6.5 Ηλεκτρονιακοί τύποι - σχήματα μορίων

(6.5) Ηλεκτρονιακοί τύποι - σχήματα μορίων

Ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis

Είναι φανερό, ότι τα ηλεκτρόνια σθένους αποτελούν το κλειδί της χημικής συμπεριφοράς των στοιχείων. Όμως, η ακριβής περιγραφή του τρόπου με τον οποίο τα άτομα συνδέονται χημικά είναι πολύπλοκο θέμα και απαιτεί βαθιές γνώσεις χημείας. Μια καλή προσέγγιση στο θέμα της ερμηνείας του χημικού δεσμού αποτελεί η ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους (Kossel, Lewis). Με βάση τις αντιλήψεις αυτές θεωρείται ότι:

Στους δεσμούς συμμετέχουν μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους.

Για την γραφή των ηλεκτρονιακών τύπων Lewis, ο Lewis εισήγαγε απλά σύμβολα για τα στοιχεία (σύμβολα Lewis), όπου τα ηλεκτρόνια της τελευταίας στιβάδας (ηλεκτρόνια σθένους) συμβολίζονται με τελείες, (βλέπε πίνακα 1.8). Τα ηλεκτρόνια σθένους στη συνέχεια διαμοιράζονται μεταξύ των συνδεομένων ατόμων με βάση τον κανόνα της οκτάδας:

Σύμφωνα με τον κανόνα της οκτάδας, τα άτομα αποβάλλουν ή προσλαμβάνουν ηλεκτρόνια (ετεροπολικός δεσμός) ή αμοιβαία συνεισφέρουν ηλεκτρόνια (ομοιοπολικός δεσμός), προκειμένου να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου, δηλαδή, οκτώ ηλεκτρόνια στην τελευταία τους στιβάδα. Εξαιρείται η στιβάδα Κ, που συμπληρώνεται με δύο ηλεκτρόνια.

Να θυμηθούμε, ότι τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis είχαμε αξιοποιήσει στην Α΄ Λυκείου για τη γραφή των ηλεκτρονιακών τύπων ιοντικών και ομοιοπολικών ενώσεων, όπως στα παραδείγματα που δίνονται παρακάτω.

Lewis (1875-1946) Γεννήθηκε στη Μασαχουσέτη των ΗΠΑ. Ήταν καθηγητής από το 1912 στο πανεπιστήμιο Μπέρκλεϋ της Καλιφόρνιας. Το ανήσυχο και διορατικό πνεύμα του επέτρεψε να κάνει σοβαρές καινοτομίες σε πολλούς τομείς της χημείας. Πρότεινε τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων και εισήγαγε του περίφημους τύπους κατά Lewis. Εισήγαγε μια νέα θεωρία για τον ορισμό των οξέων - βάσεων και ήταν ο πρώτος που παρασκεύασε καθαρό βαρύ ύδωρ D₂Ο ή ²Η₂Ο.

• Η ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους αποτελεί την πληρέστερη προ-κβαντική θεωρία για την περιγραφή των χημικών δεσμών. Διατυπώθηκε το 1908 από τον Ramsay και συμπληρώθηκε από τους Kossel και Lewis. Η θεωρία Lewis (1916) περιγράφει το σχηματισμό του ομοιοπολικού δεσμού, έως τότε οι επιστήμονες ήξεραν μόνο τον ιοντικό δεσμό. Η θεωρία Lewis αδυνατεί σε πολλές περιπτώσεις ερμηνεύσει το χημικό δεσμό, καθώς υπάρχουν συχνά αποκλίσεις από τον κανόνα της οκτάδας. Έτσι, η θεωρία του εφαρμόζεται ικανοποιητικά μόνο για τις ενώσεις στοιχείων που ανήκουν στις τρεις πρώτες περιόδους του περιοδικού πίνακα. Την πιο ολοκληρωμένη απάντηση στο θέμα του ομοιοπολικού δεσμού δίνουν σήμερα οι κβαντικές θεωρίες του δεσμού σθένους και μοριακών τροχιακών, τις οποίες θα περιγράψουμε στο 5ο κεφάλαιο.

ΠΙΝΑΚΑΣ1.8 Σύμβολα Lewis των στοιχείων που ανήκουν σε κύριες ομάδες του περιοδικού πίνακα.

Ιοντικές ενώσεις
Η ηλεκτρονιακή δομή του NaCl είναι:
εικόνα

₁₁Na (K² L⁸ M¹)
₁₇Cl (K² L⁸ M⁷)
Η ηλεκτρονιακή δομή του Al₂O₃ είναι :
εικόνα

₁₃Al (K² L⁸ M³)
₈O (K² L⁶)

Ομοιοπολικές ενώσεις
Ο ηλεκτρονιακός τύπος του HCl εικόνα

είναι:
Ο ηλεκτρονιακός τύπος του H₂O εικόνα

είναι:

Χρησιμοποιώντας τους κατά Lewis τύπους μπορούμε να περιγράψουμε το σχηματισμό του χλωριούχου αμμωνίου (ΝΗ₄Cl) από ΝΗ₃ και HCl:

Ο δεσμός Ν → Η ονομάζεται ημιπολικός ή δοτικός ομοιοπολικός δεσμός. Στους δεσμούς αυτούς το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων δεν προκύπτει με αμοιβαία συνεισφορά ηλεκτρονίων, αλλά με προσφορά του ενός μόνο ατόμου. Σήμερα, ο δεσμός αυτός δεν αποτελεί ξεχωριστό είδος δεσμού, αλλά θεωρείται ως μια ειδική περίπτωση ομοιοπολικού δεσμού, καθώς δε διαφέρει σε κανένα ουσιαστικό σημείο από τον ομοιοπολικό δεσμό. Η προέλευση μόνο του κοινού ζεύγους είναι διαφορετική. Δηλα-

• Στους τύπους κατά Lewis για όλα τα ηλεκτρόνια χρησιμοποιούμε το ίδιο σύμβολο, π.χ. μια τελεία.

• Να παρατηρήσουμε ότι υπάρχουν περιπτώσεις ενώσεων, όπου τα άτομα δεν αποκτούν δομή ευγενούς αερίου (δεν ισχύει ο κανόνας της οκτάδας). Όμως, σε κάθε περίπτωση, όταν δημιουργείται χημικός δεσμός το σύστημα οδηγείται σε σταθερότερη κατάσταση.

δή, από τη στιγμή που δημιουργείται το κατιόν αμμωνίου τα 4 άτομα υδρογόνου είναι συνδεδεμένα με το άζωτο με τον ίδιο τρόπο.

Κανόνες για τη γραφή των τύπων κατά Lewis

Για να γράψουμε τους ηλεκτρονιακούς τύπους Lewis πολυπλοκότερων μορίων ή ιόντων ακολουθούμε την εξής σειρά πρακτικών κανόνων:

Προσθέτουμε τα ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων που περιέχονται στο μόριο. Αν έχουμε ανιόν, προσθέτουμε τόσα ηλεκτρόνια επί πλέον, όσο είναι το ηλεκτρικό φορτίο του ανιόντος, ενώ αν έχουμε κατιόν αφαιρούμε τόσα ηλεκτρόνια, όσο είναι το φορτίο του κατιόντος.
π.χ. στο SO₂ έχουμε : 6 + 2 • 6 = 18 ηλεκτρόνια σθένους
ομοίως, στο SO₄^{^2-}: 6 + 4 • 6 + 2 = 32
και στο ΝΗ₄^⁺: 5 + 4 • 1 - 1 = 8
Βρίσκουμε το κεντρικό άτομο της ένωσης. Κεντρικό άτομο είναι αυτό που έχει δείκτη 1 στον μοριακό τύπο της ένωσης. Αν υπάρχουν δύο άτομα με δείκτη 1, διαλέγουμε εκείνο που είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικό. Στη διαδικασία αυτή επιλογής του κεντρικού ατόμου αποκλείεται το άτομο του υδρογόνου. Π.χ. στο HNO₃ κεντρικό άτομο είναι το Ν.
Συνδέουμε το κεντρικό άτομο με τα περιφερειακά άτομα με απλούς δεσμούς (δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων). Στις περιπτώσεις που έχουμε οξυγόνο και υδρογόνο στην ένωση, συνήθως συνδέουμε το τα άτομα υδρογόνου με τα άτομα οξυγόνου και αυτά με το κεντρικό άτομο.
Τα υπόλοιπα ηλεκτρόνια τοποθετούνται ανά ζεύγη (μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων) στα περιφερειακά άτομα, έτσι ώστε να συμπληρώσουν τη στιβάδα σθένους των με 8 ηλεκτρόνια (εξαιρείται το άτομο Η που συμπληρώνεται με δύο). Στο κεντρικό άτομο βάζουμε όσα ηλεκτρόνια περισσεύουν, ακόμα και αν χρειαστεί να υπερβούμε την οκτάδα ηλεκτρονίων.

Αν το κεντρικό άτομο έχει λιγότερα από 8 ηλεκτρόνια, δοκιμάζουμε με διπλούς ή τριπλούς δεσμούς να καλύψουμε το ηλεκτρονιακό του έλλειμμα.

Επίσης, τα αλογόνα στην άκρη του μορίου μιας ένωσης έχουν τρία μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων και ένα απλό δεσμικό ζεύγος ηλεκτρονίων.
εικόνα

Τα άτομα Ο ή S στην άκρη του μορίου μιας ένωσης έχουν, είτε ένα απλό δεσμό και τρία μη δεσμικά ζεύγη, είτε δύο απλούς δεσμούς και δύο μη δεσμικά ζεύγη. Δηλαδή,

Αν το άτομο Ν είναι στην άκρη του μορίου έχουμε:
εικόνα

• Κάθε απλή γραμμή παριστάνει ένα δεσμικό ζεύγος ηλεκτρονίων.

Παράδειγμα 6.1
Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του HCN

ΑΠΑΝΤΗΣΗ
α. Προσθέτουμε τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους: 1 + 4 + 5 = 10
β. Κεντρικό άτομο επιλέγεται ο C, καθώς είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικός από το Ν.
γ. Συνδέουμε τα στο κεντρικό άτομο τα περιφερειακά άτομα με απλούς ομοιοπολικούς δεσμούς (δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων):

Η: C: N

Οπότε, χρησιμοποιούμε 4 ηλεκτρόνια και περισσεύουν 10 – 4 = 6, δηλαδή, 3 ζεύγη ηλεκτρονίων.
δ. Τοποθετούμε τα 3 ζεύγη ηλεκτρονίων στο άτομο Ν, ώστε να αποκτήσει οκτάδα ηλεκτρονίων. Το άτομο Η είναι ήδη τακτοποιημένο με δύο ηλεκτρόνια. Ο τύπος όμως δεν είναι αποδεκτός, γιατί το άτομο του C δεν έχει αποκτήσει οκτάδα ηλεκτρονίων.

ε. Για το λόγο αυτό δοκιμάζουμε το σχηματισμό διπλού ή τριπλού δεσμού μεταξύ των ατόμων C και N.

1η προσπάθεια
εικόνα

Το άτομο του άνθρακα εξακολουθεί να μην έχει ηλεκτρονιακή οκτάδα στη στιβάδα σθένους του

2η προσπάθεια
εικόνα

Όλα τα άτομα έχουν δομή ευγενούς, άρα ο ηλεκτρονιακός τύπος είναι αποδεκτός.

Παράδειγμα 6.2
Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του ΗClO

ΑΠΑΝΤΗΣΗ
α. Κεντρικό άτομο είναι το Cl
β. Ο συνολικός αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους είναι:1 + 7 + 6 = 14
γ. Σχηματίζουμε απλούς ομοιοπολικούς μεταξύ των ατόμων: Η – Ο – Cl
δ. 14 – 4 = 10 (περισσεύουν άλλα 5 ζεύγη ηλεκτρονίων)
ε. Το άτομο του αλογόνου παίρνει 3 ζεύγη ηλεκτρονίων, ενώ τα υπόλοιπα 2 ζεύγη τοποθετούνται στο άτομο του οξυγόνο. Έτσι, καταλήγουμε:

Παράδειγμα 6.3

Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του BF₃

ΑΠΑΝΤΗΣΗ
α. Το κεντρικό άτομο είναι το B
β. Ο συνολικός αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους είναι : 3 + 3 • 7 = 24
γ. Σχηματίζουμε απλούς ομοιοπολικούς μεταξύ των ατόμων:
εικόνα

δ. Περισσεύουν 18 ηλεκτρόνια.
Κάθε άτομο φθορίου παίρνει τρία ζεύγη ηλεκτρονίων, οπότε έχουμε:
εικόνα

Παράδειγμα 6.4

Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του PCl₅
ΑΠΑΝΤΗΣΗ
α. Το κεντρικό άτομο είναι ο P
β. ο συνολικός αριθμός των ηλεκτρονίων είναι : 5 + 5 • 7 = 40
γ. Δημιουργούμε πέντε δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων :
εικόνα

δ. Περισσεύουν 30 ηλεκτρόνια.
ε. Κάθε άτομο χλωρίου παίρνει τρία ζεύγη ηλεκτρονίων και έχουμε:

Παράδειγμα 6.5

Να γραφεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του SO₂
ΑΠΑΝΤΗΣΗ
α. Το κεντρικό άτομο είναι το S.
β. O συνολικός αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους είναι : 6 + 2 • 6 = 18
γ. Σχηματίζουμε δύο δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων: O – S – O
δ. Περισσεύουν 14 ηλεκτρόνια

• Στην ένωση BF₃ το Β δεν μπορεί να αποκτήσει ηλεκτρονιακή οκτάδα στη στιβάδα σθένους της (γνωρίζουμε ότι τα αλογόνα στην άκρη του μορίου μιας ένωσης έχουν τρία μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων και ένα απλό δεσμό).

• Στην ένωση PCl₅ το άτομο Ρ έχει 10 ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους του.

Απ’ αυτά 6 ζεύγη τοποθετούνται στα δύο άτομα του Ο, ώστε να αποκτήσουν ηλεκτρονιακή οκτάδα. Το ζεύγος ηλεκτρονίων που περισσεύει τοποθετείται στο κεντρικό άτομο (S). Όμως, αυτό δεν του εξασφαλίζει την ηλεκτρονιακή οκτάδα γι’ αυτό δοκιμάζουμε διπλό δεσμό. Τελικά. ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του SO₂ είναι:

Εφαρμογές

Να γραφούν οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis των ενώσεων: HBrO, SF₆, SO₃, HNO₃

Σχήματα μορίων - Θεωρία VSEPR (βέσπερ)

Ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του Η₂Ο μπορεί να γραφεί:
εικόνα

Και οι τρεις αυτοί τύποι είναι σωστοί, γιατί στον τύπο του Lewis δεν καθορίζεται η γωνία μεταξύ των ατόμων, δηλαδή δεν περιγράφεται το σχήμα του μορίου. Η γεωμετρία των μορίων, δηλαδή η διευθέτηση των ατόμων γύρω από το κεντρικό άτομο, καθορίζεται με μια σειρά από κανόνες που προκύπτουν από τη θεωρία απώσεως ηλεκτρονιακών ζευγών της στιβάδας σθένους VSEPR (Valence, Shell, Electron, Pair, Repulsion). Η βασική ιδέα αυτής της θεωρίας είναι ότι τα ζεύγη ηλεκτρονίων γύρω από ένα άτομο απωθούνται και παίρνουν θέση στο χώρο, ώστε να βρίσκονται όσο το δυνατόν πιο μακριά το ένα με το άλλο. Κατ’ ανάλογο τρόπο απωθούνται οι τετράδες ηλεκτρονίων των διπλών δεσμών, οι εξάδες των τριπλών δεσμών και τα μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων. Σύμφωνα με τη θεωρία VSEPR, η γεωμετρία των μορίων καθορίζεται με βάση μια σειρά πρακτικών κανόνων:

Όταν το κεντρικό άτομο ενός μορίου έχει δύο ζεύγη ηλεκτρονίων, τότε το μόριο είναι γραμμικό, δηλαδή, τα δύο ζεύγη ηλεκτρονίων διατάσσονται ευθύγραμμα.

Παράδειγμα έχουμε το μόριο BeCl₂. Τα δύο ζεύγη ηλεκτρονίων του Be απομακρύνονται όσο το δυνατόν μεταξύ τους σχηματίζοντας γωνία 180^ο. Συνεπώς, το μόριο του BeCl₂ είναι γραμμικό.

μοριακός τύπος τύπος κατά Lewis γεωμετρικό σχήμα

BeCl₂

Όταν το κεντρικό άτομο ενός μορίου έχει τρία ζεύγη ηλεκτρονίων, τότε το μόριο είναι επίπεδο, καθώς τα τρία ζεύγη ηλεκτρονίων διατάσσονται τριγωνικά γύρω από το άτομο.

Π.χ. το άτομο του Β στο ΒF₃ διαθέτει 3 ζεύγη ηλεκτρονίων, τα οποία διατάσσονται σ’ ένα επίπεδο και σχηματίζουν μεταξύ τους γωνίες 120^ο.

μοριακός τύπος τύπος κατά Lewis γεωμετρικό σχήμα

BeCl₂

Όταν το κεντρικό άτομο έχει τέσσερα ζεύγη ηλεκτρονίων, τότε το μόριο είναι τετράεδρο, δηλαδή, τα τέσσερα ζεύγη ηλεκτρονίων διατάσσονται τετραεδρικά γύρω από το άτομο.

π.χ. τα άτομο του C στο μόριο του CH₄ διαθέτει τέσσερα ζεύγη ηλεκτρονίων τα οποία διατάσσονται σε σχήμα κανονικού τετραέδρου. Η δε γωνία που σχηματίζουν οι δεσμοί μεταξύ τους είναι 109,5^ο.

μοριακός τύπος τύπος κατά Lewis γεωμετρικό σχήμα

BeCl₂

Αποκλίσεις από τα κανονικά σχήματα

Τα πράγματα, όμως, περιπλέκονται όταν το κεντρικό άτομο διαθέτει και μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων. Αυτό συμβαίνει επειδή τα μη δεσμικά ζεύγη απωθούν περισσότερο, καταλαμβάνουν δηλαδή πιο πολύ χώρο, απ’ ότι τα δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων. Έτσι, έχουμε αποκλίσεις από τα κανονικά σχήματα. Ενδεικτικά αναφέρουμε τη γεωμετρία του μορίου του Η₂Ο και της ΝΗ₃ σε συσχετισμό με αυτή του CH₄, όπως φαίνεται στο παρακάτω σχήμα.
εικόνα

ΣΧΗΜΑ 6.11 Αποκλίσεις από την κανονική τετραεδρική δομή, λόγω της παρουσίας των μη δεσμικών ζευγών ηλεκτρονίων.

Τα μοριακά πρότυπα (μοντέλα) σε ανεπτυγμένη ή συμπαγή μορφή πολλές φορές χρησιμοποιούνται για την παράσταση μοριακών ενώσεων, όπως του BF₃ που εικονίζεται παραπάνω.

• Στην τρισδιάστατη απεικόνιση η «γεμάτη σφήνα» χρησιμοποιείται για να δείξει δεσμό που είναι μπροστά από το χαρτί και η «διακεκομμένη σφήνα» δείχνει δεσμό που είναι πίσω από το χαρτί.

• Μη δεσμικό ζεύγος ηλεκτρονίων είναι το ζεύγος που ανήκει μόνο σε ένα άτομο

Επίσης οι πολλαπλοί δεσμοί, λόγω του μεγαλύτερου ηλεκτρονιακού φορτίου τους, απωθούν περισσότερο, καταλαμβάνουν δηλαδή πιο πολύ χώρο, απ’ ότι οι απλοί. Αυτό παρουσιάζεται σχηματικά παρακάτω μ’ ένα παράδειγμα.
εικόνα

ΣΧΗΜΑ 6.12 Αποκλίσεις από την κανονική τριγωνική δομή λόγω της παρουσίας των πολλαπλών δεσμών

Συνοψίζοντας, η πρόβλεψή του σχήματος ενός μορίου με βάση τη θεωρία VSEPR ακολουθεί τα παρακάτω βήματα:

1.Γράφουμε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis

2. Μετράμε το συνολικό αριθμό δεσμικών και μη δεσμικών ζευγών ηλεκτρονίων του κεντρικού ατόμου

3. Με βάση τους κανόνες της θεωρίας VSEPR, βρίσκουμε τη γεωμετρική διάταξη των ζευγών ηλεκτρονίων γύρω από το κεντρικό άτομο

4. Τέλος, δεν πρέπει να ξεχνάμε ότι τα μη δεσμικά ζεύγη καθώς και οι πολλαπλοί δεσμοί καταλαμβάνουν περισσότερο χώρο, απ’ ότι τα δεσμικά και απλοί δεσμοί, αντίστοιχα.

Στον πίνακα που ακολουθεί φαίνονται τα σχήματα μορίων που προβλέπονται από τον τύπο Lewis και τους κανόνες της θεωρίας VSEPR.

Εφαρμογή

Να βρείτε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis καθώς και τη γεωμετρία των μορίων:
α. BeI₂ β. BBr₃ γ. CCl₄ δ. CS₂ ε. PH₃.

Μοριακό μοντέλο του μεθανίου: απεικόνιση μέσω υπολογιστή. Παρουσιάζεται η τετραεδρική κατανομή των δεσμών (δεσμικών ηλεκτρονίων), καθώς και η κατανομή των μη δεσμικών ηλεκτρονίων

ΠΙΝΑΚΑΣ 6.9 Γεωμετρία μορίων με βάση τις αρχές της θεωρίας VSEPR

Γνωρίζεις ότι...
	Μικροσκόπιο Σάρωσης Σήραγγας (STM) σε δείγμα ατόμων σιδήρου
Μικροσκόπιο Σάρωσης Σήραγγας (STM)
Η Κβαντομηχανική είναι μια θεωρία που θεμελιώθηκε από τους De Broglie, Heisenberg και Schrödinger την περίοδο 1924 - 1927. Είναι μια θεωρία που περιγράφει τη συμπεριφορά της ύλης σε όλες τις λεπτομέρειές της και, συγκεκριμένα, όσα συμβαίνουν σε ατομική κλίμακα. Τα πράγματα σε πολύ μικρή κλίμακα συμπεριφέρονται κατά τρόπο που δε θυμίζουν σε τίποτα κάτι από την άμεση εμπειρία μας. Το άτομο δείχνει μια αραχνοΰφαντη οντότητα, περισσότερο χώρος παρά ουσία. Όλη του η μάζα είναι συγκεντρωμένη σ΄ ένα μικροσκοπικό κεντρικό πυρήνα. Έξω από τον πυρήνα, στο χώρο που κατοικείται με ηλεκτρόνια, εκεί όπου συντελείται η χημική δράση των ατόμων, βλέπουμε…. Η ακαταμάχητη εικόνα που οι περισσότεροι κρατούν είναι ότι τα μικροσκοπικά ηλεκτρόνια που διαγράφουν τροχιές γύρω από τον πυρήνα, όπως οι πλανήτες γύρω από τον ήλιο. Δηλαδή το ηλεκτρόνιο συμπεριφέρεται σαν σωματίδιο. Όμως, τα πράγματα δεν είναι έτσι. Το ηλεκτρόνιο είναι κύμα, σαν πεταλούδα που κινείται εδώ και εκεί σ΄ ένα απέραντο χώρο, χωρίς να γνωρίζουμε επακριβώς τη θέση του, μόνο την πιθανότητα να βρεθεί κάπου γνωρίζουμε. Για την ακρίβεια όμως το ηλεκτρόνιο είναι και τα δύο και σωματίδιο και κύμα, «κυματοσωματίδιο» δηλαδή ή όπως αλλιώς θέλετε να το πούμε.	Αυτή η ατομική συμπεριφορά είναι εντελώς διαφορετική απ’ αυτή της καθημερινής μας εμπειρίας και είναι αρκετά δύσκολο να εξοικειωθεί κανείς μαζί της. Μοιάζει παράξενη και μυστηριώδης σε όλους, τόσο στους αρχάριους όσο και στους πεπειραμένους. Ακόμη και οι ειδικοί δεν την έχουν κατανοήσει στο βαθμό που θα ήθελαν - γεγονός απολύτως λογικό, εφόσον η άμεση ανθρώπινη εμπειρία, αλλά και ανθρώπινη διαίσθηση, συσχετίζονται με αντικείμενα μεγαλύτερου μεγέθους. Γνωρίζουμε πως συμπεριφέρονται τα μεγάλα αντικείμενα, αλλά τα πράγματα σε μικρή κλίμακα δε δρουν με τον ίδιο τρόπο. Επομένως, θα μάθουμε γι’ αυτά μ’ έναν κάπως αφηρημένο ή επινοητικό τρόπο, και όχι σχετίζοντας τα με την άμεση εμπειρία μας. Σ’ αυτή την κατεύθυνση κινήθηκαν και τα βραβεία Νόμπελ φυσικής και χημείας 1998 που απονεμήθηκαν σε ανθρώπους που βοήθησαν την επιστήμη να διεισδύσει ακόμα περισσότερο στη συμπεριφορά των απειροελάχιστων σωματιδίων της ύλης, των ηλεκτρονίων. Εδώ όμως θα σταθούμε σε μια σχετικά νέα τεχνική που ανακαλύφθηκε το 1981 από τους Binnig και Rohrer στα εργαστήρια της IBM της Ζυρίχης (βραβείο Νόμπελ 1986) και που φέρει το όνομα Μικροσκόπιο Σάρωσης Σήραγγας (STM-Scanning Tunneling Microscope).

α.

β.

Έτσι, πραγματοποιήθηκε το όνειρο πολλών δεκαετιών και άνοιξε ο δρόμος για την απεικόνιση των ατόμων ή μορίων. Η αρχή λειτουργίας του STM στηρίζεται στις αρχές της κβαντομηχανικής. Ας πάρουμε δύο άτομα υδρογόνου δίπλα - δίπλα το ένα στο άλλο. Ας ονομάσουμε Α το ένα και Β το άλλο. Τότε το ηλεκτρόνιο του ενός ατόμου Α έχει κάποια πιθανότητα (όχι μεγάλη) να βρεθεί, σύμφωνα με τις αρχές της κβαντομηχανικής, στο χώρο του άλλου ατόμου Β. Δηλαδή με άλλα λόγια, ηλεκτρόνια μπορούν να ρέουν μέσω «σήραγγας» από το ένα άτομο στο άλλο. Το μικροσκόπιο σάρωσης σήραγγας (STM), όπως φαίνεται στο επόμενο σχήμα, αποτελείται από μια ακίδα (probe) βολφραμίου που βρίσκεται εξαιρετικά κοντά στο δείγμα ατόμων που θέλουμε να απεικονίσουμε. Η αιχμή αυτή της ακίδας, που είναι 1 - 2 άτομα, προσεγγίζει με ακρίβεια το δείγμα σε απόσταση ατομικής ακτίνας (10-8 cm). Τότε τα ηλεκτρόνια ρέουν από την ακίδα στο δείγμα ή αντίστροφα, όπως φαίνεται στο σχήμα, παράγοντας μικρή ποσότητα ρεύματος.
Η ένταση αυτού του ρεύματος επηρεάζεται σε μεγάλο βαθμό από την απόσταση ακίδας - δείγματος. Στη συνέχεια η ακίδα σαρώνει την επιφάνεια του δείγματος, μετακινούμενη πάνω - κάτω, δεξιά - αριστερά, ώστε να διατηρείται σταθερή η ένταση ρεύματος. Κατ’ αυτό τον τρόπο η ακίδα ακολουθεί το περίγραμμα των καμπυλών των ατόμων του δείγματος. Οι μετακινήσεις αυτές ελέγχονται από ένα υπολογιστή, ο οποίος επεξεργαζόμενος τα δεδομένα δίνει τελικά την τοπογραφική απεικόνιση των ατόμων, με «κοιλάδες» και «λόφους», στην επιφάνεια του δείγματος. Ο M. Crommie ερευνητής της IBM παρατηρώντας με STM τα άτομα μιας χάλκινης επιφάνειας έγραψε: «…παρά το γεγονός ότι όλοι είμαστε θιασώτες της κυματικής θεωρίας του ηλεκτρονίου, μόλις αντικρίσαμε τόσα κύματα στην επιφάνεια του χαλκού, πιστέψαμε ότι το μηχάνημα χάλασε.

εικόνα

ΣΧΗΜΑ α. Διαγραμματική παρουσίαση του Μικροσκοπίου Σάρωσης Σήραγγας (STM).
β. Η «σήραγγα» ηλεκτρονίων που δημιουργείται μεταξύ της ακίδας και δείγματος.
γ. Μικροσκόπιο Σάρωσης Σήραγγας (STM) σε δείγμα ατόμων χαλκού
Αργότερα καταλάβαμε ότι είμαστε μάρτυρες της πιο εντυπωσιακής απεικόνισης των ηλεκτρονίων. Βλέπαμε τα ηλεκτρόνια σαν κύματα. Τα ηλεκτρόνια λόγω της κυματικής τους φύσης, κτυπούν τις προσμίξεις του χαλκού (βλέπε μπλε λακκούβες στο σχήμα), τα δε ανακλώμενα κύματα, λόγω συμβολής, δημιουργούν στάσιμο κύμα».
Αργότερα η ίδια πειραματική ομάδα πειραματιζόμενη με δείγμα ατόμων σιδήρου, κυκλικά διατεταγμένων σε περιφέρεια διαμέτρου 14 nm σε επιφάνεια χαλκού, πήραν την απεικόνιση που δίνεται στην προηγούμενη σελίδα. Τι πιο εντυπωσιακό! Περίτρανη απόδειξη της κυματικής φύσης του ηλεκτρονίου.

Γνωρίζεις ότι......

O Αϊνστάιν και η αβεβαιότητα

«Ο θεός δεν παίζει ζάρια με το σύμπαν» είπε ο Αϊνστάιν. Ήταν ο σύντομος τρόπος που διετύπωσε την αντίρρησή του για την εικόνα του σύμπαντος, που έδινε η αποδοχή της αρχής της αβεβαιότητας του Heisnenberg. Το συμπέρασμα της αρχής αυτής είναι ότι το σύμπαν είναι απροσδιόριστο ακόμα και στα πιο βασικά του επίπεδα. Έτσι, μια και υπάρχει αβεβαιότητα

Ακόμη και οι μεγάλες αρχικές επιτυχίες της κβαντομηχανικής δεν με κάνουν να πιστεύω στο παιχνίδι των ζαριών, παρόλο που φοβάμαι ότι οι νεότεροι συνάδελφοί μας παρουσιάζουν τη θέση μου αυτή σαν αποτέλεσμα των γηρατειών».
Ο Αϊνστάιν έκανε πολλές προσπάθειες να περιγράψει «νοητικά πειράματα» τα οποία θα έδειχναν, ότι το

στα πιο στοιχειώδη γεγονότα φαινόμενα, καμιά ακριβής σχέση η οποία να συνδέει το αίτιο με το αποτέλεσμα δεν μπορεί να υπάρξει. Αντίθετα, μάλιστα, σύμφωνα με τα λόγια του De Broglie, η κβαντική φυσική φαίνεται να «κυβερνιέται από στατιστικούς νόμους και όχι από αιτιατούς μηχανισμούς κρυμμένους ή όχι».

αίτιο και αιτιατό (αιτία και αποτέλεσμα) υπάρχουν και στο ατομικό και υποατομικό επίπεδο. Ένα νοητικό πείραμα είναι ένα πείραμα που δεν μπορεί να πραγματοποιηθεί, παρά μόνο το φαντάζεται κανείς, αλλά το οποίο μπορεί να ελέγχει την ορθότητα μιας θεωρίας. Όμως, σε κάθε περίπτωση των προσπαθειών του άλλοι φυσικοί έβρισκαν «ρωγμές»,

Ο Αϊνστάιν δεν μπορούσε ποτέ να δεχθεί αυτό το συμπέρασμα και αυτή του η θέση τον έφερε σε αύξουσα αντιπαράθεση με άλλους φυσικούς με το πέρασμα των χρόνων. Το έτος 1944 ο Αϊνστάϊν εξέφρασε την άποψή του αυτή ξεκάθαρα σε μία επιστολή του προς τον Μ.Born . «Εσύ πιστεύεις», έγραφε, «σε ένα θεό που παίζει ζάρια και εγώ σε έναν ολοκληρωμένο νόμο και τάξη μέσα σε ένα κόσμο ο οποίος αντικειμενικά υπάρχει και τον οποίο προσπαθώ, μέσα στα όρια των δυνατοτήτων μου, να τον συλλάβω με υπολογισμούς. Σταθερά πιστεύω και ελπίζω, ότι κάποιος θ΄ ανακαλύψει έναν πιο ρεαλιστικό τρόπο ή καλύτερα μία πιο απτή βάση από αυτήν που έλαχε σε μένα να κάνω.

ψεγάδια, στα νοητικά του πειράματα. Έτσι, η αρχή της αβεβαιότητας επεκράτησε.
Η άποψη του Αϊνστάιν αναδεικνύεται και από μια άλλη δήλωση την οποία έκανε όταν άκουσε για κάποιο πείραμα το οποίο θα στόχευε στην κατάρριψη της θεωρίας της σχετικότητας. «Ο θεός», είπε, «είναι πανούργος αλλά δεν είναι μοχθηρός».
Πέρα όμως από αυτά, η κβαντομηχανική και η αρχή της αβεβαιότητας παραμένουν σαν οι ακρογωνιαίοι λίθοι της σύγχρονης φυσικής. Αν ο κόσμος του Αϊνστάιν στο θέμα αυτό είναι ορθός αυτό θα συμβαίνει σε κάποιο βαθύτερο επίπεδο στο οποίο ακόμα δεν έχουμε φτάσει ....

Heisenberg

«Ο θεός δεν παίζει ζάρια;
Εγώ όχι μόνο πιστεύω ότι παίζει,
αλλά ότι δεν ξέρει και που τα ρίχνει»
Steven Hawking

Ανακεφαλαίωση
1.	Σήμερα, δε θεωρούμε ότι ένα ηλεκτρόνιο κινείται σε μια ορισμένη τροχιά γύρω από τον πυρήνα. Στην κβαντομηχανική δε μιλάμε για τη θέση ενός ηλεκτρονίου, αλλά για την πιθανότητα να βρίσκεται σε μια ορισμένη θέση.
2.	Η επίλυση της εξίσωσης Schrödinger οδηγεί στις κυματοσυναρτήσεις ψ, οι οποίες περιγράφουν την κατάσταση του ηλεκτρονίου και ονομάζονται ατομικά τροχιακά. Το ψ² προσδιορίζει την περιοχή του χώρου γύρω από τον πυρήνα, στον οποίο είναι πιθανό να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο. Η πιο συνηθισμένη απεικόνιση του ψ² είναι οι οριακές καμπύλες. Το περίγραμμα των καμπυλών αυτών περικλείει το χώρο όπου ένα ηλεκτρόνιο βρίσκεται τον περισσότερο χρόνο (90-99%).
3.	Οι 4 κβαντικοί αριθμοί περιγράφουν την κατάσταση ενός ηλεκτρονίου στο άτομο. Ο κύριος κβαντικός αριθμός, n =1, 2, 3.., καθορίζει το μέγεθος του ηλεκτρονικού νέφους (τροχιακού) και συσχετίζεται με την έλξη πυρήνα - ηλεκτρονίου. Τροχιακά με τον ίδιο κύριο κβαντικό αριθμό συγκροτούν τη στιβάδα ή φλοιό. Ο δευτερεύων ή αζιμουθιακός, l =0, 1, 2,…(n-1), καθορίζει το σχήμα του ηλεκτρονιακού νέφους (τροχιακού) και συσχετίζεται με την διηλεκτρονιακή άπωση. Ατομικά τροχιακά που έχουν το ίδιο n και l συγκροτούν την υποστιβάδα ή υποφλοιό. Ο μαγνητικός κβαντικός αριθμός, m_l = -l, …, 0,…,+l, καθορίζει τον προσανατολισμό του ηλεκτρονιακού νέφους σε σχέση με τους άξονες x, y, z. Σε κάθε τιμή του μαγνητικού κβαντικού αριθμού αντιστοιχεί και ένα τροχιακό. Ο μαγνητικός κβαντικός αριθμός του spin m_s = +1/2, -1/2, είναι ανεξάρτητος από τις τιμές των άλλων κβαντικών αριθμών. Ο μαγνητικός κβαντικός αριθμός του spin καθορίζει την ιδιοπεριστροφή του ηλεκτρονίου. Ηλεκτρόνια που έχουν τους τρεις πρώτους κβαντικούς αριθμούς ίδιους ανήκουν στο ίδιο τροχιακό.
4.	Έχουμε ένα μόνο είδος s τροχιακών τα οποία έχουν σφαιρικό σχήμα. Αντίθετα, υπάρχουν τρία είδη p τροχιακών που έχουν το σχήμα διπλού λοβού, με διαφορετικό προσανατολισμό το καθένα, στο χώρο. Απ’ αυτά, το p_x, το p_y και το p_z, προσανατολίζονται αντίστοιχα στους άξονες x, y και z. Τέλος, έχουμε 5 είδη d τροχιακών και 7 είδη f τροχιακών τα οποία έχουν πολύπλοκα σχήματα.
5.	Απαγορευτική αρχή Pauli: «είναι αδύνατον να υπάρχουν στο ίδιο άτομο ηλεκτρόνια με ίδιους όλους τους κβαντικούς αριθμούς». Με βάση αυτή την αρχή προκύπτει ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που μπορεί να έχει μια υποστιβάδα: s² p⁶ d¹⁰ f¹⁴.
6.	Κατά την ηλεκτρονιακή δόμηση ενός πολυηλεκτρονικού ατόμου, τα ηλεκτρόνια οφείλουν να καταλάβουν τροχιακά με τη μικρότερη ενέργεια, ώστε να αποκτήσουν τη μεγίστη σταθερότητα στη θεμελιώδη τους κατάσταση. Αυτή είναι η αρχή της ελάχιστης ενέργειας.
7.	Σύμφωνα με τον κανόνα του Hund: «Ηλεκτρόνια που καταλαμβάνουν τροχιακά της ίδιας ενέργειας (της ίδιας υποστιβάδας) έχουν κατά προτίμηση παράλληλα spin. Μ’ αυτό τον τρόπο τα ηλεκτρόνια έχουν το μέγιστο άθροισμα των κβαντικών αριθμών spin ».

8.	Η αρχή δόμησης (aufbau) των ηλεκτρονίων σ’ ένα πολυηλεκτρονικό άτομο στη θεμελιώδη του κατάσταση, είναι ο συνδυασμός της αρχής της ελάχιστης ενέργειας, της απαγορευτικής αρχής του Pauli και του κανόνα του Hund.
9.	Τομέας του περιοδικού πίνακα είναι ένα σύνολο στοιχείων των οποίων τα ηλεκτρόνια σθένους (ηλεκτρόνια με τη μεγαλύτερη ενέργεια) είναι του ίδιου είδους, π.χ. s, p, d, ή f. Ο τομέας s περιλαμβάνει δύο κύριες ομάδες. Ο τομέας p περιλαμβάνει έξι κύριες ομάδες. Ο τομέας d περιλαμβάνει τα στοιχεία μετάπτωσης και έχει 10 ομάδες (δευτερεύουσες). Ο τομέας f περιλαμβάνει τα στοιχεία της σειράς του λανθανίου και της σειράς του ακτινίου.
10.	Κατά μήκος μιας περιόδου του περιοδικού πίνακα η ατομική ακτίνα ελαττώνεται από τα αριστερά προς τα δεξιά (όταν το Z αυξάνεται), ενώ η απόλυτη τιμή της ηλεκτρονιοσυγγένειας και η ενέργεια ιοντισμού αυξάνεται. Κατ’ αυτό τον τρόπο αυξάνεται η ηλεκτραρνητικότητα και τα στοιχεία αποκτούν εντονότερο χαρακτήρα αμετάλλου.
11.	Σε μια ομάδα του περιοδικού πίνακα η ατομική ακτίνα αυξάνεται από πάνω προς κάτω (όταν το Z αυξάνεται), ενώ παράλληλα η απόλυτη τιμή της ηλεκτρονιοσυγγένειας και η ενέργεια ιοντισμού μειώνεται. Κατ’ αυτό τον τρόπο αυξάνεται η ηλεκτροθετικότητα και τα στοιχεία αποκτούν εντονότερο μεταλλικό χαρακτήρα.
12.	Οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis περιγράφουν με ικανοποιητικό τρόπο πως σχηματίζεται ένα μόριο. Για τη γραφή των ηλεκτρονιακών τύπων ο Lewis εισήγαγε σύμβολα για τα στοιχεία, όπου τα ηλεκτρόνια της τελευταίας στιβάδας (ηλεκτρόνια σθένους) συμβολίζονται με τελείες. Τα ηλεκτρόνια σθένους στη συνέχεια διαμοιράζονται μεταξύ των συνδεομένων ατόμων με βάση τον κανόνα της οκτάδας «Τα άτομα αποβάλλουν ή προσλαμβάνουν ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια προκειμένου να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου, δηλαδή, οκτώ ηλεκτρόνια στην τελευταία τους στιβάδα. Εξαιρείται η στιβάδα Κ, που συμπληρώνεται με δύο ηλεκτρόνια.»
13.	Η γεωμετρία των μορίων, δηλαδή η διευθέτηση των ατόμων γύρω από το κεντρικό άτομο, καθορίζεται με βάση τη θεωρία VSEPR. Η βασική ιδέα της θεωρίας αυτής είναι ότι τα ζεύγη των ηλεκτρονίων (δεσμικά και μη δεσμικά) ενός ατόμου απομακρύνονται όσο μπορούν μεταξύ τους, ώστε να καταλαμβάνουν όσο το δυνατόν μεγαλύτερο χώρο.

Λέξεις - κλειδιά

Συνθήκες του Bohr	Τομείς περιοδικού πίνακα
Αρχή αβεβαιότητας του Heisenberg	Στοιχεία μετάπτωσης
Kυματική θεωρία ύλης του De Broglie	Ατομική ακτίνα
Κυματική εξίσωση του Schrödinger	Ενέργεια ιοντισμού
Ατομικό τροχιακό	Ηλεκτρονιοσυγγένεια
Κβαντικοί αριθμοί	Ηλεκτρονιακοί τύποι Lewis
Απαγορευτική Αρχή του Pauli	Κανόνας Οκτάδας
Κανόνας του Hund	Θεωρία VSEPR

Ερωτήσεις – Ασκήσεις - Προβλήματα
Ερωτήσεις Επανάληψης
1.	Τι είναι τα κβάντα;
2.	Ποιες είναι οι δυο συνθήκες του Bohr;
3.	Ποια πειραματικά δεδομένα επαληθεύουν τη θεωρία του Bohr και ποια τη διαψεύδουν;
4.	Τι είναι θεμελιώδης και τι διεγερμένη κατάσταση ενός ατόμου;
5.	Ποια είναι η συμβολή της θεωρίας του de Broglie και της αρχής της αβεβαιότητας του Heisenberg στην ανάπτυξη της κβαντομηχανικής;
6.	Τι μπορούμε να προσδιορίσουμε με βάση τη κυματική εξίσωση του Schrödinger και σε ποια άτομα αναφέρεται;
7.	Τι είναι το ατομικό τροχιακό και τι σχέση έχει με το ηλεκτρονιακό νέφος;
8.	Τι τιμές παίρνει α) ο κύριος κβαντικός αριθμός (n), β) ο αζιμουθιακός κβαντικός αριθμός (l), γ) ο μαγνητικός κβαντικός αριθμός (m_l) και δ) ο κβαντικός αριθμός του spin (m_s); Τι εκφράζει ο καθένας απ’ αυτούς;
9.	Πόσα τροχιακά s, p, d και f έχει η στιβάδα Ν ενός ατόμου;
10.	Πώς απεικονίζεται το s και πώς το p τροχιακό;
11.	Να διατυπώσετε τις αρχές ηλεκτρονιακής δόμησης (aufbau) των ατόμων στη θεμελιώδη τους κατάσταση (απαγορευτική αρχή του Pauli, η αρχή της ελάχιστης ενέργειας, ο κανόνας του Hund).
12.	Με ποια σειρά συμπληρώνονται οι υποστιβάδες α) στο άτομο του υδρογόνου και β) σ’ ένα πολυηλεκτρονικό άτομο;
13.	Τι κοινό έχουν τα στοιχεία που ανήκουν στην ίδια περίοδο και τι αυτά που ανήκουν στην ίδια ομάδα του περιοδικού πίνακα;
14.	Τι είναι η περιοδικότητα των στοιχείων και τι αντικατοπτρίζει;
15.	Σε πόσους τομείς διαιρείται ο περιοδικός πίνακας και ποιες ομάδες περιλαμβάνει ο καθένας τομέας;
16.	Ποιες είναι οι βασικές χαρακτηριστικές ιδιότητες των στοιχείων μεταπτώσεως;
17.	Σε ποιο τομέα του περιοδικού πίνακα ανήκουν οι λανθανίδες και οι ακτινίδες;
18.	Πώς ορίζεται η πρώτη ενέργεια ιοντισμού και πως η πρώτη ηλεκτρονιοσυγγένεια ενός στοιχείου;
19.	Πώς μεταβάλλεται η ατομική ακτίνα, η πρώτη ενέργεια ιοντισμού και η ηλεκτρονιοσυγγένεια των στοιχείων κατά μήκος μιας κύριας ομάδας και μιας περιόδου στον περιοδικό πίνακα;
20.	Τι περιγράφουν οι ηλεκτρονιακοί τύποι του Lewis;

21.	Τι αναφέρει ο κανόνας της οκτάδας;
22.	Ποια είναι τα βασικά σημεία της θεωρίας VSEPR;
23.	Τι σχήμα έχουν τα μόρια των ενώσεων: BeH₂, BF₃, CH₄, NH₃, H₂O.

Ασκήσεις - Προβλήματα
α. Τροχιακά - Κβαντικοί αριθμοί
24.	Να υπολογίσετε το μήκος κύματος της εκπεμπόμενης ακτινοβολίας κατά τη μετάβαση ηλεκτρονίου από τη τροχιά n = 4 σε n = 2 στο άτομο του υδρογόνου. Δίνεται η σταθερά Planck, h = 6,63 10^-34 J s	λ = 486,6 nm
25.	Κατά τη διέγερση ατόμου υδρογόνου, ηλεκτρόνιο μεταπηδά από την ενεργειακή στάθμη με n = 1 στην ενεργειακή στάθμη με n = 4. Ποια από τα παρακάτω δεδομένα είναι σωστά και ποια λάθος; α. Η ενεργειακή στάθμη με n = 4 αποτελεί την πρώτη διεγερμένη κατάσταση του ατόμου του υδρογόνου. β. Χρειάζεται περισσότερη ενέργεια για να ιοντιστεί ένα διεγερμένο άτομο υδρογόνου από ότι όταν το άτομο είναι στη θεμελιώδη του κατάσταση. γ. Το ηλεκτρόνιο όταν βρίσκεται σε κατάσταση διέγερσης είναι κατά μέσο όρο πιο μακριά από τον πυρήνα δ. Η συχνότητα της εκπεμπόμενης ακτινοβολίας κατά την μετάπτωση ηλεκτρονίου από n = 4 σε n =1 είναι η ίδια με αυτή της ακτινοβολίας που εκπέμπεται κατά την μετάπτωση του ηλεκτρονίου από n = 4 σε n = 2 ε. Η συχνότητα της εκπεμπόμενης ακτινοβολίας κατά την μετάπτωση ηλεκτρονίου από n = 4 σε n =1 είναι μεγαλύτερη αυτής που προκύπτει κατά την μετάπτωση ηλεκτρονίου από n = 4 σε n = 2.
*26.	Μερικά γυαλιά ηλίου διαθέτουν ειδικούς φακούς που αλλάζουν χρώμα. Δηλαδή, οι φακοί γίνονται σκουρόχρωμοι, όταν εκτίθενται σε έντονο φως και ανοικτόχρωμοι, όταν εκτίθενται στη σκιά. Αυτό συμβαίνει επειδή οι φακοί διαθέτουν μικρή ποσότητα AgCl το οποίο διασπάται από το φως σύμφωνα με την αντίδραση: AgCl(s) → Ag(s) + Cl Ο Ag(s) που σχηματίζεται σκουραίνει το χρώμα του φακού. Απουσία φωτός η αντίστροφη αντίδραση λαμβάνει χώρα. Η ενέργεια που χρειάζεται για να γίνει η παραπάνω αντίδραση είναι 310 kJ mol^-1. Με βάση τα παραπάνω δεδομένα να βρείτε την ελάχιστη συχνότητα ακτινοβολίας, ώστε να γίνει η παραπάνω αντίδραση. Δίνεται η σταθερά Planck, h = 6,63 10^-34 J s και Ν_Α = 6,02 10²³ mol^-1.	7,77•10¹⁴ s^-1
27.	Ποιο είναι το μήκος κύματος ηλεκτρονίου, που έχει ταχύτητα 6 10⁶ m s^-1 Δίνεται η μάζα του ηλεκτρονίου 9 10^-28 g και η σταθερά Planck, h = 6,63 10^-34 J s	1,23•10^-10 m

28.

Ποια από τα παρακάτω φάσματα είναι συνεχή και ποια γραμμικά; Ποιο απ’ αυτό αντιστοιχεί στο ατομικό φάσμα εκπομπής του Η;
εικόνα

29.

Να αντιστοιχίσετε τα ονόματα της πρώτης στήλης με θεωρία (ή εξίσωση) που αναφέρεται στη δεύτερη στήλη, καθώς και με τη φωτογραφία που βρίσκεται παρακάτω.

Bohr
de Broglie
Heisenberg
Schrödinger

κυματική θεωρίας της ύλης
αρχή της αβεβαιότητας
κυκλική καθορισμένη τροχιά
κυματική εξίσωση

30.

Να συμπληρώσετε τα κενά στις ακόλουθες προτάσεις:
Ο κύριος κβαντικός αριθμός συμβολίζεται με …, παίρνει ακέραιες τιμές ………και καθορίζει το ………… του τροχιακού.
Ο αζιμουθιακός κβαντικός αριθμός συμβολίζεται με …, παίρνει τιμές …………και καθορίζει το ………του ηλεκτρονιακού νέφους.
Ο μαγνητικός κβαντικός αριθμός συμβολίζεται με …, παίρνει τιμές ……………και δείχνει σε πιο ………… ανήκει το ηλεκτρόνιο.
Ο μαγνητικός κβαντικός αριθμός του spin συμβολίζεται με …, παίρνει τιμές ………και καθορίζει την ………… του ηλεκτρονίου.

31.

Να αιτιολογήσετε ποιες από τις ακόλουθες προτάσεις είναι σωστές και ποιες λανθασμένες:

α. Τα ηλεκτρόνια της ίδιας στιβάδας έχουν και τους 4 κβαντικούς αριθμούς ίδιους.
β. Τα ηλεκτρόνια της ίδιας υποστιβάδας έχουν τον ίδιο κύριο κβαντικό αριθμό και τον ίδιο αζιμουθιακό κβαντικό αριθμό.
γ. Τα ηλεκτρόνια του ίδιου τροχιακού έχουν τον ίδιο κύριο κβαντικό αριθμό, τον ίδιο αζιμουθιακό κβαντικό αριθμό και τον ίδιο μαγνητικό κβαντικό αριθμό.
δ. Τα ηλεκτρόνια του τροχιακού 1s έχουν την εξής τετράδα κβαντικών αριθμών (1,1,1,+1/2)

32.

Να αντιστοιχίσετε τις υποστιβάδες της πρώτης στήλης με τις δυάδες των δύο πρώτων κβαντικών αριθμών της δεύτερης στήλης.

1s
2s
2p
3d
4f
3p

(2,0)
(3,2)
(1,0)
(4,3)
(2,1)
(3,1)

33.

Ποια από τα παρακάτω τροχιακά είναι το 1s, 2s, 2p_z, 3p_x και 3s και να δώσετε τους αντίστοιχους κβαντικούς αριθμούς που τα χαρακτηρίζουν
εικόνα

34.

Ένα ηλεκτρόνιο που ανήκει στο τροχιακό 3p_x έχει την εξής τετράδα κβαντικών αριθμών.
α.(3, 0, 0, +1/2 ) β.(3, 2, -1, -1/2) γ.(3, 3, -1, +1/2) δ.(3, 1, 1, +1/2)

35.

Ποιες από τις επόμενες τετράδες κβαντικών αριθμών είναι δυνατές και ποιες όχι;

α. (1, 0, 0, +1/2 )
δ. (2, 1, -1, +1/2)

β. (1, 1, 1, -1/2)
ε. (2, 0, 1, +1/2)

γ. (2, 0, 0, +1/2 )
στ. (3, 2, -2, -1/2)

36.	Να δώσετε τα σύμβολα των τροχιακών που καθορίζονται από τα παρακάτω σύνολα κβαντικών αριθμών: α. n = 2, l =1, m_l = -1 β. n =3, l =0, m_l = 0 γ. n = 4, l =1, m_l = 1
37.	Πόσα τροχιακά υπάρχουν σε καθεμιά από τις παρακάτω υποστιβάδες: α. 4s β. 4p γ. 6d δ. 5f
38.	Να γράψετε τους τέσσερις κβαντικούς αριθμούς καθενός ηλεκτρονίου που αντιστοιχεί σε ένα συμπληηρωμένο 3p τροχιακά.
β. Αρχές ηλεκτρονιακής δόμησης
39.	Ποια από τις επόμενες ηλεκτρονιακές δομές ανταποκρίνεται στη θεμελιώδη κατάσταση του ₂₆Fe α. K² L⁸ M⁸ N⁸ β. K² L⁸ M⁹ N⁵ γ. K² L⁸ M¹⁴ N² δ. K² L⁸ M¹⁶
40.	Με ποια σειρά θα πληρωθούν τα παρακάτω τροχιακά, σύμφωνα με την αρχή δόμησης (aufbau): 4d, 4f, 5s, 5d, 6s.
41.	Ποια είναι σωστή ηλεκτρονιακή δομή του ατόμου 25Mn στη θεμελιώδη του κατάσταση; α. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁷ β. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 4p⁵ γ. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ 4s² 4p⁶ δ. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s²
42.	Ποια από τις παρακάτω ηλεκτρονιακές δομές αναφέρεται στο άτομο ₇Ν στη θεμελιώδη του κατάσταση;
43.	Ποια είναι η ηλεκτρονιακή δομή των παρακάτω ατόμων στη θεμελιώδη τους κατάσταση: ₅Β, ₁₁Νa, ₁₈Ar, ₁₆S.
44.	Ποια είναι η ηλεκτρονιακή δομή των ιόντων: ₂₀Ca²⁺, ₁₉K⁺, ₃₅Br^-. Τι κοινό έχουν οι δομές αυτές;

45.

Ορισμένες από τις ηλεκτρονιακές δομές ατόμων που δίνονται αναφέρονται σε διεγερμένη κατάσταση. Να γράψετε τις αντίστοιχες ηλεκτρονιακές δομές στη θεμελιώδη κατάσταση των ατόμων.
α. 1s¹ 2s¹
β. 1s² 2s² 2p² 3d¹
γ. 1s² 2s² 2p⁶ 4s¹
δ. [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ 4p⁴
ε. [Ne] 3s² 3p⁴ 3d¹

46.

Να βρείτε ποια είναι η ηλεκτρονιακή δομή του ₆C στη θεμελιώδη του κατάσταση και να αναγράψετε τις τιμές όλων των κβαντικών αριθμών των ηλεκτρονίων του.

47.

Ποιες από τις παρακάτω ηλεκτρονιακές δομές παραβιάζουν την απαγορευτική αρχή του Pauli και ποιες τον κανόνα του Hund;
εικόνα

γ. Περιοδικός πίνακας

48.

Να γίνει αντιστοίχηση μεταξύ της παλιάς (1^η στήλη) και νέας αρίθμησης (2^η στήλη) των ομάδων του περιοδικού πίνακα.

ΙΑ
ΙΙΙΒ
VB
VIIA

3
5
18
1

49.

Να γίνει αντιστοίχηση μεταξύ του αριθμού της ομάδας (1^η στήλη) και του ονόματος που είναι γραμμένο στη δεύτερη στήλη.

Ι_Α
ΙΙ_Α
VΙΙ_Α
VIII_Α

ευγενή αέρια
αλκάλια
αλκαλικές γαίες
αλογόνα

50.

Να βρείτε σε ποια περιοχή του περιοδικού πίνακα βρίσκονται:

α. οι κύριες ομάδες
δ. οι λανθανίδες

β. τα αλκάλια
ε. τα αλογόνα

γ. οι αλκαλικές γαίες
στ. τα ευγενή αέρια

51.

Με βάση την ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων τους να βρείτε σε ποια περίοδο και ποιο τομέα ανήκουν τα στοιχεία ₁₇Cl, ₂₂Ti (τιτάνιο), ₃₆Kr (κρυπτό) και ₅₈Ce (δημήτριο).

52.

Με βάση την ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων τους να βρείτε ποια από τα επόμενα στοιχεία ₂₃V, ₂₇Co, ₃₁Ga, ₃₅Br, ₄₀Zr ανήκουν στα στοιχεία μετάπτωσης.

*53.

Με βάση την ηλεκτρονιακή δομή τους να απαντήσετε ποια από τα επόμενα στοιχεία ₁₇Α, ₂₄Β, ₃₅Γ, ₅₆Δ σχηματίζει έγχρωμες ενώσεις και ποια από τα ₁₆Χ, ₃₆Ψ, ₄₁Ω, ₅₃Τ σχηματίζει σύμπλοκα ιόντα;

*54.

Να κάνετε τις αντιστοιχήσεις:

Ελαφρά κίτρινο αέριο που αντιδρά με το νερό
Μεταλλοειδές σκληρό με υψηλό σ.π.
Αέριο, άχρωμο, άοσμο
Μέταλλο πιο δραστικό από το Fe το οποίο δεν διαβρώνεται στον αέρα
Μαλακό μέταλλο

Ν₂
Al
F₂
Na

Β

55.

Να γίνει αντιστοίχηση των στοιχείων της πρώτης στήλης με την ατομική ακτίνα τους που είναι γραμμένη στη δεύτερη στήλη.

Στοιχείο	ατομική ακτίνα / Å
₁₁Na ₁₇Cl ₁₉K ₃₇Rb	2,27 1,54 2,48 0,99

56.	Να συμπληρώσετε τα κενά στις ακόλουθες προτάσεις. α. Στοιχεία που ……………… εύκολα ηλεκτρόνια βρίσκονται στο κάτω αριστερό μέρος του περιοδικού πίνακα και χαρακτηρίζονται ως πολύ ……………… ή με ισχυρό ………… χαρακτήρα. β. Στοιχεία που ……………… εύκολα ηλεκτρόνια βρίσκονται στο ……… δεξιό μέρος του περιοδικού πίνακα και χαρακτηρίζονται ως πολύ ………………… ή με ισχυρό χαρακτήρα……………… γ. Στα στοιχεία της ίδιας κύριας …………… όταν αυξάνεται ο ατομικός αριθμός ελαττώνεται η ενέργεια ιοντισμού και το άτομο πιο εύκολα μεταπίπτει σε …………… δ. Στα στοιχεία της ίδιας …………… όταν αυξάνεται ο ατομικός αριθμός κατά κανόνα αυξάνεται η απόλυτη τιμή της ηλεκτρονιοσυγγένειας. Δηλαδή, τα στοιχεία πιο εύκολα μεταπίπτουν σε …………
57.	Να κυκλώσετε τις περιοχές του περιοδικού πίνακα στις οποίες α. τα στοιχεία έχουν τη μικρότερη πρώτη ενέργεια ιοντισμού β. τα στοιχεία έχουν τη μέγιστη ατομική ακτίνα γ. τα στοιχεία έχουν την πιο αρνητική τιμή ηλεκτρονιοσυγγένειας
58.	Να αιτιολογήσετε ποιες από τις επόμενες προτάσεις είναι σωστές και ποιες είναι λανθασμένες: α. Η ηλεκτρονιοσυγγένεια του ₉F είναι κατά απόλυτη τιμή μεγαλύτερη από αυτή του ₃Li. β. Η ηλεκτρονιοσυγγένεια του ₁₁Νa είναι κατά απόλυτη τιμή μεγαλύτερη από αυτή του ₃Li. γ. Η ενέργεια ιοντισμού του ₁₉Κ είναι μικρότερη από την αντίστοιχη του ₃Li. δ. Η ενέργεια ιοντισμού του ₉F είναι μικρότερη από την αντίστοιχη του ₃Li.
59.	Τα στοιχεία Rb (Ζ=37) και Νa (Ζ=11) ανήκουν στην ομάδα των αλκαλίων (ΙΑ). Ποιο από τα δύο στοιχεία έχει μικρότερη ατομική ακτίνα, ποιο μικρότερη ενέργεια ιοντισμού και ποιο μεγαλύτερη ηλεκτροθετικότητα και γιατί;
60.	Γιατί η δεύτερη ενέργεια ιοντισμού του Li (Ζ=3) είναι πολύ μεγαλύτερη της αντίστοιχης του Be (Z=4);

61.

Να ερμηνεύσετε με βάση την ηλεκτρονιακή τους δομή γιατί η ηλεκτρονιοσυγγένεια του F έχει αρνητική τιμή, ενώ του Ne θετική.

δ. Ηλεκτρονιακοί Τύποι κατά Lewis - Σχήματα μορίων

62.

Να γράψετε τα σύμβολα Lewis των παρακάτω στοιχείων: Ο, Cl, Al, Na, Ca, P, Ne.

63.

Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis των ιοντικών ενώσεων: Na₂O, MgCl₂, CaO, AlN και K₂S.

64.

Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis των ομοιοπολικών ενώσεων: NH₃, CO₂, AlCl₃, CH₃-CH₃, SBr₆.

65.

Να γράψετε τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis των παρακάτω ενώσεων: ΗΝΟ₂, Η₂SO₄, HClO₄, NH₄ClO₄, NH₄NO₃.

**66.

Με βάση τα σύμβολα Lewis να προβλέψετε τα προϊόντα των αντιδράσεων:
1. Mg + N 2. Al + Br 3. Na + S 4. I + Cl

67.

Να γράψετε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis της ομοιοπολικής ένωσης BeH₂ και να περιγράψετε το γεωμετρικό της σχήμα.

68.

Να γράψετε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis του αιθινίου HC≡CH και να προβλέψετε το γεωμετρικό του σχήμα.

69.

Να γράψετε τον τύπο κατά Lewis του CF₄ και να προβλέψετε το γεωμετρικό του σχήμα.

70.

Ποιο από τα επόμενα μόρια είναι γραμμικό;

α. CH₄

β. BeCl₂

γ. NH₃

δ. BCl₃

71.

Ποιο από τα επόμενα μόρια είναι επίπεδο;

α. CH₄

β. H₂O

γ. NH₃

δ. BCl₃

72.

Ποιο από τα επόμενα μόρια έχει σχήμα κανονικού τετραέδρου;

α. CHΞCH

β. CH₂ΞCH₂

γ. CBr₄

δ. HCl

Γενικά προβλήματα
*73.	Ο ήλιος περιβάλλεται από λευκό αέριο που ονομάζεται κορώνα, το οποίο είναι ορατό κατά τη διάρκεια ολικής έκλειψης του ηλίου. Η θερμοκρασία της κορώνας είναι της τάξεως των εκατομμυρίων βαθμών Κελσίου. Κάτω από αυτές τις θερμοκρασιακές συνθήκες τα μόρια διασπώνται και πολλά ηλεκτρόνια αποσπώνται από τα άτομα τους. Οι αστρονόμοι έχουν καταφέρει να προσδιορίσουν τη θερμοκρασία της κορώνας, μελετώντας το φάσμα εκπομπής των ιόντων ορισμένων στοιχείων. Για παράδειγμα το φάσμα εκπομπής των ιόντων Fe¹⁴⁺ έχει ανιχνευθεί στην ηλιακή ακτινοβολία. Με βάση το δεδομένο ότι η ενέργεια που χρειάζεται για να μετατραπεί ο Fe¹³⁺ σε Fe¹⁴⁺ είναι 3,5 10⁴ kJ mol^-1 και ότι η μέση κινητική ενέργεια 1 mol αερίων είναι 3/2 RT και R = 8,314 J K^-1mol^-1. Να προσδιορίσετε τη θερμοκρασία της κορώνας.	2,8•10⁶ Κ
74.	Οι κβαντικοί αριθμοί 4 ηλεκτρονίων που ανήκουν στο ίδιο άτομο είναι: α. n = 4, l =0, m_l = 0, m_s = +1/2 β. n = 3, l =2, m_l = 1, m_s = +1/2 γ. n = 3, l =2, m_l = -2, m_s = -1/2 δ. n = 3, l =1, m_l = 1, m_s = -1/2 Να ταξινομήσετε τα ηλεκτρόνια κατά σειρά αυξανόμενης ενέργειας.
75.	Οι τέσσερις πρώτες ενέργειες ιοντισμού ενός στοιχείου είναι αντίστοιχα: E_{i 1} = 738 kJ mol^-1, E_{i 2} = 1450 kJ mol^-1, E_{i 3} = 7,7 103 kJ mol^-1 και E_{i 4} = 1,1 104 kJ mol^-1. Σε ποια ομάδα του περιοδικού πίνακα ανήκει το στοιχείο αυτό και γιατί.
*76.	Δίνονται οι παρακάτω ηλεκτρονιακές δομές: α. [He] 2s¹ 2p⁵ β. [Αr] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵ γ. [Ne] 3s² 3p² 4s¹ δ. [Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p¹ Να βρείτε σε ποια στοιχεία ανήκουν οι ηλεκτρονιακές αυτές δομές αφού προηγουμένως προσδιορίσετε αν αυτές ανήκουν σε διεγερμένα άτομα.
*77.	Ποιο από τα παρακάτω ιόντα έχει μεγαλύτερο μέγεθος και γιατί; α. ₇Ν^3- ή ₇F^- β. ₁₂Mg²⁺ ή ₂₀Ca²⁺ γ. Fe²⁺ ή Fe³⁺
78.	Δίνονται τα στοιχεία ₈Α και ₆Β και ζητούνται: α. Σε ποια περίοδο και ποιο τομέα του περιοδικού συστήματος ανήκει το καθένα από αυτά; β. Αν σχηματίζουν ένωση ΒΑ₂, ποιος είναι ο τύπος κατά Lewis της ένωσης; γ. Ποιο είναι το σχήμα του μορίου ΒΑ₂;

**79.	Το διάγραμμα αναπαριστά ένα μέρος του περιοδικού πίνακα όπου αναφέρονται μερικά στοιχεία όχι με τα σύμβολα τους, αλλά με γράμματα από το Α έως το Κ. Να απαντήσετε στις επόμενες ερωτήσεις αναφερόμενοι στα γράμματα Α έως Κ. α. Να επιλέξετε ένα στοιχείο που σχηματίζει ως κατιόν ιοντικές ενώσεις. β. Να επιλέξετε ένα στοιχείο που σχηματίζει ως ανιόν ιοντικές ενώσεις. γ. Να επιλέξετε ένα στοιχείο που σχηματίζει επαμφοτερίζον οξείδιο. δ. Να επιλέξετε ένα στοιχείο που σχηματίζει έγχρωμο σύμπλοκο ιόν. ε. Να επιλέξετε ένα στοιχείο που σχηματίζει οξείδιο με τύπο ΧΟ. στ. Να επιλέξετε ένα στοιχείο που σχηματίζει με το υδρογόνο αέρια ένωση με τύπο ΨΗ₃. ζ. Να επιλέξετε ένα στοιχείο που είναι ευγενές αέριο.
80.	Στην άσκηση αυτή δίνονται 4 προτάσεις, να απαντήσετε με: Α: αν μόνο οι προτάσεις 1, 2, 3 είναι σωστές Β: αν μόνο οι προτάσεις 1,2 είναι σωστές Γ: αν όλες είναι σωστές Δ: αν όλες είναι λάθος. Ο ηλεκτρονιακός τύπος του BF₃ είναι: 1. Το BF3 είναι επίπεδο μόριο. 2. Η γωνία είναι 120^o. 3. Το BF₃ λόγω συμμετρίας δεν παρουσιάζει πολικότητα. 4. Κάθε άτομο στο μόριο του BF₃ έχει αποκτήσει δομή ευγενούς αερίου.
*81.	Δίνονται τα στοιχεία ₁₁X και ₁₆Ψ. α. Να κατανείμετε τα ηλεκτρόνια σε υποστιβάδες, στιβάδες και τροχιακά στα ουδέτερα μη διεγερμένα άτομα των X και Ψ. β. Σε ποια περίοδο και σε ποιον τομέα ανήκουν τα X και Ψ; γ. Να περιγράψετε το ηλεκτρονιακό τύπο του οξειδίου του X και του οξειδίουΨΟ₃. δ. Πώς αντιδρά το οξείδιο του X με διάλυμα HCl; ε. Πώς αντιδρά το ΨO₃ (που είναι ανυδρίτης του H₂ΨO₄) με διάλυμα NaOH; στ. Ποιο από τα παραπάνω στοιχεία έχει μεγαλύτερη ατομική ακτίνα και ποιο μεγαλύτερη ενέργεια ιοντισμού;

Δραστηριότητα

Τα ηλεκτρικά καλώδια οικιακής χρήσεως είναι κατά κύριο λόγο από χαλκό. Όμως, ο χαλκός δεν είναι το μοναδικό στοιχείο του περιοδικού πίνακα που παρουσιάζει τις επιθυμητές αυτές ιδιότητες αγωγής ρεύματος. Βασιζόμενοι στις γνώσεις σχετικά με το περιοδικό πίνακα και την περιοδική τάση που παρουσιάζουν τα στοιχεία να επιλέξετε κατάλληλο μέταλλο που θα μπορούσε να αποτελέσει εναλλακτική λύση. Να υποστηρίξετε την επιλογή αυτή στηριζόμενοι στις φυσικές και χημικές ιδιότητες των στοιχείων που προτείνετε.

Aπαντήσεις στις ασκήσεις
25. Λ, Λ, Σ, Σ, Σ 31. α. Λ β. Σ γ. Σ δ. Λ 33. α.1s (1, 0, 0) β.3p_x (3,1,1) γ. 2p_z (2,1,0) δ.2s (2,0,0) ε.3s (3,0,0) 34. δ 35. α, γ, δ, στ 36. 2p_y, 3s, 4p_x 37. 1, 3, 5, 7 38. (3, 1,-1, ±1/2) (3, 1, 0, ±1/2) (3, 1, 1, ±1/2) 39. γ 40. 5s , 4d, 6s , 4f, 5d 41. δ 42. γ 45. α.1s², β.1s² 2s² 2p³ γ.1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ δ. [Ar] 3d¹⁰4s² 4p³ ε. [Ne] 3s² 3p⁵ 46. 1s² 2s² 2p² (1, 0, 0, +1/2)	(1, 0, 0, -1/2) (2, 0, 0, +1/2) (2, 0, 0, -1/2) (2, 1, 1, -1/2) (2, 1, 0, -1/2) 47. οι α, ζ δεν υπακούουν στον Pauli και β, δ, ε στο Hund. 51. ₁₇Cl (3^η περίοδος, τομέας p) ₂₂Τi (4^η περ., τομ. d) ₃₆Kr(4^η περ., τομ. p) ₅₈Ce (6^η περ., τομ. f) 52. V, Co, Zr 53. ₂₄B, ₄₁Ω 58. α. Σ β. Λ γ. Σ δ. Λ 59. Na, Rb, Rb 60. Περισσότερη ενέργεια χρειάζεται για να απομακρυνθεί ένα 1s e^- από ότι ένα 2s e^-.	61. Με πρόσληψη 1 e^- το άτομο του F αποκτά δομή ευγενούς αερίου Mε πρόσληψη 1 e^- από το άτομο του Ne φεύγει από τη δομή ευγενούς αερίου 70. β 71. δ 72. γ 74. 3p < 3d < 4s 75. ΙΙΑ 76. Ο διεγερμένο, Br σε θεμελιώδη κατάσταση, P διεγερμένο, Ιn σε θεμελιώδη κατάσταση. 77. α. ₇Ν^3- β. Ca²⁺ γ. Fe²⁺ 78. Γραμμικό 79. α. Α, β. Ζ, γ. Ε, δ. Δ, ε. Γ, στ. Ε, ζ. Κ 80. Α