλα

Υπάρχει καθαρή σχέση μεταξύ των ιδιοτήτων των

ατόμων των στοιχείων και της θέσης τους στον

Περιοδικό Πίνακα:

Τα στοιχεία που τα άτομά τους εμφανίζουν

μικρή ενέργεια ιοντισμού, θα εμφανίζουν

συγχρόνως και μικρή ηλεκτρονική συγγένεια

και ηλεκτραρνητικότητα. Τα στοιχεία αυτά

είναι τα ελαφρύτερα στοιχεία μιας περιόδου

και τα βαρύτερα μιας ομάδας και

χαρακτηρίζονται ως μέταλλα.

Τα άτομα των βαρύτερων στοιχείων μιας

περιόδου και των ελαφρύτερων μιας ομάδας,

που εμφανίζουν μεγάλη ενέργεια ιοντισμού και

συγχρόνως μεγάλη ηλεκτρονική συγγένεια και

ηέκτραρνητικότητα χαρακτηρίζονται ως

αμέταλλα.

Μεταξύ μετάλλων και αμετάλλων βρίσκονται

τα ημιμέταλλα ή μεταλοειδή, τα οποία βάσει

των ιδιοτήτων τους δεν μπορούν να

χαρακτηριστούν ούτε ως μέταλλα ούτε ως

αμέταλλα.

Γενικά: ο μεταλλικός χαρακτήρας ελλατώνεται

κατά μήκος μιας περιόδου με την αύξηση του

ατομικού αριθμού. Μέσα σε μια ομάδα

αυξάνεται σημαντικά από πάνω προς τα κάτω.

91

Έτσι, μία ομάδα μπορεί να περιλαμβάνει αμέταλλα,

μέταλλα και ημιμέταλλα.

92

ΧΗΜΙΚΟΙ ΔΕΣΜΟΙ

Όταν υπάρχουν οι κατάλληλες

προϋποθέσεις, τα άτομα διαφόρων

στοιχείων ενώνονται μεταξύ τους και

σχηματίζουν μόρια ή ομάδες ατόμων, τα

οποία έχουν τελείως διαφορετικές ιδιότητες

από τα αρχικά άτομα.

Υπάρχουν εκατομμύρια ενώσεις από

περίπου 100 χημικά στοιχεία.

Χημικός δεσμός: Η δύναμη που συγκρατεί

ενωμένα τα άτομα ή τα ιόντα σε μία ένωση.

Δημιουργείται μεταξύ των δομικών

μονάδων της ύλης, όταν αυτές πλησιάσουν

πολύ μεταξύ τους και αναπτυχθούν ελκτικές

δυνάμεις.

Π.χ. μεταξύ ιόντων Na+ και Cl

- ή

ηλεκτρονίων ενός ατόμου και πυρήνα

ενός άλλου.

Η δημιουργία δεσμού είναι εξώθερμη

διαδικασία (απελευθερώνει ενέργεια) και

δημιουργείται ένα σύστημα σταθερότερο,

λόγω μικρότερης ενέργειας.

93

Ευγενή αέρια είναι τα: He, Ne, Ar, Kr,

Xe, Rn. Είναι χημικώς αδρανή, δηλ. δεν

έχουν την τάση να αντιδράσουν ούτε μεταξύ

τους ούτε με άτομα άλλων στοιχείων. Γι’

αυτό τα μόριά τους είναι μονοατομικά.

Αυτό συμβαίνει διότι έχουν χαμηλή

ενέργεια και επειδή αυτή δεν μπορεί να

μειωθεί περαιτέρω, η δραστικότητα τους

είναι μικρή.

Η ιδιότητά τους αυτή συνδέεται με την

ηλεκτρονική τους δομή και συγκεκριμένα

με το γεγονός ότι έχουν συμπληρωμένη με

ηλεκτρόνια την εξωτερική τους στιβάδα.

Η δομή αυτή είναι πολύ σταθερή δομή και

ονομάζεται δομή ευγενών αερίων.

Έτσι, η τάση των ατόμων να σχηματίζουν

δεσμούς οφείλεται στην τάση τους να

αποκτήσουν την ελάχιστη δυνατή ενέργεια

με την απόκτηση δομής ευγενών αερίων-

συμπλήρωση δηλαδή της εξωτερικής

στιβάδας με 8 ηλεκτρόνια.

94

Ηλεκτροθετικά στοιχεία: Εκείνα

των οποίων τα άτομα αποβάλλουν

σχετικά εύκολα ένα ή περισσότερα

ηλεκτρόνια.

Ηλεκτραρνητικά στοιχεία: Εκείνα

των οποίων τα άτομα προσλαμβάνουν

σχετικά εύκολα ένα ή περισσότερα

ηλεκτρόνια.

Το μέγεθος των ατόμων παίζει επίσης ρόλο

στη χημική συμπεριφορά των ατόμων.

Άτομα με μεγάλο ατομικό αριθμό δίνουν

πιο εύκολα ηλεκτρόνια (ηλεκτροθετικός

χαρακτήρας)

Άτομα με μικρό ατομικό αριθμό παίρνουν

πιο εύκολα ηλεκτρόνια (ηλεκτραρνητικός

χαρακτήρας)

Τα άτομα των διαφόρων στοιχείων έχουν

την τάση να σχηματίζουν χημικούς

δεσμούς, έτσι ώστε να αποκτήσουν

ηλεκτρονική δομή ίδια με αυτήν των

ευγενών αερίων.

95

ΕΙΔΗ ΧΗΜΙΚΩΝ ΔΕΣΜΩΝ

1.Μεταλλικός δεσμός

2.Ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός

3.Ομοιοπολικός δεσμός

1.ΜΕΤΑΛΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ

• Συγκρατεί μεταξύ τους τα άτομα ίδιου

μετάλλου.

• Δημιουργία «θάλασσας ηλεκτρονίων»

τα οποία δεν ανήκουν ουσιαστικά σε

κανένα άτομο (απεντοπισμένα

ηλεκτρόνια).

• Μεγάλη ευκινησία απεντοπισμένων

ηλεκτρονίων. • Σε μία ράβδο καθαρού χρυσού τα

εξωτερικά ηλεκτρόνια δεν ανήκουν σε

συγκεκριμένο άτομο.

96

Ευκινησία ηλεκτρονίων

Αγωγιμότητα ηλεκτρικού ρεύματος

Διέλευση ηλεκτρικού ρεύματους ➪

καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού

97

2.ΙΟΝΤΙΚΟΣ ή ΕΤΕΡΟΠΟΛΙΚΟΣ

ΔΕΣΜΟΣ

Ο δεσμός σχηματίζεται μεταξύ δύο

ατόμων, όταν ένα ή περισσότερα

ηλεκτρόνια μεταφέρονται από τη στιβάδα

σθένους ενός ατόμου στη στιβάδα σθένους

του άλλου ατόμου.

Το άτομο που χάνει ηλεκτρόνια γίνεται

θετικά φορτισμένο (κατιόν), ενώ το άτομο

που παίρνει ηλεκτρόνια γίνεται αρνητικά

φορτισμένο (ανιόν).

Η ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ θετικών

και αρνητικών ιόντων δημιουργεί τον

ιοντικό δεσμό.

98

Παράδειγμα: Κρυσταλλική ένωση του NaCl

Το άτομο του Na έχει ατομικό αριθμό

Ζ=11 και ηλεκτρονική δομή είναι:

1s22s

22p

63s

1.

Το άτομο του νατρίου κατά το

σχηματισμό χημικού δεσμού τείνει να

αποκτήσει σταθερή ηλεκτρονική δομή,

δηλαδή δομή ευγενούς αερίου.

Αν το άτομο του Na αποβάλλει το

μοναδικό του 3s ηλεκτρόνιο, αποκτά τη

δομή του ευγενούς αερίου Ne (1s22s

22p

6) και

γίνεται θετικό ιόν (Na+). Γι’ αυτόν το λόγο

το νάτριο είναι ηλεκτροθετικό στοιχείο.

Το άτομο του Cl έχει ατομικό αριθμό

Ζ=17 και η ηλεκτρονική δομή είναι:

1s22s

22p

63s

23p

5 και θα τείνει να αποκτήσει

σταθερή ηλεκτρονική δομή, με την

πρόσληψη ενός ηλεκτρονίου. Έτσι,

μετατρέπεται σε αρνητικό ιόν (Cl-) και

αποκτά τη δομή του ευγενούς αερίου αργόν

(Ar) που είναι: 1s22s22p63s23p6. Γι’ αυτόν

το λόγο το χλώριο χαρακτηρίζεται ως

ηλεκτραρνητικό στοιχείο.

99

Όταν τα άτομα νατρίου και χλωρίου

αντιδρούν μεταξύ τους, το ηλεκτρόνιο του

εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου του

ατόμου του νατρίου μεταφέρεται στο άτομο

του χλωρίου, έτσι ώστε να προκύψουν ιόντα

νατρίου Na+

και χλωρίου Cl-. Η

ηλεκτροστατική έλξη ανάμεσα στα θετικά

και αρνητικά φορτισμένα ιόντα είναι η

αιτία που συγκρατεί τα ιόντα μαζί, έτσι

ώστε να σχηματίζουν ένα κρυσταλλικό

πλέγμα.

100

Στο κρυσταλλικό πλέγμα κάθε ιόν Na+

περιβάλλεται από 6 ιόντα Cl- και κάθε ιόν

Cl- περιβάλλεται από 6 ιόντα Na

+.

101

Οι ιοντικές ενώσεις αποτελούν την

πλειοψηφία των ανόργανων ενώσεων και

αποτελούνται από ομάδες ενώσεων, όπως τα

οξείδια, τα υδροξείδια και τα άλατα. Το

κύριο χαρακτηριστικό τους είναι ότι πάντα

απαντούν στη στερεή κρυσταλλική

κατάσταση υπό κανονικές συνθήκες.

Σύμβολα Lewis με

ηλεκτρόνια-κουκίδες

Σύμβολο Lewis με ηλεκτρόνια-κουκίδες είναι

ένα σύμβολο με το οποίο τα ηλεκτρόνια της

στιβάδας σθένους ενός ατόμου ή ιόντος

παριστάνονται με τη μορφή κουκίδων που

τοποθετούνται γύρω από το σύμβολο του

στοιχείου.

Iοντικός δεσμός δημιουργείται πάντα

μεταξύ ενός μετάλλου και ενός αμετάλλου.

102

2. ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ

Βασικά σημεία της θεωρίας του Lewis

για τον ομοιοπολικό δεσμό:

1. Ομοιοπολικός δεσμός

σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων,

όταν τα άτομα μοιράζονται ένα

ζεύγος ηλεκτρονίων.

2. Κατά τη δημιουργία του

ομοιοπολικού δεσμού η

εξωτερική στοιβάδα των ατόμων

αποκτά δομή οκτάδας (δομή

ευγενών αερίων).

Παράδειγμα: Δημιουργία του μορίου Η2

Η + Η Η:Η

Τα ηλεκτρόνια του δεσμού ανήκουν και

στα δύο άτομα του μορίου Η2.

Το ζεύγος αυτό των ηλεκτρονίων

ονομάζεται δεσμικό ζεύγος, ενώ ένα ζεύγος

που δεν συμμετέχει σε δεσμό ονομάζεται

μονήρες ή μη δεσμικό ζεύγος.

103

104

Παράδειγμα: Δημιουργία του μορίου F2

To F ατομικό αριθμό Ζ=9 και η

ηλεκτρονική του δομή είναι: 1s22s

22p

5. Έχει

δηλ. 7 ηλεκτρόνια στη στοιβάδα σθένους

του.

Δύο άτομα F μπορούν να αποκτήσουν τη

δομή οκτάδας μόνο με αμοιβαία

συνεισφορά ενός ηλεκτρονίου. Το κοινό

ζεύγος ηλεκτρονίων ανήκει και στα δύο

άτομα και έτσι κάθε άτομο περιβάλλεται

από 8 ηλεκτρόνια.

F + F F : F ή F-F

105

Παράδειγμα: Δημιουργία του μορίου της

αμμωνίας, ΝΗ3

To άζωτο (Ν) έχει ατομικό αριθμό Ζ=7

και η ηλεκτρονική του δομή είναι:

1s22s

22p

3. Έχει δηλ. 5 ηλεκτρόνια στη

στοιβάδα σθένους του.

Το υδρογόνο (Η) έχει ατομικό αριθμό Ζ=1

και η ηλεκτρονική του δομή είναι: 1s1. Έχει

δηλ. 1 ηλεκτρόνιο στη στοιβάδα σθένους

του.

Έτσι, 3 άτομα Η ενώνονται με το άτομο του

Ν και δημιουργούνται 3 ομοιοπολικοί

δεσμοί.

3Η + Ν Η Ν

106

Πολλαπλοί δεσμοί

Απλός ομοιοπολικός δεσμός: ένα και μόνον

ζεύγος ηλεκτρονίων μοιράζεται μεταξύ δύο

ατόμων.

Διπλός ομοιοπολικός δεσμός: δύο ζεύγη

ηλεκτρονίων μοιράζονται μεταξύ δύο

ατόμων.

Τριπλός ομοιοπολικός δεσμός: τρία ζεύγη

ηλεκτρονίων μοιράζονται μεταξύ δύο

ατόμων.

Η τάση των ατόμων στα μόρια να έχουν

οκτώ ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους τους

(δύο για τα άτομα υδρογόνου) αναφέρεται

ως κανόνας της οκτάδας.

107

Παραδείγματα

Διπλός δεσμός στο μόριο του Ο2

Ηλεκτρονική δομή του Ο: 1s22s

22p

4. Έχει 6

ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους του.

Σύμφωνα με τον κανόνα της οκτάδας, για

να σχηματιστεί το μόριο του οξυγόνου Ο2,

θα πρέπει το κάθε άτομο οξυγόνου να

συνεισφέρει δύο ηλεκτρόνια σχηματίζοντας

ένα διπλό κοινό ηλεκτρονικό ζεύγος, όπως

φαίνεται παρακάτω.

O + O O O

Τριπλός δεσμός στο μόριο του Ν2

Ηλεκτρονική δομή του Ν: 1s22s

22p

3. Έχει 5

ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους του.

Σύμφωνα με τον κανόνα της οκτάδας, για

να σχηματιστεί το μόριο του Ν2 θα πρέπει

το κάθε άτομο του αζώτου να συνεισφέρει

τρία ηλεκτρόνια σχηματίζοντας ένα τριπλό

κοινό ηλεκτρονικό ζεύγος, όπως φαίνεται

παρακάτω.

N + N N N

108

ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ

ΣΥΝΤΑΞΗΣ

Ομοιοπολικός δεσμός σύνταξης ή

ημιπολικός δεσμός είναι ο δεσμός που

σχηματίζεται όταν και τα δύο ηλεκτρόνια

του δεσμού προσφέρονται από ένα άτομο.

Α + :Β Α:Β

Δεν υπάρχει ουσιαστική διαφορά από τους

άλλους ομοιοπολικούς δεσμούς, αφού το

ζεύγος των ηλεκτρονίων μοιράζεται μεταξύ

των ατόμων.

Παράδειγμα: σχηματισμός του ιόντος

αμμωνίου, ΝΗ4

H

H+ + :NH3 H N H

H

΄Ενα ζεύγος ηλεκτρονίων του ατόμου

του Ν της αμμωνίας, ΝΗ3, δημιουργεί

δεσμό με το Η+.

109

ΠΟΛΩΜΕΝΟΙ ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΙ

ΔΕΣΜΟΙ

Πολωμένος ομοιοπολικός δεσμός

Έλξη ζεύγους ηλεκτρονίων από το πιο

ηλεκτραρνητικό άτομο ➔ Κοινό ζεύγος

ηλεκτρονίου πιο κοντά σε ένα από τα

δύο άτομα και όχι ακριβώς στη μέση ➔

Δημιουργία θετικού και αρνητικού

πόλου δεσμού στο δεσμό.

Μη πολωμένος ομοιοπολικός δεσμός

Άτομα του ίδιου στοιχείου ➔ Άτομα με

την ίδια ηλεκτραρνητικότητα ➔ Κοινό

ζεύγος ηλεκτρονίων ακριβώς στη μέση

➔ Μη πολωμένος δεσμός

Παράδειγμα

Η : Η Η : Cl Na+

Cl:-

Μη πολωμένος Πολωμένος Ιοντικός

110

Χαρακτηρισμός με βάση την

ηλεκτραρνητικότητα

• Μεγάλη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας

μεταξύδύο στοιχείων Έντονος ιοντικός

χαρακτήρας του δεσμού

• Διαφορά ηλεκτραρνητικότητας < 1,7

Ομοιοπολικός δεσμός

• Συμμετοχή μετάλλου Ιοντικός δεσμός

Στον Περιοδικό Πίνακα των στοιχείων η

ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από

αριστερά προς τα δεξιά και ελαττώνεται

από επάνω προς τα κάτω.

Το φθόριο (δεξιό άκρο του Πίνακα) είναι

το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, ενώ το

λίθιο (αριστερό άκρο του Πίνακα) το

λιγότερο ηλεκτραρνητικό στοιχείο.

Ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της

ικανότητας ενός ατόμου που βρίσκεται σε

μόριο να έλκει προς το μέρος του δεσμικά

ηλεκτρόνια.

111

Γενικά, τα μέταλλα είναι τα λιγότερο

ηλεκτραρνητικά στοιχεία (είναι

ηλεκτροθετικά) και τα αμέταλλα είναι τα

πλέον ηλεκτραρνητικά.

Μεταξύ μετάλλων και αμετάλλων

σχηματίζονται ιοντικοί δεσμοί, λόγω της

μεγάλης διαφοράς στην

ηλεκτραρνητικότητα.

Μεταξύ αμετάλλων σχηματίζονται

ομοιοπολικοί δεσμοί, διότι οι διαφορές στην

ηλεκτραρνητικότητα είναι μικρές.

Ομοιοπολικοί

Ιοντικοί (ετεροπολικοί)

Κοινό ζεύγος

ηλεκτρονίων

Αποτέλεσμα της έλξης

δύο αντίθετων ιόντων

Σχηματισμός

μεταξύ

δύο αμετάλλων

Σχηματισμός μεταξύ

ενός μετάλλου κι ενός

αμετάλλου

112

Παραδείγματα

Χαρακτηρίστε τους δεσμούς στις

παρακάτω ενώσεις: NH3, NaCl, O2,

BrCl, H2Ο, BaO

Ετεροπολικές : NaCl, BaO

Ομοιοπολικές: ΝΗ3, O2, BrCl, Η2O

113

ΕΝΕΡΓΕΙΕΣ ΔΕΣΜΩΝ

Α. Ενέργειες ιοντικών δεσμών

Όταν δύο άτομα που πλησιάζουν μεταξύ

τους ενώνονται προς σχηματισμό ιοντικού

δεσμού προκύπτει σταθερότερη κατάσταση,

η οποία οδηγεί σε απελευθέρωση ενέργειας. Βήματα δεσμού στο ΝaCl:

1) Ένα ηλεκτρόνιο μεταφέρεται

μεταξύ των μεμονωμένων ατόμων,

οπότε δημιουργούνται ιόντα.

2) Τα ιόντα έλκονται μεταξύ τους και

σχηματίζεται ιοντικός δεσμός.

-Η απομάκρυνση ηλεκτρονίου από το άτομο

Na απαιτεί ενέργεια ίση με την ενέργεια του

πρώτου ιοντισμού του ατόμου Na (+496

kJ/mol)

- H προσθήκη ηλεκτρονίου στο άτομο του

Cl απελευθερώνει ενέργεια (ηλεκτρονική

συγγένεια του ατόμου του Cl ίση με -349

kJ/mol).

Διαφορά ενέργειας: 496 -349 = 147 kJ/mol

114

H ενέργεια που χρειάζεται προσφέρεται από

την ενέργεια που εκλύεται από την

ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ θετικών και

αρνητικών φορτίων.

Αυτή μπορεί να υπολογιστεί από τον νόμο

του Coulomb, αν υποθέσουμε ότι τα ιόντα

είναι σφαίρες που μόλις εφάπτονται. Για το

NaCl, η ενέργεια που εκλύεται υπολογίζεται

ίση με -493 kJ/mol.

Ενέργεια πλέγματος στερεού είναι η ενέργεια

που απαιτείται για τον πλήρη διαχωρισμό

ενός mole μιας στερεάς ιοντικής ένωσης

στα ιόντα της σε αέρια φάση.

NaCl(s) Na+(g) + Cl

-(g)

115

Η ενέργεια πλέγματος για το NaCl είναι

+786 kJ/mol (υπολογίζεται είτε από τον

νόμο του Coulomb ή από θερμοδυναμικά

δεδομένα). Επομένως, η ενέργεια που

απελευθερώνεται όταν τα ιόντα πλησιάζουν

και σχηματίζουν το στερεό είναι: -786

kJ/mol.

Συνεπώς, η καθαρή ενέργεια που

απελευθερώνεται όταν άτομα Na(g) και

Cl(g) σχηματίζουν στερεό NaCl είναι:

(147 – 786) kJ/mol = -639 kJ/mol

Σημείωση: Το αρνητικό πρόσημο σημαίνει

απελευθέρωση ενέργειας από ένα σύστημα,

ενώ το θετικό παροχή ενέργειας σε ένα

σύστημα.

Παρατήρηση: Δύο στοιχεία ενώνονται όταν

η ενέργεια ιοντισμού του ενός είναι αρκετά

μικρή, και η ηλεκτρονική συγγένεια του

άλλου είναι μεγάλη. Δηλ. στην περίπτωση

ενός δραστικού μετάλλου και ενός

δραστικού αμετάλλου.

116

Β. Ενέργειες ομοιοπολικών δεσμών

Παράδειγμα: μόριο Η2

Καθώς τα άτομα του Η πλησιάζουν μεταξύ

τους το ηλεκτρόνιο κάθε ατόμου έλκεται

από τον πυρήνα του άλλου. Η έλξη αυτή που

δεσμεύει τα ηλεκτρόνια κοντά στους

πυρήνες των δύο ατόμων είναι η δύναμη

που συγκρατεί τα άτομα του Η.

Καμπύλη δυναμικής ενέργειας για το Η2

117

Ενέργεια διάστασης δεσμού: η ενέργεια που

πρέπει να προστεθεί για να διαχωρίσουμε

τα άτομα ενός μορίου Η2.

Μήκος δεσμού: η απόσταση μεταξύ των

πυρήνων των ατόμων που συμμετέχουν στο

δεσμό και αντιστοιχεί στην ελάχιστη

ενέργεια.

Ομοιοπολική ακτίνα: είναι το μισό της

απόστασης μεταξύ δύο όμοιων ατόμων

ενωμένα μεταξύ τους με ομοιοπολικό δεσμό.

Π.χ. Μήκος δεσμού στο μόριο του F (F2) =

128 pm. Ομοιοπολική ακτίνα: 64 pm.

Σε απλούς ομοιοπολικούς δεσμούς το μήκος

του δεσμού μπορεί (όχι πάντα) να

προβλεφθεί από τις ομοιοπολικές ακτίνες.

118

Τάξη δεσμού βάσει της θεωρίας του Lewis

είναι ο αριθμός των ζευγών ηλεκτρονίων

ενός δεσμού.

Απλό δεσμόςτάξη 1

Διπλός δεσμός τάξη 2

τριπλός δεσμός τάξη 3

Όσο μεγαλώνει η τάξη του δεσμού

πλησιάζουν οι πυρήνες μεταξύ τους, το

μήκος του δεσμού μικραίνει και αυξάνει η

ισχύς του δεσμού.

119

Ενέργεια δεσμού: η ενέργεια (ενέργεια

διάστασης) που πρέπει να προστεθεί για τη

διάσπαση ενός δεσμού μεταξύ δύο ατόμων

σε ένα μόριο που βρίσκεται σε αέρια φάση.

Αποτελεί μέτρο της ισχύος ενός δεσμού και

δηλώνει τη μεταβολή της ενθαλπίας για μια

αντίδραση στην αέρια φάση κατά την οποία

διασπάται ένας δεσμός.

Η μεταβολή της ενθαλπίας, ΔΗ, είναι η

θερμότητα που απορροφάτε σε μια

αντίδραση που διεξάγεται υπό σταθερή

πίεση.

120

121

Δομές κατά Lewis

Αναπτύχθηκαν από το G. N.Lewis για

την περιγραφή των δεσμών σε

πολυατομικά συστήματα

Ορολογία:

• Ηλεκτρόνια που συμμετέχουν στο

δεσμό: “δεσμικά ζεύγη”.

• Ηλεκτρόνια που δε συμμετέχουν στο

δεσμό “μη δεσμικά ζεύγη”.

Συμβολισμοί στις δομές κατά Lewis

F C Τα άτομα παριστάνονται με

τα σύμβολά τους και τα

ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων

τοποθετημένα γύρω από το γράμμα-

σύμβολο του στοιχείου υπό μορφή

κουκίδων.

122

Κανόνες για το σχεδιασμό της δομής

Lewis μιας ένωσης με ηλεκτρόνια-

κουκίδες

Αθροίζουμε τα ηλεκτρόνια σθένους

όλων των ατόμων που συμμετέχουν

στην ένωση και διαιρούμε δια 2 για να

βρούμε τον αριθμό των ζευγών

ηλεκτρονίων. Γράφουμε τη σκελετική δομή του

μορίου χρησιμοποιώντας συνήθως ως

κεντρικό άτομο το λιγότερο

ηλεκτραρνητικό. (Σκελετική δομή

είναι απλώς ο τύπος που δείχνει ποια

άτομα συνδέονται με ποια μέσα στο

μόριο π.χ. η σκελετική δομή του CO2

είναι O-C-O). Κατανέμουμε τα ζεύγη των

ηλεκτρονίων στα άτομα που

περιβάλλουν το κεντρικό άτομο

(κανόνας της οκτάδας). Τοποθετούμε τα υπόλοιπα ζεύγη

ηλεκτρονίων στο κεντρικό άτομο.

προκειμένου να ικανοποιηθεί ο

κανόνας οκτάδας.

123

Αν το κεντρικό άτομο δε

συμπληρωθεί μοιράζεται ζεύγη με τα

άλλα σχηματίζοντας πολλαπλούς

δεσμούς.

Παρατήρηση: άτομα που

σχηματίζουν συχνά διπλούς ή

τριπλούς δεσμούς είναι τα C, N, O,

S.

Εξαιρέσεις στον κανόνα της οκτάδας

Υπάρχουν μόρια που αποτελούνται από

άτομα στοιχείων των κύριων ομάδων

που οι ηλεκτρονικές τους δομές δεν

υπακούουν στον κανόνα της οκτάδας.

Έτσι, υπάρχουν άτομα που

περιβάλλονται από λιγότερα και άλλα

από περισσότερα των 8 ηλεκτρόνια

σθένους.

124

ΚΑΤΑΣΤΑΣΕΙΣ ΤΗΣ ΥΛΗΣ

Mία ουσία, ανάλογα με τις επικρατούσες

συνθήκες, μπορεί να εμφανίζεται υπό

διαφορετικές φυσικές μορφές.

Π.χ. το νερό υπάρχει ως πάγος (στερεό), ως

υγρό νερό και ως ατμός (αέριο).

Οι τρεις μορφές της ύλης – στερεό, υγρό,

αέριο- αναφέρονται ως καταστάσεις της

ύλης.

Στερεό: Η μορφή ύλης που

χαρακτηρίζεται από ακαμψία.

Είναι ασυμπίεστο και έχει

σταθερό σχήμα και όγκο.

Υγρό: Η μορφή της ύλης

που είναι ρευστή και σχετικά

ασυμπίεστη. Έχει σταθερό

όγκο, αλλά όχι σταθερό σχήμα.

Αέριο: Η μορφή ύλης που

είναι ρευστή και συμπιεστή.

Δεν έχει σταθερό όγκο και

σχήμα. Καταλαμβάνει όλο

το χώρο του δοχείου,

ανεξάρτητα από το μέγεθος

και το σχήμα.

125

ΑΕΡΙΑ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ

Τα ιδανικά αέρια υπακούουν στον νόμο των

ιδανικών αερίων:

PV = nRT

όπου: P είναι η πίεση του αερίου, V είναι ο

όγκος του αερίου, n ο αριθμός των moles του

αερίου, R η σταθερά των αερίων, Τ η

θερμοκρασία του αερίου.

H εξίσωση αυτή ισχύει με τις εξής

προϋποθέσεις: οι διαμοριακές ελκτικές

δυνάμεις είναι αμελητέες και ο όγκος των

μορίων του αερίου σε σχέση με τον όγκο του

δοχείου είναι αμελητέος.

Τα πιο πολλά αέρια, με καλή προσέγγιση

υπακούουν στο νόμο των ιδανικών αερίων.

Για τα στερεά και τα υγρά οι δύο

παραπάνω προϋποθέσεις δεν ισχύουν.

Στα μόρια, τα άτομα συγκρατούνται από

τους ομοιοπολικούς δεσμούς (ενδομοριακές

δυνάμεις-ελκτικές). Σε αυτές τις δυνάμεις

126

οφείλεται η σταθερότητα των μορίων και

γενικά η χημική τους συμπεριφορά.

Οι δυνάμεις που συγκρατούν τα μόρια στην

υγρή και στερεή κατάσταση είναι ελκτικές

δυνάμεις και ονομάζονται διαμοριακές

δυνάμεις.

Μεταξύ των μορίων ασκούνται γενικά οι

εξής δυνάμεις:

Δυνάμεις που οφείλονται στη θερμική

κίνηση των μορίων και τείνουν να τα

απομακρύνουν.

Ελκτικές δυνάμεις ηλεκτροστατικής

φύσης, οι οποίες τείνουν να φέρουν το ένα

μόριο κοντά στο άλλο.

Οι διαμοριακές δυνάμεις είναι γενικά

ασθενέστερες από τις ενδομοριακές δυνάμεις.

127

ΜΕΤΑΒΟΛΕΣ ΚΑΤΑΣΤΑΣΕΩΝ

Φάση: μέρος σύνθετου συστήματος

ομογενές ως προς τη χημική του σύσταση

και τις φυσικές ιδιότητες.

Μετατροπή φάσης: Μεταβολή μιας ουσίας

από μια φυσική κατάσταση σε άλλη.

Τήξη: η μετατροπή μιας ουσίας από τη στερεή

κατάσταση στην υγρή.

Πήξη: η μετατροπή μιας ουσίας από την υγρή

κατάσταση στη στερεή.

Εξάτμιση: η μετατροπή μιας ουσίας από την

υγρή κατάσταση στην αέρια.

Εξάχνωση: η μετατροπή μιας ουσίας από τη

στερεά κατάσταση στην αέρια.

128

Τάση ατμών : η μερική πίεση του ατμού πάνω

στο υγρό (σε δεδομένη θερμοκρασία) όταν

υπάρχει δυναμική ισορροπία μεταξύ των δύο

φάσεων.

)()( 22 gOHlOH

Η τάση ατμών εξαρτάται από τη θερμοκρασία

και μάλιστα αυξάνεται.

Τάση ατμώνΚατανομή κινητικών ενεργειών των μορίων σε ένα υγρό

Έγχρωμες περιοχές: Κλάσμα μορίων με κινητικές ενέργειες

μεγαλύτερες της ελάχιστης τιμής της απαιτούμενης για εξάτμιση.

Το κλάσμα αυτό αυξάνεται με τη θερμοκρασία !!!

Χαμηλότερη θερμοκρασία

Υψηλότερη θερμοκρασία

Κλάσμα μορίων

Ελάχιστη κινητική

ενέργεια για εξάτμιση

Κινητική ενέργεια

Αριθμόςμορίων

Υγρά και στερεά με σχετικά υψηλή τάση ατμών

σε κανονικές θερμοκρασίες χαρακτηρίζονται ως

πτητικά. Π.χ. χλωροφόρμιο (CHCl3) (πτητικό

υγρό), ναφθαλίνη (C10H8) (πτητικό στερεό).

129

Η ταχύτητα συμπύκνωσης αυξάνεται καθώς η εξάτμιση προχωρεί με

σταθερή ταχύτητα!

Επίτευξη ισορροπίας επιτυγχάνεται όταν οι δυο ταχύτητες

εξισώνονται [Μερική πίεση ατμού (στ. Τ)≡ Τάση ατμών υγρού]!

Τάση ατμώνΤαχύτητα εξάτμισης και συμπύκνωσης ενός υγρού έναντι του χρόνου

Ταχύτητα

εξάτμισηςΕπίτευξη

ισορροπίας

Οι ταχύτητες

εξισώνονται

Ταχύτητα

συμπύκνωσης

Χρόνος

Ταχύτητα

`

130

Σημείο ζέσεως και σημείο τήξεως

Σημείο ζέσεως:

Η θερμοκρασία στην οποία η

τάση ατμών ενός υγρού είναι

ίση με την εξωτερική πίεση

που ασκείται στο υγρό.

Το σημείο ζέσεως

μεταβάλλεται με την πίεση.

Σημείο πήξεως: Η

θερμοκρασία στην οποία ένα

υγρό μετατρέπεται σε

κρυσταλλικό στερεό.

Σημείο τήξεως: Η θερμοκρασία στην οποία ένα

κρυσταλλικό στερεό μετατρέπεται σε υγρό.

Στερεό Υγρό

Το σημείο τήξεως επηρεάζεται λιγότερο από την

πίεση σε σχέση με το σημείο ζέσεως.

Σημείο τήξεως-σημείο ζέσεως: χαρακτηριστικές

σταθερές μιας ουσίας.

131

Θερμότητα μετατροπής φάσεων

Χρόνος(Θερμότητα προστιθέμενη με σταθερό ρυθμό)

Θερμοκρασία

(οC

)

140

120

100

80

60

40

20

0

-20

Πάγος

και

νερό

Πάγος

Νερό

Νερό και ατμός

Ατμός

Kαμπύλη θέρμανσης για νερό

Σε πάγο -20 0C προστίθεται ενέργεια υπό μορφή

θερμότητας με σταθερό ρυθμό.

Κατά τη διάρκεια μετατροπής της φάσης η

θερμοκρασία δεν μεταβάλλεται.

Το μήκος κάθε οριζόντιου τμήματος είναι ανάλογο

της θερμότητας που προστίθεται.

Θερμότητα ή ενθαλπία τήξεως: η ενέργεια υπό μορφή

θερμότητας που απαιτείται για την τήξη ενός mol μιας

στερεάς ουσίας ΔΗτηξ..

Η2Ο(s) H2O(l) ΔΗτηξ = 6,01 kJ mol-1

Θερμότητα ή ενθαλπία εξατμίσεως: η ενέργεια υπό

μορφή θερμότητας που απαιτείται για την εξάτμιση

ενός mol μιας υγρής ουσίας ΔΗεξατ..

Η2Ο(l) H2O(g) ΔΗεξατ. = 40,7 kJ mol-1

132

Διαγράμματα φάσεων Διάγραμμα φάσεων είναι μία γραφική

μέθοδος παρουσίασης των συνθηκών κάτω

από τις οποίες μία ουσία μπορεί να βρίσκεται

στη στερεή, υγρή ή αέρια μορφή.

Τα πιο συνηθισμένα διαγράμματα φάσεων

παρουσιάζουν είτε τις διάφορες φάσεις σε

σχέση με τη θερμοκρασία και πίεση του

συστήματος, είτε τη σχέση σύστασης –

θερμοκρασίας.

Διάγραμμα φάσεων του

νερού (όχι υπό κλίμακα)

Καμπύλη ΑΒ ≡ Καμπύλη

σημείου τήξεως

Καμπύλη ΑΓ ≡ Καμπύλη

σημείου εξάτμισης (ή τάσης

ατμών υγρού)

Καμπύλη ΑΔ ≡ Καμπύλη

σημείου εξαχνώσεως (ή τάσης

ατμών στερεού)

Σημείο Α ≡ Τριπλό Σημείο

Σημείο Γ ≡ Κρίσιμο

Σημείο

Στερεό Υγρό

Αέριο

(374οC, 218 atm)

(0,01οC, 0,00603 atm)A

Γ

Β

0 100

Θερμοκρασία (οC)

Πίεση

(atm

)

1,0

Δ

Τριπλό σημείο: οι τρεις φάσεις (πάγος, υγρό νερό,

υδρατμός) συνυπάρχουν σε ισορροπία. Αυτό συμβαίνει

σε Τ=273,16 Κ (0,010C) και Ρ=4,58 mmHg

133

ΔΙΑΓΡΑΜΜΑΤΑ ΦΑΣΕΩΝ

ΣτερεόΥγρό

Αέριο

Τριπλό σημείο

(-57οC, 5,1 atm)

Θερμοκρασία (οC)

Κρίσιμο σημείο

(31οC, 73 atm)

-78

1,0

Πίεση

(atm

)

Σε κανονική ατμοσφαιρική

πίεση το στερεό CO2

εξαχνώνεται όταν θερμαίνεται.

Η καμπύλη σημείου εξάτμισης

(ή τάσης ατμών υγρού CO2 )

σταματά στο Κρίσιμο Σημείο

(όπου Τ και Ρ έχουν τις

κρίσιμες τιμές τους)

Πάνω από θερμοκρασία 31οC,

σε πίεση 73 atm υπάρχει μόνο

μια ρευστή κατάσταση το

υπερκρίσιμο ρευστό CO2

Διάγραμμα φάσεων για το διοξείδιο του άνθρακα (όχι υπό

κλίμακα)

134

Πολικός και μη πολικός ομοιοπολικός

δεσμός.

Ηλεκτραρνητικότητα είναι η τάση που έχει το

άτομο ενός στοιχείου, το οποίο βρίσκεται ενωμένο

σε ένα μόριο, να έλκει προς το μέρος του τα

ηλεκτρόνια του ομοιοπολικού δεσμού. Η σειρά

ηλεκτραρνητικότητας στα κυριότερα αμέταλλα

είναι:

Όταν τα άτομα που συνδέονται με ομοιoπολικό

δεσμό ανήκουν στο ίδιο στοιχείο έχουν την ίδια

ηλεκτραρνητικότητα, τότε το κοινό ζεύγος

ηλεκτρονίων του ομοιoπολικού δεσμού έλκεται

εξίσου από τους πυρήνες των δύο ατόμων.

Έτσι, έχουμε ομοιόμορφη κατανομή του

ηλεκτρονιακού φορτίου μέσα στο μόριο.

Ο δεσμός αυτός ονομάζεται μη πολικός

ομοιοπολικός δεσμός.

Παραδείγματα:

Τα μόρια των στοιχείων Η-Η, Cl-Cl, O=O, NN.

F > O > N,Cl > Br > S,I,C >P > H…

135

Όταν τα άτομα που συνδέονται με ομοιοπολικό

δεσμό ανήκουν σε διαφορετικά στοιχεία, έχουν

διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα και το κοινό

ζεύγος ηλεκτρονίων έλκεται περισσότερο από το

ηλεκτραρνητικότερο άτομο, με αποτέλεσμα να

είναι μετατοπισμένο προς αυτό. Έτσι,

δημιουργείται ανομοιόμορφη κατανομή του

ηλεκτρονιακού φορτίου μέσα στο μόριο.

Ο δεσμός αυτός ονομάζεται πολικός ομοιοπολικός

δεσμός.

Το μόριο είναι πολικό και συμπεριφέρεται ως

ηλεκτρικό δίπολο, αλλά όμως είναι ηλεκτρικά

ουδέτερο μόριο (το συνολικό του φορτίο είναι

μηδέν).

Παραδείγματα: ΗCl, CO, NO

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά

ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων που

συνδέονται, τόσο περισσότερο πολωμένος είναι ο

ομοιοπολικός δεσμός.

136

Διπολική ροπή (μ)

Η διπολική ροπή (μ) είναι ένα διανυσματικό

μέγεθος που μετρά ποσοτικά το διαχωρισμό

φορτίων σε ένα μόριο. Αποτελεί μέτρο της

πολικότητας ενός μορίου και δίνεται από τη

σχέση:

+δ

H-Clδ-

Όπου q: είναι το στοιχειώδες φορτίο και

r: είναι η απόσταση μεταξύ των δύο πόλων

Η διπολική ροπή εξαρτάται από:

Την πόλωση των δεσμών

Τη γεωμετρική διάταξη του μορίου στα

πολυατομικά μόρια.

Σε ένα μόριο πολυατομικό είναι δυνατόν οι

δεσμοί να είναι πολωμένοι, αλλά λόγω

συμμετρίας, να έχει συνισταμένη διπολική ροπή

μηδέν (π.χ. CH4, CO2, CCl4)

Η πόλωση ενός δεσμού εξαρτάται από τη

διαφορά ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων του.

Για να προβλέψουμε τη διπολική ροπή, αν

πρόκειται για διατομικό μόριο αρκεί η γνώση της

ηλεκτραρνητικότητας. Αν το μόριο είναι

πολυατομικό απαιτείται η γνώση της γεωμετρίας

του μορίου.

μ = qr

137

ΥΓΡΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ

Υγρό ονομάζεται κάθε ουσία που παρατηρείται με

συγκεκριμένο μεν όγκο αλλά όχι με καθορισμένο σχήμα.

Τα θεμελιώδη σωματίδια των υγρών απέχουν μεταξύ τους

περισσότερο απ΄ ότι συμβαίνει με τα σωματίδια των

στερεών. Αυτό σημαίνει πως οι ελκτικές δυνάμεις στα

υγρά είναι ασθενέστερες και τα σωματίδια αυτών μπορούν

να κινηθούν σε μικρές αποστάσεις. Έτσι το υγρό «ρέει»

λαμβάνοντας κάθε φορά το σχήμα του χώρου που

βρίσκεται ή τοποθετείται, διατηρώντας πάντα τον ίδιο

όγκο.

Φυσικές ιδιότητες υγρών: Tάση ατμών-Σημείο

ζέσεως, Επιφανειακή τάση, Ιξώδες

Επιφανειακή τάση

Τα μόρια του υγρού που βρίσκονται στο εσωτερικό του υγρού έχουν ενέργεια μικρότερη από εκείνη των μορίων της επιφάνειας. Έτσι, για να μεταφερθεί ένα

138

μόριο από το εσωτερικό στην επιφάνεια απαιτείται ενέργεια. Άρα, στην επιφάνεια υπάρχει αποθηκευμένη ενέργεια. Kαι επειδή κάθε σύστημα έχει την τάση να μειώσει την ενέργειά του, το υγρό έχει την τάση να μειώσει την επιφάνειά του.

Έτσι εμφανίζονται, μακροσκοπικά, δυνάμεις, οι οποίες

τείνουν να προκαλέσουν συστολή της επιφάνειας, η

οποία παίρνει τη μορφή «μεμβράνης». Αυτό το

φαινόμενο ονομάζεται επιφανειακή τάση.

Είναι δηλ. η τάση που παρατηρείται για την επιφάνεια

ενός υγρού να ελαττωθεί όσο γίνεται περισσότερο

(σταγόνες βροχής σχεδόν σφαιρικές).

Η επιφανειακή τάση αποτελεί μέτρο των ελκτικών

αυτών δυνάμεων προς το εσωτερικό ενός υγρού, η

οποία αυξάνεται με την ισχύ των διαμοριακών

δυνάμεων.

Ορισμός: η ενέργεια που απαιτείται για την

αύξηση του εμβαδού της επιφάνειας ενός υγρού

κατά μία μονάδα εμβαδού.

Π.χ. επιφανειακή τάση νερού είναι 7,3 ×10-2

J/m2

στους 200C.

Η επιφανειακή τάση μεταβάλλεται με την προσθήκη

άλλων ουσιών.

139

Η επιφάνεια του νερού λόγω επιφανειακής τάσης

λειτουργεί σαν ένα λεπτό φιλμ που απλώς πιέζεται και

τεντώνεται ελαφρά από το βάρος της καρφίτσας χωρίς

να διαρρηγνύεται. Έτσι η ατσάλινη καρφίτσα επιπλέει

πάνω στην επιφάνεια του νερού!

Λόγω της

επιφανειακής τάσης

το έντομο μπορεί να

''περπατάει'' στην

επιφάνεια του νερού!

140

Ιξώδες

Α: γλυκερόλη, Β: νερό

Α: γλυκερόλη, Β:νερό

Α

Ιξώδες : Είναι η

αντίσταση στη ροή που

παρουσιάζουν όλα τα

υγρά και αέρια.

Μπορεί να μετρηθεί

από το χρόνο που

χρειάζεται να τρέξει

μια ποσότητα υγρού

μέσα από έναν

τριχοειδή σωλήνα.

141

ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΤΑΞΥ ΟΥΔΕΤΕΡΩΝ ΜΟΡΙΩΝ

Δυνάμεις διπόλου-διπόλου

Δυνάμεις London (ή διασποράς)

Δυνάμεις δεσμών υδρογόνου

Οι δυνάμεις διπόλου-διπόλου και London

αναφέρονται μαζί και ως δυνάμεις Van der

Waals.

Δυνάμεις διπόλου-διπόλου

Η δύναμη διπόλου-διπόλου είναι μία ελκτική

δύναμη που προκύπτει από την τάση

πολικών μορίων να ευθυγραμμίζονται, έτσι

ώστε το θετικό άκρο ενός μορίου να είναι

κοντά στο αρνητικό άκρο άλλου μορίου.

Τα πολικά μόρια έλκονται αμοιβαία μέσω

δυνάμεων διπόλου-διπόλου.

Παράδειγμα: το πολικό μόριο ΗCl

H – Cl

142

To παραπάνω σχήμα δείχνει την

ευθυγράμμιση των μορίων για την

περίπτωση του HCl.

Το HCl στους -850 C είναι υγρό. Έτσι τα

μόριά του έχουν επιβραδυνθεί αρκετά, ώστε

να αναπτύσσονται διαμοριακές δυνάμεις που

μπορούν να τα συγκρατήσουν στην υγρή

κατάσταση.

Δυνάμεις London (διασποράς)

Μη πολικές ενώσεις, ακόμα και τα ευγενή

μονοατομικά αέρια, μπορούν να

υγροποιηθούν.

143

Συμπέρασμα: μεταξύ των μη πολικών

μορίων θα πρέπει να ασκούνται κάποιες

ελκτικές δυνάμεις.

Οι ηλεκτρικές δυνάμεις προέρχονται από την κίνηση

των ηλεκτρονίων. Το ηλεκτρονιακό νέφος ενός μορίου

μπορεί σε ορισμένη χρονική στιγμή να παραμορφωθεί,

ώστε να δημιουργηθεί στιγμιαίο δίπολο.

Έτσι μεταξύ των ατόμων ασκείται ελκτική

δύναμη. Τα ηλεκτρόνια των ατόμων

κινούνται διαρκώς, αλλά η κίνηση των

ηλεκτρονίων του ενός επηρεάζει την κίνηση

των ηλεκτρονίων του άλλου ατόμου. Όμως

τα στιγμιαία δίπολα των ατόμων αλλάζουν

ταυτόχρονα διατηρώντας μεταξύ τους μια

ελκτική δύναμη.

Οι δυνάμεις London είναι ασθενείς ελκτικές

δυνάμεις μεταξύ των μορίων ή ατόμων, οι οποίες

προκύπτουν από τα στιγμιαία δίπολα που

δημιουργούνται στα άτομα της ουσίας ή του

μορίου λόγω αλλαγής της θέσης των ηλεκτρονίων

καθώς αυτά κινούνται γύρω από τον πυρήνα.

144

Οι Δυνάμεις London εξαρτώνται από:

1) Το μοριακό βάρος (τείνουν να μεγαλώσουν

με αυτό, λόγω περισσότερων ηλεκτρονίων)

2) Διάταξη ατόμων (ελαττώνονται όσο πιο

συμπαγές είναι το μόριο, λόγω μικρότερης

πόλωσης.

Οι δυνάμεις διπόλου-διπόλου και London

αναφέρονται και ως δυνάμεις van der Waals

Δεσμός υδρογόνου

Δεσμός υδρογόνου είναι μία ασθενής έως μέτρια

ελκτική δύναμη, η οποία υπάρχει μεταξύ ενός

ατόμου υδρογόνου συνδεδεμένου ομοιοπολικά με

ένα πολύ ηλεκτραρνητικό άτομο, Χ, και ενός

μονήρους ζεύγους ηλεκτρονίων ενός άλλου

μικρού ηλεκτραρνητικού ατόμου, Υ.

Τα Χ και Υ μπορεί να είναι άτομα F, O, N.

145

Δεσμοί υδρογόνου στο νερό.

Η δομή της διπλής έλικας του DNA οφείλεται στους

δεσμούς υδρογόνου μεταξύ των τεσσάρων βάσεων

κωδίκων (Α, Τ, C, G) της μιας αλυσίδας με τις βάσεις

της άλλης αλυσίδας.

Δεσμοί υδρογόνου

μεταξύ των βιολογικά

σπουδαίων μορίων

γουανίνης και

κυτοσίνης που είναι

δυο από τις 4 βάσεις

κώδικες του DNA

146

Τύπος

αλληλεπίδρασης

Ενέργεια κατά

προσέγγιση (kJ/mol)

Διαμοριακός

Van der Waals

Δεσμός Υδρογόνου

Χημικός δεσμός

Ιοντικός

Ομοιοπολικός

0,1 – 10

10 – 40

100 – 1000

100 – 1000

Δυνάμεις Van der Waals και οι ιδιότητες των

υγρών

Ιδιότητες μερικών υγρών στους 20οC

Η τάση ατμών των υγρών εξαρτάται από την ισχύ

των διαμοριακών δυνάμεων που ασκούνται

μεταξύ των μορίων ενός υγρού, διότι καθορίζουν

Ουσία

ΜB

(amu)

Τάση

ατμών

(mm Hg)

Επιφανειακή

τάση

(J/m2)

Ιξώδες

(kg/m.s)

Η2Ο 18 1,8 x 101 7,3 x 10

–2 1,0 x 10

–3

CO2 44 4,3 x 104 1,2 x 10

–3 7,1 x 10

–5

C5H12 72 4,4 x 102 1,6 x 10

–2 2,4 x 10

–4

C3H8O3 92 1,6 x 10–4

6,3 x 10–2

1,5 x 100

CHCl3 119 1,7 x 102 2,7 x 10

–2 5,8 x 10

–4

CCl4 154 8,7 x 101 2,7 x 10

–2 9,7 x 10

–4

CHBr3 253 3,9 x 100 4,2 x 10

–2 2,0 x 10

–3

147

την ευκολία ή δυσκολία που ένα μόριο μπορεί να

φύγει από την υγρή φάση και να μεταβεί στην

αέρια. Όταν οι διαμοριακές δυνάμεις στο υγρό

είναι ισχυρές περιμένουμε το υγρό να έχει χαμηλή

τάση ατμών.

Το σημείο ζέσεως εξαρτάται από τις διαμοριακές

δυνάμεις, επειδή σχετίζεται με την τάση ατμών.

Τα κανονικά σ.ζ. είναι περίπου ανάλογα των

διαμοριακών έλξεων. Άρα, υγρά με ασθενείς

διαμοριακές έλξεις θα έχουν χαμηλά σημεία

ζέσεως.

Η επιφανειακή τάση εξαρτάται από τις

διαμοριακές δυνάμεις, διότι εκφράζει την

ενέργεια που χρειάζεται για να αυξηθεί το

εμβαδόν επιφάνειας του υγρού. Για να γίνει αυτό

πρέπει να υπερνικηθούν οι ελκτικές διαμοριακές

δυνάμεις. Άρα, η επιφανειακή έλξη θα μεγαλώνει

με το ΜΒ.

Το ιξώδες εξαρτάται μερικώς από τις

διαμοριακές δυνάμεις. Όσο πιο ισχυρές είναι τόσο

μεγαλύτερο θα είναι το ιξώδες.

148

Δυνάμεις διπόλου-ιόντος

Απαντούνται σε διαλύματα ιοντικών

ενώσεων σε πολικούς διαλύτες, όπου τα

ιόντα βρίσκονται ενυδατωμένα.

Τα ιόντα στο κέντρο του κρυστάλλου

έλκονται εξίσου προς όλες τις

κατευθύνσεις από τα αντίθετα

φορτισμένα ιόντα του κρυστάλλου.

Όμως, τα ιόντα στην επιφάνεια του

κρυστάλλου έλκονται και από τα δίπολα

μόρια του νερού. Οι έλξεις διπόλων-

ιόντων είναι αρκετά ισχυρές, με

αποτέλεσμα να εξασθενούν οι

ασκούμενες μεταξύ των ιόντων ελκτικές

δυνάμεις. Έτσι, τα ιόντα αποσπώνται

από το κρυσταλλικό πλέγμα και περνούν

στην υγρή φάση.

149

Τα διαλυμένα ιόντα περιβάλλονται από

έναν αριθμό μορίων νερού και γι’ αυτό

ονομάζονται ενυδατωμένα. Στα υδατικά

διαλύματα όλα τα ιόντα είναι

ενυδατωμένα.

ΔΙΑΔΙΚΑΣΙΑ ΔΙΑΛΥΣΗΣ

Γενικά ισχύει το όμοιο διαλύει όμοιο,

δηλ. πολικές ενώσεις διαλύονται σε

πολικούς διαλύτες και μη πολικές

ενώσεις διαλύονται σε μη πολικούς

διαλύτες.

Παράδειγμα: διάλυση I2 σε CCl4

Είναι και τα δύο μη πολικά μόρια. Οι

μόνες δυνάμεις που ασκούνται μεταξύ μη

πολικών μορίων είναι οι δυνάμεις

London.

Οι ελκτικές δυνάμεις Ι2-Ι2 είναι ίδιου

τύπου και μεγέθους με τις ελκτικές

δυνάμεις CCl4- CCl4 . Έτσι, μπορεί να

έχουμε και σημαντικές ελκτικές δυνάμεις

μεταξύ Ι2- CCl4, οι οποίες οδηγούν στην

150

ανάμιξη μορίων I2 σε CCl4 και άρα σε

διάλυμα I2 σε CCl4.

Ο CCl4 δεν διαλύεται στο Η2Ο διότι

είναι πολική ένωση και οι δυνάμεις Η2Ο-

CCl4 είναι πολύ πιο ασθενείς από τις

δυνάμεις Η2Ο - Η2Ο. Με αποτέλεσμα τη

μη διάλυση του CCl4 σε Η2Ο και τη

δημιουργία δύο φάσεων.

Πλήρης ανάμιξη μεθανόλης σε νερό,

λόγω των δεσμών υδρογόνου που

δημιουργούνται.

151

ΣΤΕΡΕΑ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ

Tαξινόμηση των στερεών σύμφωνα με το είδος

έλξης των δομικών τους μονάδων (άτομα, μόρια

ή ιόντα)

Τύποι στερεών

Μοριακά στερεά: Μόρια ή άτομα που

συγκρατούνται με διαμοριακές δυνάμεις (π.χ.

πάγος, στερεά ευγενή αέρια κ. άλ.)

Μεταλλικά στερεά: Θετικά ιόντα που

συγκρατούνται από «θάλασσα» ηλεκτρονίων που

τα περιβάλλει (μεταλλικός δεσμός, π.χ. Fe, Cu

κ.άλ.)

Ιοντικά στερεά: Κατιόντα και ανιόντα που

συγκρατούνται από την ηλεκτρική έλξη

αντίθετων φορτίων (ιοντικοί δεσμοί π.χ. NaCl,

ZnS κ.άλ.)

Στερεά ομοιοπολικού πλέγματος: Άτομα που

συγκρατούνται με ομοιοπολικούς δεσμούς μέσα

σε μεγάλα πλέγματα ή αλυσίδες (π.χ. διαμάντι,

γραφίτης, αμίαντος κ.άλ.)

152

Το διαμάντι έχει τρισδιάστατο

πλέγμα, όπου κάθε άτομο άνθρακα είναι

ομοιοπολικά ενωμένο με τέσσερα άλλα

(γιγαντιαίο μόριο)

Ο γραφίτης έχει άτομα άνθρακα

ενωμένα με ομοιοπολικούς δεσμούς με

τρία άλλα (σε κανονικά εξάγωνα)

σχηματίζοντας «φύλλα» που

συγκρατούνται μεταξύ τους από δυνάμεις

Van der Waals

153

Τύποι στερεών Τύποι

στερεών

Δομικές

μονάδες

Ελκτικές

δυνάμεις μεταξύ

δομικών μονάδων

Παραδείγματα

Μοριακός Άτομα ή

μόρια

Διαμοριακές

δυνάμεις

Ne, H2O, CO2

Μεταλλικός Άτομα Μεταλλικός

δεσμός

Fe, Zn, Ag

Ιοντικός Ιόντα Ιοντικός δεσμός NaCl, ZnS,

CsBr

Ομοιοπολικού

πλέγματος

Άτομα Ομοιοπολικοί

δεσμοί

Διαμάντι,

γραφίτης,

αμίαντος

Φυσικές Ιδιότητες Στερεών

Πολλές από τις φυσικές ιδιότητες σχετίζονται

απευθείας με τη δομή τους.

Τύπος στερεού Σημείο τήξεως Σκληρότητα και

ευθραυστότητα

Ηλεκτρική

αγωγιμότητα

Μοριακός Χαμηλό Μαλακό και

εύθραυστο

Μονωτικό

Μεταλλικός Μεταβλητό Μεταβλητή

σκληρότητα, ελατό

Αγωγός

Ιοντικός Υψηλό έως

πολύ υψηλό

Σκληρό και

εύθραυστο

Μονωτικό

στερεό (αγώγιμο

υγρό)

Ομοιοπολικού

πλέγματος

Πολύ υψηλό Πολύ σκληρό Συνήθως

μονωτικό

154

Σημείο τήξεως και δομή: Για να τακεί ένα στερεό θα

πρέπει οι δυνάμεις που συγκρατούν τις δομικές

μονάδες στις θέσεις τους να υπερνικηθούν (έστω και εν

μερικώς).

Στα μοριακά στερεά οι δυνάμεις αυτές είναι ασθενείς

διαμοριακές έλξεις. Έτσι αυτά τα στερεά έχουν χαμηλά

σ. τήξεως (κάτω των 3000C).

Στα ιοντικά ή ομοιοπολικού πλέγματος στερεά πρέπει

να σπάσουν χημικοί δεσμοί. Έτσι, τα στερεά αυτά

έχουν πολύ υψηλά σ. τήξεως (σ. τήξεως NaCl: 8010C,

MgO: 28000C, διαμάντι: 3550

0C).

Τα μεταλλικά στερεά έχουν συνήθως υψηλά σ. τήξεως

(Hg:σ. τήξεως -390C, W: σ. τήξεως 3410

0C).

Σκληρότητα και δομή: Η σκληρότητα εξαρτάται από

την ευκολία με την οποία οι δομικές μονάδες κινούνται

η μία σε σχέση με την άλλη, και επομένως από την ισχύ

των ελκτικών δυνάμεων μεταξύ των μονάδων.

Στους μοριακούς κρυστάλλους οι δυνάμεις αυτές είναι

ασθενείς με αποτέλεσμα τα υλικά αυτά να είναι

μαλακά.

Οι ιοντικοί κρύσταλλοι είναι πολύ σκληροί, διότι οι

ελκτικές δυνάμεις είναι πολύ ισχυρές.

Στερεά με τρισδιάστατο ομοιοπολικό πλέγμα είναι

πάρα πολύ σκληρό, λόγω της ακαμψίας που δίνουν οι

ομοιοπολικοί δεσμοί. Το διαμάντι είναι ένα από τα

σκληρότερα υλικά.

Ηλεκτρική αγωγιμότητα και δομή:

Τα μέταλλα είναι πολύ καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού,

λόγω των μη εντοπισμένων ηλεκτρονίων σθένους τους.

155

Τα ιοντικά και ομοιοπολικά στερεά (τα περισσότερα)

είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού, διότι τα

ηλεκτρόνια σθένους τους είναι εντοπισμένα σε άτομα ή

δεσμούς.

Τα διαλύματα ιοντικών ενώσεων είναι αγώγιμα.

Στερεά σώματα

ΚΡΥΣΤΑΛΛΙΚΑ

• Σκληρά

• Ασυμπίεστα

• χαρακτηριστική

γεωμετρία

• Ανισότροπα

(μηχανικές και

ηλεκτρικές

ιδιότητες

εξαρτώνται από

διεύθυνση

μέτρησης)

• Με συγκεκριμένο

Σ.Τ

ΑΜΟΡΦΑ

• Δεν υπάρχουν σε

κανονικά γεωμετρικά

σχήματα

• Ισότροπα

• Δεν έχουν

καθορισμένο Σ.Τ.

αλλά ευρείες περιοχές

θερμοκρασιών

τήξεως ή πήξεως

• Καμία ατομική

διευθέτηση αλλά

ακαταστασία

χαρακτηριστική

των υγρών

156

Κρυσταλλικά στερεά: αποτελούνται από έναν ή

περισσότερους κρυστάλλους. Κάθε κρύσταλλος

έχει σαφώς καθορισμένη δομή, συγκροτημένη με

τάξη και προς τις τρεις διαστάσεις.

Άμορφα στερεά: έχουν δομή χωρίς τάξη, δηλ. δεν

έχουν καθορισμένη διάταξη των βασικών τους

μονάδων.

ΚΡΥΣΤΑΛΛΙΚΑ ΣΤΕΡΕΑ:

ΚΡΥΣΤΑΛΛΙΚΑ ΠΛΕΓΜΑΤΑ ΚΑΙ

ΜΟΝΑΔΙΑΙΕΣ ΚΥΨΕΛΙΔΕΣ

Κρύσταλλος: τρισδιάστατη συγκροτημένη

διάταξη βασικών μονάδων (ατόμων, μορίων ή

ιόντων)

Κρυσταλλικό πλέγμα ή χωρόπλεγμα:

τρισδιάστατη γεωμετρική διάταξη πλεγματικών

σημείων ενός κρυστάλλου, που προκύπτει όταν

κάθε πλεγματικό σημείο επιλέγεται ώστε να

αντιστοιχεί στην ίδια θέση μέσα σε καθεμιά

βασική μονάδα του κρυστάλλου.

Κρυσταλλική δομή και

κρυσταλλικό πλέγμα του Cu.

Τα άτομα του Cu έχουν

συρρικνωθεί και οι γραμμές

έχουν σχεδιασθεί για να

δοθεί έμφαση στη γεωμετρία

του πλέγματος.

157

ΚΡΥΣΤΑΛΛΙΚΑ ΣΤΕΡΕΑ:

ΚΡΥΣΤΑΛΛΙΚΑ ΠΛΕΓΜΑΤΑ ΚΑΙ

ΜΟΝΑΔΙΑΙΕΣ ΚΥΨΕΛΙΔΕΣ

Μοναδιαία κυψελίδα: η μικρότερη κιβωτιοειδής

μονάδα (παραλληλεπίπεδο) η οποία

επαναλαμβανόμενη σε τρεις διαστάσεις

δημιουργεί τον κρύσταλλο.

Έτσι, όλα τα κρυσταλλικά σώματα με βάση τις

διαστάσεις (a, b, c) και τις γωνίες (α, β, γ)

κατατάσσονται σε επτά κρυσταλλικά συστήματα.

Σχήματα μοναδιαίων κυψελίδων των διαφόρων

κρυσταλλικών συστημάτων: Μοναδιαίες κυψελίδες

των 7 κρυσταλλικών συστημάτων και οι σχέσεις

ανάμεσα στα μήκη των ακμών και τις γωνίες.

158

Ορυκτός λευκός αμίαντος (σερπεντίνης) πάνω σε

ορυκτό μοσχοβίτη (KAl2(AlSi3)O10(OH)2)

Σερπεντίνης: Με την ονομασία σερπεντίνης (αγγλ.

serpentine) χαρακτηρίζεται η ομάδα των εξής

πολυμορφικών πυριτικών ορυκτών, οι διαφορές των

οποίων είναι μακροσκοπικά ασήμαντες τόσο που είναι

αδύνατος ο μακροσκοπικός διαχωρισμός τους:

Αντιγορίτης (Antigorite): (Mg,Fe)3Si2O5(OH)4 -

μονοκλινές

Λιζαρδίτης (Lizardite) Mg3Si2O5(OH)4 - τριγωνικό,

εξαγωνικό

Χρυσοτίλης (Chrysotile) Mg3Si2O5(OH)4 - ρομβικό

Αμίαντος (Asbestos) Mg3Si2O5(OH)4, ινώδης

παραλλαγή του χρυσοτίλη