Χημεία Α’ Λυκείου: Πλήρεις Σημειώσεις

Το πυρηνικό άτομο

Το άτομο αποτελείται από τον πυρήνα, που περιέχει πρωτόνια (με θετικό φορτίο) και νετρόνια (χωρίς φορτίο). Γύρω από τον πυρήνα περιφέρονται τα ηλεκτρόνια.

Κάθε άτομο χαρακτηρίζεται από δύο βασικούς αριθμούς:

• Ο ατομικός αριθμός (Ζ) δείχνει τον αριθμό των πρωτονίων στον πυρήνα και καθορίζει τη χημική ταυτότητα του στοιχείου
• Ο μαζικός αριθμός (Α) είναι το σύνολο πρωτονίων και νετρονίων στον πυρήνα

Τα ισότοπα είναι άτομα του ίδιου στοιχείου (ίδιο Ζ) αλλά με διαφορετικό αριθμό νετρονίων (διαφορετικό Α). Για παράδειγμα:

• Νάτριο (Na): Z=11, A=23 → 11 πρωτόνια, 12 νετρόνια
• Ασβέστιο (Ca): Z=20, A=40 → 20 πρωτόνια, 20 νετρόνια

Σημαντικό! Το χημικό σύμβολο κάθε στοιχείου γράφεται με το μαζικό αριθμό πάνω αριστερά και τον ατομικό αριθμό κάτω αριστερά (π.χ. $^{23}_{11}Na$).

Η μονάδα mol

Το mol είναι η βασική μονάδα ποσότητας ουσίας στο Διεθνές Σύστημα Μονάδων (SI). Ένα mol περιέχει ακριβώς 6,02×10²³ οντότητες (άτομα, μόρια ή ιόντα) - αυτός ο αριθμός ονομάζεται αριθμός Avogadro (N₀).

Ένα mol ατόμων ή μορίων έχει μάζα σε γραμμάρια ίση με την ατομική ή μοριακή μάζα αντίστοιχα. Έτσι:

• 1 mol ατόμων περιέχει N₀ άτομα και ζυγίζει Ar g
• 1 mol μορίων περιέχει N₀ μόρια και ζυγίζει Mr g

Για παράδειγμα, σε ένα μόριο H₂SO₄ υπάρχουν:

• 2 άτομα υδρογόνου (H)
• 1 άτομο θείου (S)
• 4 άτομα οξυγόνου (O)

Αντίστοιχα, σε 1 mol H₂SO₄ έχουμε:

• 2 mol ατόμων H (2N₀ άτομα)
• 1 mol ατόμων S (N₀ άτομα)
• 4 mol ατόμων O (4N₀ άτομα)

Απλοποίηση: Σκέψου το mol ως ένα "πακέτο" ατόμων ή μορίων που περιέχει πάντα τον ίδιο αριθμό σωματιδίων, όπως ένα πακέτο αναψυκτικών περιέχει πάντα 6 κουτάκια.

Μετατροπές μάζας και mol

Η σχέση μεταξύ μάζας $m$ μιας ουσίας και του αριθμού mol $n$ είναι θεμελιώδης στη χημεία. Χρησιμοποιούμε τη μοριακή μάζα (Mr) για τις μετατροπές αυτές.

Για να βρούμε τον αριθμό mol από τη μάζα: n = m / Mr

Για να βρούμε τη μάζα από τον αριθμό mol: m = n · Mr

Παραδείγματα:

1. Πόσο ζυγίζουν 5 mol νερού (H₂O); Mr(H₂O) = 18 g/mol, άρα m = 5 mol · 18 g/mol = 90 g

2. Πόσο ζυγίζουν 5 mol νατρίου (Na); Mr(Na) = 23 g/mol, άρα m = 5 mol · 23 g/mol = 115 g

3. Πόσο ζυγίζουν 5 mol θειικού οξέος (H₂SO₄); Mr(H₂SO₄) = 98 g/mol, άρα m = 5 mol · 98 g/mol = 490 g

4. Πόσα mol είναι 85 g αμμωνίας (NH₃); Mr(NH₃) = 17 g/mol, άρα n = 85 g / 17 g/mol = 5 mol

Συμβουλή: Σε ασκήσεις χημείας, πάντα ξεκινάμε με τον υπολογισμό της μοριακής μάζας (Mr) των ενώσεων που εμφανίζονται στο πρόβλημα.

Μονάδες συγκέντρωσης διαλυμάτων

Η συγκέντρωση (C) ή molarity (M) ενός διαλύματος δείχνει πόσα mol διαλυμένης ουσίας περιέχονται σε 1 λίτρο (L) διαλύματος:

C = n / V

Από αυτό τον τύπο μπορούμε να υπολογίσουμε:

• Τον αριθμό mol: n = C · V
• Τον όγκο του διαλύματος: V = n / C
• Τη μάζα της διαλυμένης ουσίας: m = n · Mr = C · V · Mr

Παραδείγματα:

1. Πόσα mol H₂SO₄ περιέχονται σε 5L διαλύματος H₂SO₄ 1,9M; n = C · V = 1,9 mol/L · 5L = 9,5 mol

2. Σε πόσα λίτρα διαλύματος H₂SO₄ 1,9M περιέχονται 6 mol H₂SO₄; V = n / C = 6 mol / 1,9 mol/L = 3,15 L

3. Σε 5L διαλύματος H₂SO₄ περιέχονται 588g H₂SO₄. Ποια είναι η συγκέντρωση; Mr(H₂SO₄) = 98 g/mol n = m / Mr = 588g / 98 g/mol = 6 mol C = n / V = 6 mol / 5L = 1,2M

Πρακτική συμβουλή: Στις εξετάσεις, οι ασκήσεις με συγκεντρώσεις απαιτούν προσοχή στις μονάδες. Πάντα μετατρέπουμε τον όγκο σε λίτρα (L) πριν εφαρμόσουμε τους τύπους!

Αραίωση διαλυμάτων

Κατά την αραίωση ενός διαλύματος, προσθέτουμε διαλύτη (συνήθως νερό) χωρίς να αλλάζει η ποσότητα της διαλυμένης ουσίας. Έτσι, ο αριθμός mol παραμένει σταθερός:

n₁ = n₂ ή C₁·V₁ = C₂·V₂

Όπου:

• C₁, V₁: η αρχική συγκέντρωση και ο αρχικός όγκος
• C₂, V₂: η τελική συγκέντρωση και ο τελικός όγκος

Για παράδειγμα, αν 20mL διαλύματος H₂SO₄ 5M αραιωθούν με προσθήκη 70mL H₂O, η συγκέντρωση του αραιωμένου διαλύματος θα είναι:

• C₁ = 5M
• V₁ = 20mL = 0,020L
• V₂ = V₁ + VH₂O = 20mL + 70mL = 90mL = 0,090L
• C₂ = C₁·V₁/V₂ = 5M·0,020L/0,090L = 1,1M

Ο τύπος C₁·V₁ = C₂·V₂ είναι θεμελιώδης για προβλήματα αραίωσης και χρησιμοποιείται συχνά στο εργαστήριο και στις εξετάσεις.

Θυμήσου: Στην αραίωση ο αριθμός των mol της διαλυμένης ουσίας παραμένει σταθερός, αλλά μοιράζεται σε μεγαλύτερο όγκο, με αποτέλεσμα η συγκέντρωση να μειώνεται.

Διαλυτότητα

Διαλυτότητα είναι η μέγιστη ποσότητα μιας ουσίας που μπορεί να διαλυθεί σε ορισμένη ποσότητα διαλύτη, υπό συγκεκριμένες συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης. Ουσιαστικά, εκφράζει την περιεκτικότητα ενός κορεσμένου διαλύματος.

Τα διαλύματα χαρακτηρίζονται ως:

• Κορεσμένα: περιέχουν τη μέγιστη ποσότητα διαλυμένης ουσίας
• Ακόρεστα: περιέχουν μικρότερη ποσότητα διαλυμένης ουσίας από τη μέγιστη δυνατή

Η διαλυτότητα επηρεάζεται από:

1. Τη φύση του διαλύτη: Ισχύει ο κανόνας "τα όμοια διαλύουν όμοια". Διαλύτης και διαλυμένη ουσία πρέπει να έχουν παρόμοια χημική δομή.

2. Τη θερμοκρασία:

   • Για τα στερεά: η διαλυτότητά τους στο νερό αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας
   • Για τα αέρια: η διαλυτότητά τους στο νερό μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας

3. Την πίεση: Η διαλυτότητα των αερίων στο νερό αυξάνεται με την αύξηση της πίεσης.

Καθημερινή εφαρμογή: Γι' αυτό τα αναψυκτικά χάνουν το ανθρακικό τους (CO₂) όταν ζεσταίνονται ή όταν ανοίγουμε το μπουκάλι (μείωση πίεσης)!

Ηλεκτρονικές στοιβάδες

Στο ατομικό μοντέλο του Bohr, τα ηλεκτρόνια κινούνται σε καθορισμένες τροχιές (στοιβάδες) γύρω από τον πυρήνα. Κάθε στοιβάδα έχει συγκεκριμένη ενέργεια και χωρητικότητα ηλεκτρονίων.

Για τα γνωστά χημικά στοιχεία υπάρχουν επτά στοιβάδες, που ονομάζονται με τα λατινικά γράμματα K, L, M, N, O, P, Q. Κάθε στοιβάδα χαρακτηρίζεται από τον κύριο κβαντικό αριθμό n.

Η κατανομή των ηλεκτρονίων στις στοιβάδες καθορίζει τις χημικές ιδιότητες του ατόμου. Ιδιαίτερα σημαντικά είναι τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στοιβάδας (ηλεκτρόνια σθένους), που καθορίζουν τη χημική συμπεριφορά του ατόμου.

Η πλήρωση των στοιβάδων γίνεται προοδευτικά από τις εσωτερικές προς τις εξωτερικές, και κάθε στοιβάδα έχει μέγιστη χωρητικότητα 2n² ηλεκτρόνια, όπου n είναι ο κύριος κβαντικός αριθμός.

Χρήσιμο για το σχολείο: Τα στοιχεία με ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική τους στοιβάδα ανήκουν στην ίδια ομάδα του Περιοδικού Πίνακα και έχουν παρόμοιες χημικές ιδιότητες!

Περιοδικός Πίνακας Στοιχείων

Ο Περιοδικός Πίνακας οργανώνει τα χημικά στοιχεία με βάση τον ατομικό τους αριθμό (Ζ) σε περιόδους (οριζόντιες σειρές) και ομάδες (κατακόρυφες στήλες).

Μερικά βασικά στοιχεία και οι ιδιότητές τους:

• Υδρογόνο (H): Z=1, περίοδος 1, ομάδα 1Α
• Ήλιο (He): Z=2, περίοδος 1, ομάδα 18Α (ευγενές αέριο)
• Λίθιο (Li): Z=3, περίοδος 2, ομάδα 1Α (αλκάλιο)
• Άνθρακας (C): Z=6, περίοδος 2, ομάδα 14Α
• Οξυγόνο (O): Z=8, περίοδος 2, ομάδα 16Α
• Νάτριο (Na): Z=11, περίοδος 3, ομάδα 1Α (αλκάλιο)
• Χλώριο (Cl): Z=17, περίοδος 3, ομάδα 17Α (αλογόνο)

Τα στοιχεία της ίδιας ομάδας έχουν παρόμοιες ιδιότητες επειδή έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική τους στοιβάδα. Για παράδειγμα, τα αλκάλια (ομάδα 1Α) έχουν 1 ηλεκτρόνιο στην εξωτερική στοιβάδα και είναι πολύ δραστικά μέταλλα.

Έξυπνο κόλπο: Ο αριθμός της ομάδας (για τις κύριες ομάδες) συχνά αντιστοιχεί στον αριθμό των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στοιβάδας!

Ατομική ακτίνα και περιοδικότητα

Η χημική συμπεριφορά των ατόμων καθορίζεται κυρίως από:

1. Τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στοιβάδας, που συμμετέχουν στους χημικούς δεσμούς.

2. Την ατομική ακτίνα: Όσο μεγαλύτερη είναι η ατομική ακτίνα, τόσο μικρότερη είναι η ελκτική δύναμη του πυρήνα στα εξωτερικά ηλεκτρόνια. Έτσι, τα μεγαλύτερα άτομα αποβάλλουν ευκολότερα ηλεκτρόνια.

Στοιχεία με παρόμοιες χημικές ιδιότητες έχουν παρόμοια ηλεκτρονική δομή στην εξωτερική στοιβάδα. Για παράδειγμα, το Li⁺ και το Na⁺ έχουν παρόμοιες ιδιότητες.

Μεταβολή της ατομικής ακτίνας:

• Κατά μήκος μιας περιόδου (από αριστερά προς τα δεξιά): Η ατομική ακτίνα μειώνεται, καθώς αυξάνονται τα πρωτόνια και οι ελκτικές δυνάμεις προς τα εξωτερικά ηλεκτρόνια.

• Κατά μήκος μιας ομάδας (από πάνω προς τα κάτω): Η ατομική ακτίνα αυξάνεται, καθώς αυξάνεται ο αριθμός των στοιβάδων και η απόσταση των εξωτερικών ηλεκτρονίων από τον πυρήνα.

Σημείωση: Όσο μεγαλύτερο είναι ένα άτομο, τόσο πιο αργά κινούνται τα ηλεκτρόνιά του και τόσο ευκολότερα τα αποβάλλει (αν είναι μέταλλο)!

Περιοδικές ιδιότητες και μεγέθη ατόμων

Η μεταβολή της ατομικής ακτίνας στον περιοδικό πίνακα ακολουθεί συγκεκριμένα μοτίβα που μας βοηθούν να κατανοήσουμε και να προβλέψουμε τη χημική συμπεριφορά των στοιχείων.

Κατά μήκος μιας περιόδου (από αριστερά προς τα δεξιά):

• Η ατομική ακτίνα μειώνεται
• Ο ατομικός αριθμός αυξάνεται, προσθέτοντας πρωτόνια στον πυρήνα
• Η ελκτική δύναμη του πυρήνα προς τα ηλεκτρόνια σθένους αυξάνεται
• Τα ηλεκτρόνια έλκονται πιο κοντά στον πυρήνα, μειώνοντας το μέγεθος του ατόμου

Κατά μήκος μιας ομάδας (από πάνω προς τα κάτω):

• Η ατομική ακτίνα αυξάνεται
• Ο αριθμός των ηλεκτρονικών στοιβάδων αυξάνεται
• Η απόσταση της εξωτερικής στοιβάδας από τον πυρήνα μεγαλώνει
• Η ελκτική δύναμη του πυρήνα μειώνεται λόγω της απόστασης
• Το άτομο γίνεται μεγαλύτερο

Πρακτική σημασία: Αυτή η γνώση μας βοηθά να προβλέψουμε τη δραστικότητα των μετάλλων. Για παράδειγμα, το κάλιο (K) είναι πιο δραστικό από το νάτριο (Na) επειδή έχει μεγαλύτερη ατομική ακτίνα και αποβάλλει ευκολότερα το εξωτερικό του ηλεκτρόνιο.