Recommended
More Related Content
What's hot
What's hot (20)
Viewers also liked
Similar to χα μεθοδολογια
Similar to χα μεθοδολογια (20)
More from theosk13
More from theosk13 (20)
Recently uploaded
Recently uploaded (14)
χα μεθοδολογια
- 1. §1.3 Δομικά σωματίδια της ύλης Υπάρχουν άτομα χημικών στοιχείων και μόρια στοιχείων και χημικών ενώσεων. Τα μόρια αποτελούνται από άτομα. Τα μόρια είναι τα μικρότερα σωματίδια των στοιχείων και των χημικών ενώσεων που μπορούν να υπάρχουν ελεύθερα διατηρώντας τις ιδιότητες της ύλης από την οποία προέρχονται. Όταν ένα άτομο Χ αποβάλλει ένα ηλεκτρόνιο γίνεται κατιόν Χ+, όταν αποβάλλει δύο ηλεκτρόνια γίνεται κατιόν Χ2+ κ.ο.κ. Όταν ένα άτομο Χ προσλαμβάνει ένα ηλεκτρόνιο γίνεται ανιόν Χ–, όταν προσλαμβάνει δύο ηλεκτρόνια γίνεται ανιόν Χ2– κ.ο.κ. Ο ατομικός αριθμός (Ζ) δείχνει τα πρωτόνια και ο μαζικός αριθμός (Α) δείχνει το σύνολο των πρωτονίων και νετρονίων του πυρήνα. Αν το κατιόν Χ2+ έχει 10 ηλεκτρόνια , το άτομο Χ έχει 12 ηλεκτρόνια άρα και 12 πρωτόνια άρα Ζ=12 Τα ισότοπα είναι άτομα του ίδιου στοιχείου. Έχουν ίδιο αριθμό πρωτονίων και διαφορετικό αριθμό νετρονίων, άρα ίδιο ατομικό αριθμο και διαφορετικό μαζικό αριθμό. Για παράδειγμα 12 24 Mg και 12 25 Mg διαφέρουν στο μαζικό αριθμό το πρώτο έχει 24-12 = 12 νετρόνια και το δεύτερο 25-12 = 13 νετρόνια. Επομένως ο πυρήνας του δεύτερου έχει μεγαλύτερη μάζα. §1.5 Ταξινόμηση της ύλης Τα χημικά στοιχεία και οι χημικές ενώσεις είναι καθορισμένα σώματα. Κάθε καθορισμένο σώμα έχει πάντα την ίδια σύσταση και ένα είδος μορίων. Τα χημικά στοιχεία είναι οι καθαρές ουσίες που δεν μπορούν να διασπαστούν σε απλούστερες. Οι χημικές ενώσεις μπορούν να διασπαστούν στα στοιχεία από τα οποία αποτελούνται. Τα μίγματα έχουν μεταβλητή σύσταση π.χ. ο καφές. Τα μίγματα περιέχουν δύο ή περισσότερα είδη μορίων. Τα ομογενή μίγματα (διαλύματα) έχουν την ίδια σύσταση και τις ίδιες ιδιότητες σε όλη την έκτασή τους. Τα ετερογενή μίγματα δεν έχουν την ίδια σύσταση και τις ίδιες ιδιότητες σε όλη την έκτασή τους. Η % w/w περιεκτικότητα εκφράζει τη μάζα της διαλυμένης ουσίας σε 100 g διαλύματος. Η % w/v περιεκτικότητα εκφράζει τη μάζα της διαλυμένης ουσίας σε 100 mL διαλύματος. Η % v/v περιεκτικότητα εκφράζει τα mL της διαλυμένης ουσίας σε 100 mL διαλύματος Ονομάζουμε διαλυτότητα τη μέγιστη ποσότητα μιας ουσίας που μπορεί να διαλυθεί σε ορισμένη ποσότητα διαλύτη σε ορισμένες συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας. Τα διαλύματα που περιέχουν τη μέγιστη ποσότητα διαλ. ουσίας λέγονται κορεσμένα και αυτά που περιέχουν μικρότερη ποσότητα λέγονται ακόρεστα. Η διαλυτότητα των στερεών π.χ. της ζάχαρης στο νερό αυξάνεται όταν αυξήσουμε τη θερμοκρασία. Η διαλυτότητα των αερίων στο νερό π.χ. του CO2 μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας και αυξάνεται με την αύξηση της πίεσης. §2.1 Ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων Το άτομο αποτελείται από τον πυρήνα (που περιέχει πρωτόνια και νετρόνια) και από τα ηλεκτρόνια. Τα ηλεκτρόνια σύμφωνα με τον Bohr περιφέρονται γύρω από τον πυρήνα σε καθορισμένες τροχιές. Όσα ηλεκτρόνια κινούνται σε ίδια περίπου απόσταση από τον πυρήνα έχουν την ίδια περίπου ενέργεια και λέμε ότι βρίσκονται στην ίδια στιβάδα ή ενεργειακή στάθμη. Η πλησιέστερη στιβάδα στον πυρήνα είναι η Κ και έχει τη μικρότερη ενέργεια. Έτσι για τις ενέργειες των στιβάδων ισχύει: ΕK < EL < EM < EN …. Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων μιας στιβάδας δίνεται από τη σχέση 2n2. Χημεία Α΄ Λυκείου Συνοπτική θεωρία - Μεθοδολογία Κων/νος Θέος 1 kostasctheos@icloud.com
- 2. Μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων ανά στιβάδαΜέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων ανά στιβάδαΜέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων ανά στιβάδαΜέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων ανά στιβάδαΜέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων ανά στιβάδαΜέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων ανά στιβάδαΜέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων ανά στιβάδα Κ L M N O P Q 2 8 18 32 32 18 8 Η εξωτερική στιβάδα δέχεται 1 έως 8 ηλεκτρόνια (εξαιρείται η Κ που δέχεται έως 2 Η προτελευταία στιβάδα δέχεται 8 έως 18 ηλεκτρόνια (για τα στοιχεία των κύριων ομάδων ισχύει 8 ή 18 και εξαιρείται η Κ που δέχεται 2) Όταν τα ηλεκτρόνια ενός ατόμου είναι κατανεμημένα σύμφωνα με τους προηγούμενους κανόνες το άτομο έχει τη μικρότερη συνολική ενέργεια και λέμε ότι βρίσκεται σε θεμελιώδη κατάσταση. Κάθε άλλη κατάσταση λέγεται διεγερμένη. §2.2 Περιοδικός πίνακας Οι ιδιότητες των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση τους ατομικού τους αριθμού (σύγχρονος περιοδικός νόμος) Τα στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια περίοδο (οριζόντια γραμμή) έχουν τα ηλεκτρόνια κατανεμημένα σε ίδιο αριθμό στιβάδων. Τα στοιχεία που βρίσκονται στην ίδια κύρια ομάδα έχουν ανάλογες (παρόμοιες) ιδιότητες και στην εξωτερική στιβάδα τους έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων. Για παράδειγμα το 19Κ έχει ηλεκτρονιακή δομή Κ(2)L(8)M(8)N(1). Ανήκει στην στην 4η περίοδο διότι έχει τα ηλεκτρόνια κατανεμημένα σε 4 στιβάδες. Ανήκει στην ΙΑ ομάδα διότι έχει 1 ηλεκτρόνιο στην εξωτερική στιβάδα. Τα στοιχεία που βρίσκονται στο αριστερό μέρος του Π.Π. είναι μέταλλα με 1, 2 ή 3 ηλεκτρόνια σθένους (κυρίως ΙΑ, ΙΙΑ, και δευτερεύουσες ομάδες). Τα στοιχεία που είναι στο δεξιό μέρος του Π.Π. είναι αμέταλλα με 4, 5, 6, ή 7 ηλεκτρόνια σθένους). Τα στοιχεία της VIIIA ομάδας είναι τα ευγενή αέρια. Τα στοιχεία που βρίσκονται στη διαχωριστική γραμμή μετάλλων - αμετάλλων λέγονται μεταλλοειδή (εμφανίζουν ιδιότητες και μετάλλων και αμετάλλων). Το υδρογόνο είναι στην ΙΑ ομάδα είναι όμως αμέταλλο. Τα ευγενή αέρια ανήκουν στην VIIIA ομάδα και έχουν 8 ηλεκτρόνια σθένους. Εξαιρείται το ήλιο (He) που έχει 2 ηλεκτρόνια σθένους. Ο Π.Π. χρησιμεύει στην ανακάλυψη νέων στοιχείων, διευκολύνει τη μελέτη των στοιχείων, και δίνει τη δυνατότητα πρόβλεψης της συμπεριφοράς ενός στοιχείου. Τα στοιχεία της ΙΑ ομάδας (με εξαίρεση το Η) είναι μέταλλα και λέγονται αλκάλια, της ΙΙΑ ομάδας είναι μέταλλα και λέγονται αλκαλικές γαίες, της VIIA ομάδας είναι αμέταλλα και λέγονται αλογόνα, της VIIIA ομάδας είναι τα ευγενή αέρια. Τα αλογόνα αρχίζουν από την 2η περίοδο άρα το δεύτερο αλογόνο βρίσκεται στην 3η περίοδο και έχει 7 ηλεκτρόνια σθένους. Επομένως η δομή του είναι K(2)L(8)M(7) και έχει 17 ηλεκτρόνια, άρα και 17 πρωτόνια, άρα Ζ=17 §2.3 Χημικοί δεσμοί Οι χημικοί δεσμοί σχηματίζονται όταν οι δομικές μονάδες πλησιάζουν αρκετά ώστε οι ελκτικές δυνάμεις μεταξύ του πυρήνα και των ηλεκτρονίων του άλλου ατόμου είναι μεγαλύτερες από τις απωστικές που αναπτύσσονται μεταξύ των πυρήνων και μεταξύ των ηλεκτρονίων. Η δημιουργία δεσμού κάνει το σύστημα των χημικών στοιχείων σταθερότερο (με χαμηλότερη ενέργεια). Κανόνας των οκτώ: “Τα χημικά στοιχεία έχουν την τάση να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου, (σταθερή δομή με χαμηλή ενέργεια) δηλαδή 8 ηλεκτρόνια σθένους ή 2 αν τελευταία στιβάδα είναι η Κ”. Τα στοιχεία με 1 έως 3 ηλεκτρόνια σθένους έχουν την τάση να τα αποβάλλουν και να σχηματίζουν κατιόντα. Τα στοιχεία αυτά Χημεία Α΄ Λυκείου Συνοπτική θεωρία - Μεθοδολογία Κων/νος Θέος 2 kostasctheos@icloud.com
- 3. ονομάζονται ηλεκτροθετικά. Για παράδειγμα το Mg έχει 2 ηλεκτρόνια σθένους, έχει την τάση να τα αποβάλλει και να γίνει Mg2+ ώστε να αποκτήσει δομή ευγενούς αερίου. Τα στοιχεία με 5 έως 7 ηλεκτρόνια σθένους έχουν την τάση να προσλαμβάνουν ηλεκτρόνια και να σχηματίζουν ανιόντα. Τα στοιχεία αυτά ονομάζονται ηλεκτραρνητικά. Για παράδειγμα το Ο έχει 6 ηλεκτρόνια σθένους, έχει την τάση να προσλάβει 2 ηλεκτρόνια και να γίνει Ο2– ώστε να αποκτήσει δομή ευγενούς αερίου. Η ατομική ακτίνα είναι το μισό της απόστασης των πυρήνων δύο γειτονικών ατόμων στοιχείου που βρίσκεται σε στερεή κρυσταλλική κατάσταση. Κατά μήκος μιας περιόδου η ατομική ακτίνα αυξάνεται από δεξιά προς τα αριστερά και σε μια ομάδα αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω. Το 11Να βρίσκεται στην 3η περίοδο και ΙΑ ομάδα, το 19Κ βρίσκεται στην 4η περίοδο και ΙΑ ομάδα, αφού είναι στην ίδια ομάδα πιο μεγάλη ατομική ακτίνα έχει το Κ που είναι πιο κάτω. Το 11Να βρίσκεται στην 3η περίοδο και ΙΑ ομάδα, το 12Mg βρίσκεται στην 3η περίοδο και IΙΑ ομάδα, αφού είναι στην ίδια περίοδο πιο μεγάλη ατομική ακτίνα έχει το Να που είναι πιο αριστερά. Τα κατιόντα έχουν μικρότερη ακτίνα από τα αντίστοιχα άτομα π.χ. το κατιόν Να+ έχει μικρότερη ακτίνα από το άτομο Να. Τα ανιόντα έχουν μεγαλύτερη ακτίνα από τα αντίστοιχα άτομα π.χ. το ανιόν Cl– έχει μεγαλύτερη ακτίνα από το άτομο Cl. Ο ιοντικός δεσμός σχηματίζεται με μεταφορά ηλεκτρονίων από ένα μέταλλο σε ένα αμέταλλο. Σχηματίζονται κατιόντα του μετάλλου και ανιόντα του αμετάλλου που έλκονται με ηλεκτροστατικές δυνάμεις και σχηματίζουν κανονικά γεωμετρικά σχήματα τους κρυστάλλους. Στις ιοντικές ενώσεις δεν υπάρχει η έννοια μόριο. Ο χημικός τύπος δείχνει την πιο απλή αναλογία των ιόντων π.χ. ο χημικός τύπος CaCl2 δείχνει ότι τα ιόντα Ca2+ και Cl– έχουν αναλογία 1:2. Περιγραφή δεσμού μεταξύ 11Να και 9F. To Nα έχει ηλεκτρονιακή δομή K(2),L(8),M(1) και το F έχει K(2)L(7). Ενώνονται με ιοντικό δεσμό. Το Να αποβάλλει το ηλεκτρόνιο σθένους και γίνεται Nα+. Το F προσλαμβάνει το ηλεκτρόνιο που αποβάλλει το Να και γίνεται F–. Σχηματίζεται η ιοντική ένωση Na+F–. Ιοντικές ενώσεις είναι τα άλατα, τα υδροξείδια των μετάλλων και τα οξείδια των μετάλλων. Έχουν τα εξής κοινά χαρακτηριστικά: Αποτελούνται από ιόντα που σχηματίζουν κρυστάλλους, έχουν ψηλά σημεία τήξεως, οι κρύσταλλοι είναι σκληροί - εύθραυστοι - όχι ελατοί και όλκιμοι, δεν είναι αγωγοί του ηλεκτρισμού, είναι αγωγοί του ηλεκτρισμού τα διαλύματα και τα τήγματα τους, πολλές ιοντικές ενώσεις είναι ευδιάλυτες στο νερό. Δύο αμέταλλα ενώνονται με ομοιοπολικό δεσμό. Στον ομοιοπολικό δεσμό σχηματίζονται κοινά ζευγάρια ηλεκτρονίων μεταξύ δύο αμετάλλων (αμοιβαία συνεισφορά ηλεκτρονίων). Όταν συνεισφέρουν από ένα ηλεκτρόνιο σχηματίζεται απλός δεσμός, από δύο διπλός δεσμός και από τρία τριπλός δεσμός. Στο μόριο Cl2 τα άτομα του 17Cl:K(2),L(8),M(7) ενώνονται με απλό ομοιοπολικό δεσμό συνεισφέροντας από ένα ηλεκτρόνιο. Προκύπτει το Cl2 που έχει ηλεκτρονιακό τύπο :Cl .. .. iiCl .. .. : ή :Cl .. .. −Cl .. .. : Οι πυρήνες έλκουν το κοινό ζευγάρι με ίδια δύναμη και ο δεσμός λέγεται ομοιοπολικός μη πολωμένος ή μη πολικός. Ονομάζουμε ηλεκτραρνητικότητα την τάση του ατόμου ενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια όταν το στοιχείο συμμετέχει στο σχηματισμό πολυατομικών συγκροτημάτων. Η ηλεκτραρνητικότητα σε μια ομάδα του Π.Π. αυξάνεται από κάτω προς τα πάνω και σε μια περίοδο από αριστερά προς τα δεξιά. ΔΕΝ είναι ηλεκτραρνητικά τα ευγενή αέρια. Στο μόριο του Η2Ο σχηματίζονται δύο ομοιοπολικοί δεσμοί. Το 1Η Κ(1) συνεισφέρει ένα ηλεκτρόνιο και το 8Ο Κ(2),L(6) συνεισφέρει δύο ηλεκτρόνια, ένα με κάθε άτομο υδρογόνου. Η χημική ένωση που Χημεία Α΄ Λυκείου Συνοπτική θεωρία - Μεθοδολογία Κων/νος Θέος 3 kostasctheos@icloud.com
- 4. σχηματίζεται έχει ηλεκτρονιακό τύπο HiiO .. .. iiH ή H− O .. .. −H ΤΟ άτομο του Ο είναι πιο ηλεκτραρνητικό από το άτομο του Η. Έτσι κάθε κοινό ζευγάρι έλκεται περισσότερο από τον πυρήνα του Ο και ο δεσμός λέγεται ομοιοπολικός πολωμένος ή πολικός. Οι ομοιοπολικές ενώσεις είναι ενώσεις των αμετάλλων (οξείδια αμετάλλων, οξέα κ.α.). Είναι μαλακά στερεά με χαμηλά σημεία τήξεως, υγρά και αέρια. Υπάρχουν και εξαιρέσεις όπως το διαμάντι που είναι το πιο σκληρό υλικό. Δεν είναι αγωγοί του ηλεκτρισμού. Τα διαλύματα ορισμένων ενώσεων όπως των οξέων είναι αγωγοί του ηλεκτρισμού. Για το υδρόθειο H2S, που είναι ομοιοπολική ένωση, δεν έχει νόημα η έννοια κρύσταλλος. Το χλώριο (Cl) έχει 7 ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα, μπορεί να κάνει ιοντική ένωση προσλαμβάνοντας ένα ηλεκτρόνιο, μπορεί όμως να κάνει και ομοιοπολική ένωση με αμοιβαία συνεισφορά ενός ηλεκτρονίου. Το Mg έχει δύο ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα, μπορεί να κάνει μόνο ιοντική ένωση αποβάλλοντας τα ηλεκτρόνια. §2.4 Η γλώσσα της χημείας Ο αριθμός οξείδωσης ενός ιόντος είναι ίσος με το φορτίο του ιόντος. Ο αριθμός οξείδωσης ενός ατόμου ομοιοπολικής ένωσης είναι ίσος με το φαινομενικό φορτίο που αποκτά το άτομο όταν τα κοινά ζευγάρια αποδοδθούν στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο. Τα άτομα στα ελεύθερα στοιχεία έχουν αριθμό οξείδωσης μηδέν, π.χ. το Cl στο Cl2 έχει αρ. οξ. = 0. Το αλγεβρικό άθροισμα των αριθμών οξείδωσης των ατόμων μιας χημικής ένωσης είναι μηδέν. π.χ. στη χημική ένωση ΗΝΟ3 το Η έχει +1, το οξυγόνο έχει -2 και το άζωτο x. Φτιάχνουμε την εξίσωση: 1+x +3(-2)=0 ⇒ x=5. Στη χημική ένωση ΝΗ3 έχουμε: x+3(+1)=0 ⇒ x=-3. Είναι απαραίτητο να γνωρίζουμε τους πίνακες με τους αριθμούς οξείδωσης (σελ. 63, 64) Κυριότεροι αριθμοί οξείδωσης στοιχείων ΜέταλλαΜέταλλα ΑμέταλλαΑμέταλλα Li, Κ, Na, Ag +1 H +1, -1 Ca, Ba, Mg, Zn +2 F -1 Aℓ +3 Cℓ, Br, I -1 Cu, Hg +1, +2 O, S -2 Fe, Ni +2, +3 P, N -3 Cr +3, +6 Pb, Sn +2, +4 Mn +2, +4, +7 Το Η έχει +1 όταν ενώνεται με αμέταλλα και -1 όταν ενώνεται με μέταλλα Οι αριθμοί οξείδωσης των αμετάλλων αφορούν τις ενώσεις τους με μέταλλα. Χημεία Α΄ Λυκείου Συνοπτική θεωρία - Μεθοδολογία Κων/νος Θέος 4 kostasctheos@icloud.com
- 6. Πίνακας των πιο γνωστών στοιχείων του περιοδικού πίνακα με τους πιο συνηθισμένους αριθμούς οξείδωσηςΠίνακας των πιο γνωστών στοιχείων του περιοδικού πίνακα με τους πιο συνηθισμένους αριθμούς οξείδωσηςΠίνακας των πιο γνωστών στοιχείων του περιοδικού πίνακα με τους πιο συνηθισμένους αριθμούς οξείδωσηςΠίνακας των πιο γνωστών στοιχείων του περιοδικού πίνακα με τους πιο συνηθισμένους αριθμούς οξείδωσηςΠίνακας των πιο γνωστών στοιχείων του περιοδικού πίνακα με τους πιο συνηθισμένους αριθμούς οξείδωσηςΠίνακας των πιο γνωστών στοιχείων του περιοδικού πίνακα με τους πιο συνηθισμένους αριθμούς οξείδωσηςΠίνακας των πιο γνωστών στοιχείων του περιοδικού πίνακα με τους πιο συνηθισμένους αριθμούς οξείδωσηςΠίνακας των πιο γνωστών στοιχείων του περιοδικού πίνακα με τους πιο συνηθισμένους αριθμούς οξείδωσηςΠίνακας των πιο γνωστών στοιχείων του περιοδικού πίνακα με τους πιο συνηθισμένους αριθμούς οξείδωσηςΠίνακας των πιο γνωστών στοιχείων του περιοδικού πίνακα με τους πιο συνηθισμένους αριθμούς οξείδωσης 1 ή ΙΑ 2 ή ΙΙΑ 13 ή ΙΙΙΑ 14 ή ΙVΑ 15 ή VΑ 16 ή VΙΑ 17 ή VIΙΑ 18 ή VIIΙΑ 1 Υδρογόνο Η +1,-1 Ήλιο He 2 Λίθιο Li +1 Άνθρακας C ±4 Άζωτο Ν -3 Οξυγόνο Ο -2 Φθόριο F -1 Νέο Ne 3 Νάτριο Na +1 Μαγνήσιο Mg +2 Άργυρος Ag +1 Σίδηρος Fe +2, +3 Αργίλιο Al +3 Πυρίτιο Si ±4 Φώσφορος P -3 Θείο S -2 Χλώριο Cl -1 Αργό Ar 4 Κάλιο Κ +1 Ασβέστιο Ca +2 Ψευδάργυρος Zn +2 Νικέλιο Ni +2, +3 Βρώμιο Br -1 Κρυπτό Kr 5 Υδράργυρος Hg +1, +2 Χρώμιο Cr +3, +6 Κασσίτερος Sn +2, +4 Ιώδιο Ι -1 Ξένο Xe 6 Βάριο Ba +2 Χαλκός Cu +1, +2 Μαγγάνιο Mn +2, +4, +7 Μόλυβδος Pb +2, +4 αλκάλια αλκαλικές γαίες μεταπτωτικά στοιχείαμεταπτωτικά στοιχεία αλογόνα ευγενή αέρια Το Η έχει +1 όταν ενώνεται με αμέταλλα και -1 όταν ενώνεται με μέταλλα Στον πίνακα αναφέρονται οι αριθμοί οξείδωσης των αμετάλλων στις ενώσεις τους με μέταλλα kostasctheos@yahoo.gr Το Η έχει +1 όταν ενώνεται με αμέταλλα και -1 όταν ενώνεται με μέταλλα Στον πίνακα αναφέρονται οι αριθμοί οξείδωσης των αμετάλλων στις ενώσεις τους με μέταλλα kostasctheos@yahoo.gr Το Η έχει +1 όταν ενώνεται με αμέταλλα και -1 όταν ενώνεται με μέταλλα Στον πίνακα αναφέρονται οι αριθμοί οξείδωσης των αμετάλλων στις ενώσεις τους με μέταλλα kostasctheos@yahoo.gr Το Η έχει +1 όταν ενώνεται με αμέταλλα και -1 όταν ενώνεται με μέταλλα Στον πίνακα αναφέρονται οι αριθμοί οξείδωσης των αμετάλλων στις ενώσεις τους με μέταλλα kostasctheos@yahoo.gr Το Η έχει +1 όταν ενώνεται με αμέταλλα και -1 όταν ενώνεται με μέταλλα Στον πίνακα αναφέρονται οι αριθμοί οξείδωσης των αμετάλλων στις ενώσεις τους με μέταλλα kostasctheos@yahoo.gr Το Η έχει +1 όταν ενώνεται με αμέταλλα και -1 όταν ενώνεται με μέταλλα Στον πίνακα αναφέρονται οι αριθμοί οξείδωσης των αμετάλλων στις ενώσεις τους με μέταλλα kostasctheos@yahoo.gr Το Η έχει +1 όταν ενώνεται με αμέταλλα και -1 όταν ενώνεται με μέταλλα Στον πίνακα αναφέρονται οι αριθμοί οξείδωσης των αμετάλλων στις ενώσεις τους με μέταλλα kostasctheos@yahoo.gr Το Η έχει +1 όταν ενώνεται με αμέταλλα και -1 όταν ενώνεται με μέταλλα Στον πίνακα αναφέρονται οι αριθμοί οξείδωσης των αμετάλλων στις ενώσεις τους με μέταλλα kostasctheos@yahoo.gr Το Η έχει +1 όταν ενώνεται με αμέταλλα και -1 όταν ενώνεται με μέταλλα Στον πίνακα αναφέρονται οι αριθμοί οξείδωσης των αμετάλλων στις ενώσεις τους με μέταλλα kostasctheos@yahoo.gr Το Η έχει +1 όταν ενώνεται με αμέταλλα και -1 όταν ενώνεται με μέταλλα Στον πίνακα αναφέρονται οι αριθμοί οξείδωσης των αμετάλλων στις ενώσεις τους με μέταλλα kostasctheos@yahoo.gr Το Η έχει +1 όταν ενώνεται με αμέταλλα και -1 όταν ενώνεται με μέταλλα Στον πίνακα αναφέρονται οι αριθμοί οξείδωσης των αμετάλλων στις ενώσεις τους με μέταλλα kostasctheos@yahoo.gr Χημεία Α΄ Λυκείου Συνοπτική θεωρία - Μεθοδολογία Κων/νος Θέος 6 kostasctheos@icloud.com
- 7. §2.4 Η γλώσσα της χημείας Οι ενώσεις HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN είναι μη οξυγονούχα οξέα και ονομάζονται αντίστοιχα υδροφθόριο, υδροχλώριο, ….. Οι ενώσεις του Η με πολυατομικές ομάδες όπως ΗΝΟ3, H2SO4, H3PO4 … είναι οξυγονούχα οξέα και ονομάζονται αντίστοιχα νιτρικό οξύ, θειικό οξύ, φωσφορικό οξύ …. Οι ενώσεις των μετάλλων με το ανιόν υδροξειδίου (ΟΗ–) είναι οι βάσεις όπως ΝαΟΗ, Ca(OH)2, Fe(OH)3 …. και ονομάζονται αντίστοιχα υδροξείδιο του νατρίου, υδροξείδιο του ασβεστίου, υδροξείδιο του σιδήρου (ΙΙΙ), ….. Βάση είναι και η ΝΗ3 που λέγεται αμμωνία. Οι ενώσεις των μετάλλων με οξυγόνο λέγονται οξείδια, όπως Να2Ο, CαΟ, Αl2Ο3,…. και ονομάζονται οξείδιο του νατρίου, οξείιδο του ασβεστίου, οξείδιο του αργιλίου, ….. Οι ενώσεις των αμετάλλων με το οξυγόνο λέγονται οξείδια, όπως CO, NO2, SO3, …. και ονομάζονται αντίστοιχα μονοξείδιο του άνθρακα, διοξείδιο του αζώτου, τριοξείδιο του θείου,… Οι ενώσεις των μετάλλων και του αμμωνίου (ΝΗ4 +) με αμέταλλα λέγονται άλατα, όπως NaCl, CaS, (NH4)2S, … και ονομάζονται αντίστοιχα χλωριούχο νάτριο, θειούχο ασβέστιο, θειούχο αμμώνιο. Οι ενώσεις των μετάλλων και του αμμωνίου (ΝΗ4 +) με πολυατομικά ιόντα λέγονται άλατα, όπως NaClΟ3, CaSΟ4, (NH4)4PΟ4, … και ονομάζονται αντίστοιχα χλωρικό νάτριο, θειικό ασβέστιο, φωσφορικό αμμώνιο. §3.1 Χημικές αντιδράσεις Τα χημικά φαινόμενα λέγονται χημικές αντιδράσεις, συμβολίζονται με τις χημικές εξισώσεις. Στο αριστερό μέρος είναι τα αντιδρώντα, ακολουθεί ένα βέλος και μετά τα προϊόντα. Για να γίνει μια χημική αντίδραση πρέπει να συγκρουστούν μόρια των αντιδρώντων με κατάλληλη ενέργεια και κατάλληλο προσανατολισμό. Τότε οι συγκρούσεις λέγονται αποτελεσματικές. Η ταχύτητα μιας αντίδρασης μπορεί να αυξηθεί με αύξηση της θερμοκρασίας, με αύξηση της συγκέντρωσης, με την παρουσία καταλυτών, και την αύξηση της επιφάνειας επαφής των αντιδρώντων στερεών (αυτό γίνεται όταν το στερεό βρίσκεται σε μορφή σκόνης) Οι αντιδράσεις που ελευθερώνουν ενέργεια (θερμότητα) στο περιβάλλον λέγονται εξώθερμες και αυτές που απορροφούν λέγονται ενδόθερμες. Οι αντιδράσεις στις οποίες μεταβάλλεται ο αρ. οξείδωσης ορισμένων στοιχείων λέγονται οξειδοαναγωγικές. Οι αντιδράσεις στις οποίες δε μεταβάλλεται ο αριθμός οξείδωσης των στοιχείων λέγονται μεταθετικές. Χημεία Α΄ Λυκείου Συνοπτική θεωρία - Μεθοδολογία Κων/νος Θέος 7 kostasctheos@icloud.com
- 8. Συνθέσεις στοιχείο + οξυγόνο → οξείδιο 2 Ca + O2 θ ⎯ →⎯ 2 CaO υδρογόνο + αμέταλλο → οξύ Η2 + Cℓ2 → 2 HCℓ ή υδρογονούχες ενώσεις N2 + 3 H2 → 2 NH3 μέταλλο + αμέταλλο → άλας 2 Νa + Cℓ2 → 2 NaCℓ Αποσυνθέσεις ή διασπάσεις διάσπαση μιας χημικής ένωσης σε στοιχεία HgO θ ⎯ →⎯ Hg + O2 διάσπαση μιας χημικής ένωσης σε δύο ουσίες 2 ΚCℓO3 θ ⎯ →⎯ 2KCℓ + 3O2 Απλές αντικαταστάσεις μέταλλο Μ + άλας Μ΄Χ → άλας ΜΧ + Μ΄ Fe + CuCℓ2 → FeCℓ2 + Cu (Μ = δραστικότερο από το M΄) μέταλλο Μ + οξύ → άλας ΜΧ + Η2 Zn + 2 HCℓ → ZnCℓ2 + H2 (Μ = δραστικότερο από το υδρογόνο) μέταλλο Μ + νερό → βάση + Η2 2 Νa + 2 Η2Ο → 2 NaOH + H2 (Μ = πολύ δραστικό μέταλλο δηλαδή K, Na, Ba, Ca) αμέταλλο Α + άλας ΜΑ΄ → άλας ΜΑ + Α΄ (Α = δραστικότερο από το Α΄) Cℓ2 + 2NaBr → 2NaCℓ + Br2 Οξειδοαναγωγικές αντιδράσεις Διπλή αντικατάσταση Α+Β- + Γ+Δ- → Α+Δ- + Γ+Β- Γίνεται όταν σχηματίζεται αέριο (↑) ή ίζημα (↓). Το ασταθές Η2CΟ3 διασπάται σε CO2 ↑ + H2O Το ασταθές H2SO3 σε SO2 ↑ + H2O Το ασταθές ΝΗ4ΟΗ σε ΝΗ3 ↑ + Η2Ο άλας + οξύ → νέο άλας + νέο οξύ Ba(NO3)2 + H2SO4 → BaSO4 ↓ + 2 HNO3 CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2 ↑ + H2O Νa2SO3 + HNO3 → NaNO3 + SO2 ↑ + H2O άλας + βάση → νέο άλας + νέα βάση MgCℓ2 + 2NaOH → 2NaCℓ + Mg(OH)2 ↓ NH4NO3 + NaOH → NaNO3 + NH3 ↑ + H2O άλας(1) + άλας(2) → άλας(3) + άλας(4) AgNO3 + NaCℓ → NaNO3 + AgCℓ ↓ Εξουδετέρωση Η+ + ΟΗ− → Η2Ο οξύ + βάση → άλας + νερό Η2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O αμμωνία + οξύ → άλας του αμμωνίου NH3 + HCℓ → NH4Cℓ 2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 Μεταθετικές αντιδράσεις Χημεία Α΄ Λυκείου Συνοπτική θεωρία - Μεθοδολογία Κων/νος Θέος 8 kostasctheos@icloud.com
- 9. ΑΛΑΤΑ Ιζήματα Άλατα που περιέχουν Na+, K+, NH4 +, ΝΟ3 -, ClΟ3 - κανένα Από τα υπόλοιπαΑπό τα υπόλοιπα Χλωριούχα άλατα (Cl-) AgCl, Hg2Cl2, PbCl2 Βρωμιούχα άλατα (Br-) AgBr, Hg2Br2, PbBr2 Ιωδιούχα άλατα (I-) AgI, Hg2I2, PbI2, CuI Φθοριούχα άλατα (F-) Όλα Θειϊκά άλατα (SO4 2-) BaSO4, PbSO4, CaSO4 Θειούχα άλατα (S2-) Όλα Ανθρακικά άλατα (CO3 2-) Όλα Φωσφορικά άλατα (PO4 3-) Όλα ΥΔΡΟΞΕΙΔΙΑ ΜΕΤΑΛΛΩΝ Όλα ιζήματα εκτός ΝαΟΗ, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Αέρια HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN, CO2, SO2, NH3 Χημεία Α΄ Λυκείου Συνοπτική θεωρία - Μεθοδολογία Κων/νος Θέος 9 kostasctheos@icloud.com
- 10. §4.1 Βασικές έννοιες για τους στοιχειομετρικούς υπολογισμούς Η μάζα των ατόμων και των μορίων μετριέται με την ατομική μονάδα μάζας (amu) που ορίζεται ως το 1/12 της μάζας του ατόμου 12C. Ονομάζουμε σχετική ατομική μάζα (Ar) τον αριθμό που δείχνει πόσες φορές είναι βαρύτερο το άτομο ενός στοιχείου από την a.m.u. π.χ. το ασβέστιο έχει Ar=40 άρα κάθε άτομο ασβεστίου είναι 40 φορές βαρύτερο από την a.m.u. Ονομάζουμε σχετική μοριακή μάζα (Μr) τον αριθμό που δείχνει πόσες φορές είναι βαρύτερο το μόριο ενός στοιχείου ή μιας χημικής ένωσης από την a.m.u. Την υπολογίζουμε προσθέτοντας τα Ar των ατόμων από τα οποία αποτελείται. Το H2SO4 έχει Mr = 2Ar(H)+Ar(S)+4Ar(O) = 2·1+32+4·16 = 98, άρα κάθε μόριο H2SO4 είναι 98 φορές βαρύτερο από την a.m.u. Ονομάζουμε 1 mol την ποσότητα ύλης που περιέχει ΝΑ = 6,02·1023 σωματίδια 1 mol μορίων ζυγίζει σε g όσο το Μr των μορίων Υπόθεση Avogadro “ίσοι όγκοι αερίων σε ίδια πίεση και θερμοκρασία περιέχουν ίδιο αριθμό μορίων και αντίστροφα” 2 mol μορίων ΝΗ3 περιέχει τον ίδιο αριθμό μορίων με 2 mol ΝΟ2 Ο όγκος που καταλαμβάνει 1 mol ενός αερίου λέγεται γραμμομοριακός όγκος (σύμβολο Vm) και είναι σταθερός σε ορισμένες συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας. Ονομάζουμε πρότυπες συνθήκες των αερίων (σύμβολο stp), θερμοκρασία 0°C ή 273Κ και πίεση 1 atm. Σε stp συνθήκες 1 mol κάθε αερίου καταλαμβάνει όγκο 22,4 L. Τα μεγέθη πλήθος mol (n), αριθμός μορίων (Ν), όγκος, μάζα συνδέονται με τις σχέσεις: n= m Mr n= V Vm n= N NA Ο λόγος των mol nA/nB δύο αερίων A, B σε ίδιες συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας είναι ίσος με το λόγο των όγκων τους VA/VB. nA nB = VA Vm VB Vm ⇔ nA nB = VA VB 1 μόριο οποιασδήποτε ουσίας ζυγίζει απειροελάχιστα σε g. 1 μόριο μιας χημικής ένωσης π.χ. ΝΗ3 περιέχει 1 άτομο Ν και 3 άτομα Η (φαίνεται από τους δείκτες) 1 mol μιας χημικής ένωσης π.χ. ΝΗ3 περιέχει 1 mol ατόμων Ν και 3 mol ατόμων H (φαίνεται από τους δείκτες) 1 mol μιας χημικής ένωσης π.χ. ΝΗ3 περιέχει ΝΑ μόρια ΝΗ3, και αφού κάθε μόριο αμμωνίας περιέχει συνολικά 4 άτομα, 1 mol περιέχει 4ΝΑ άτομα Χημεία Α΄ Λυκείου Συνοπτική θεωρία - Μεθοδολογία Κων/νος Θέος 10 kostasctheos@icloud.com
- 11. §4.2 Νόμοι αερίων - Καταστατική εξίσωση Σε σταθερή θερμοκρασία ο όγκος ορισμένης μάζας αερίου είναι αντιστρόφως ανάλογος με την πίεση του αερίου (Νόμος του Boyle). π.χ. όταν διπλασιάζεται ο όγκος αερίου σε σταθερή θερμοκρασία η πίεση υποδιπλασιάζεται. Σε σταθερή πίεση ο όγκος ορισμένης μάζας αερίου είναι ανάλογος με την απόλυτη θερμοκρασία του αερίου (Νόμος του Charles). π.χ. όταν διπλασιάζεται η απόλυτη θερμοκρασία (σε Kelvin) σε σταθερή πίεση, διπλασιάζεται και ο όγκος του. Σε σταθερό όγκο η πίεση ορισμένης μάζας αερίου είναι ανάλογη με την απόλυτη θερμοκρασία του αερίου (Νόμος του Gay Lussac). π.χ. όταν διπλασιάζεται η απόλυτη θερμοκρασία (σε Kelvin) σε σταθερό όγκο, διπλασιάζεται και η πίεση του αερίου. Η σχέση PV=nRT λέγεται καταστατική εξίσωση των αερίων και εμπεριέχει τους νόμους των Boyle, Charles, Avogadro. Η σταθερά R έχει την ίδια τιμή σε οποιοδήποτε μέρος του κόσμου και λέγεται παγκόσμια σταθερά των αερίων (η τιμή της δίνεται). Τα αέρια που υπακούουν στην καταστατική εξίσωση σε οποιαδήποτε πίεση και θερμοκρασία λέγονται ιδανικά. Τα πραγματικά αέρια σε χαμηλή πίεση και υψηλή θερμοκρασία συμπεριφέρονται ως ιδανικά. §4.3 Συγκέντρωση διαλυμάτων - Αραίωση, ανάμειξη διαλυμάτων Η συγκέντρωση (σύμβολο C) ή μοριακότητα κατ’ όγκο ή Molarity εκφράζει το πλήθος των mol της διαλυμένης ουσίας σε 1 L = 1000 mL διαλύματος. Ισχύει η σχέση: C = n V όπου V ο όγκος του διαλύματος σε L. Όταν παίρνουμε μια ποσότητα από το διάλυμα που διαθέτουμε η συγκέντρωση του δεν αλλάζει. Όταν αραιώνουμε ένα διάλυμα (προσθέτοντας νερό) η ποσότητα της διαλυμένης ουσίας παραμένει σταθερή, ο όγκος του διαλύματος αυξάνεται, η συγκέντρωση του διαλύματος μειώνεται. Στην αραίωση ισχύει η σχέση: C1 V1 = C2 V2 όπου C1, V1 είναι η συγκέντρωση και ο όγκος του αρχικού διαλύματος και C2, V2 είναι η συγκέντρωση και ο όγκος του αραιωμένου διαλύματος. Όταν αναμειγνύονται δύο διαλύματα της ίδιας χημικής ουσίας το τελικό διάλυμα περιέχει τη συνολική ποσότητα της διαλυμένης ουσίας, έχει όγκο ίσο με το άθροισμα των όγκων των αρχικών διαλυμάτων, η συγκέντρωση του τελικού διαλύματος είναι ενδιάμεση των αρχικών διαλυμάτων. Στην ανάμειξη διαλυμάτων ισχύει: C1 V1 +C2 V2 = C3 V3 Χημεία Α΄ Λυκείου Συνοπτική θεωρία - Μεθοδολογία Κων/νος Θέος 11 kostasctheos@icloud.com
- 12. Χημικό στοιχείο Σύμβολο Ar άζωτο N 14 άνθρακας C 12 αργίλιο Al 27 άργυρος Ag 108 ασβέστιο Ca 40 βάριο Ba 137 βρώμιο Br 80 θείο S 32 ιώδιο I 127 κάλιο K 39 κασσίτερος Sn 119 μαγγάνιο Mn 55 μαγνήσιο Mg 24 μόλυβδος Pb 207 νάτριο Na 23 νικέλιο Ni 59 οξυγόνο O 16 πυρίτιο Si 28 σίδηρος Fe 56 υδράργυρος Hg 201 υδρογόνο H 1 φθόριο F 19 φώσφορος P 31 χαλκός Cu 63,5 χλώριο Cl 35,5 χρώμιο Cr 52 ψευδάργυρος Zn 65 Χημεία Α΄ Λυκείου Συνοπτική θεωρία - Μεθοδολογία Κων/νος Θέος 12 kostasctheos@icloud.com