Ε Ν O Τ Η Τ Α

Α

ο αέρας, τα αέρια

και η αέρια κατάσταση

Α 1 ο ατμοσφαιρικός αέρας Α 2 τα άτομα και η ατομική δομή Α 3 τα μόρια και η μοριακή δομή Α.4 η χημική αντίδραση Α.5 το οξυγόνο και τα ευγενή αέρια Α 6 το ιδανικό αέριο και

η καταστατική εξίσωσή του Α.7 οι υδρογονάνθρακες Α.8 η ρύπανση του αέρα

2

Τα στρώματα της ατμό-σφαιρας με τις θερμοκρα-σιακές συνθήκες που επι-κρατούν και τη σχετική τους έκταση, καθώς και τη δρα-στηριότητα σε αυτά.

Α 1 Ο ΑΤΜΟΣΦΑΙΡΙΚΟΣ ΑΕΡΑΣ

A 1.1 Φυσική και χημική ταυτότητα του αέρα

Η Γη περιβάλλεται από ένα μείγμα αερίων που αποτελεί την ατμό-σφαιρά της. Η ατμόσφαιρα εκτείνεται σε ύψος περίπου 1.000 χιλι-ομέτρων και η πυκνότητά της ελαττώνεται όσο απομακρυνόμαστε από την επιφάνεια της Γης. Η ατμόσφαιρα χωρίζεται στην τροπόσφαιρα, στη στρατόσφαιρα, στη μεσόσφαιρα και στη θερμόσφαιρα. Η τροπό-σφαιρα έχει ύψος περίπου 10 km και περιέχει το 85-90% του αέρα. Τελικά, στα πρώτα 40 χιλιόμετρα περιέχεται το 99% της μάζας της. Η θερμοκρασία που επικρατεί στην ατμόσφαιρα ελαττώνεται με το ύψος.

Η ποιοτική και η ποσοτική ανάλυση του αέρα γίνεται με μεθόδους χημικής ανάλυσης. Η ποιοτική ανάλυση συνίσταται στην εύρεση του ποια συστατικά υπάρχουν σε ένα μείγμα. Η ποσοτική ανάλυση υπολογί-ζει τις ποσότητες από κάθε ουσία. Αυτό συχνά εκφράζεται ως επί τοις εκατό ποσοστιαία αναλογία, κατ’ όγκον ή κατά βάρος. Στις εργαστηρι-ακές δραστηριότητες (στο τέλος του βιβλίου) το Πείραμα 1 περιγράφει πειράματα για την ποιοτική και την ποσοτική ανάλυση του ατμοσφαιρι-κού αέρα.

Ο Πίνακας 1 δίνει τη σύσταση του αέρα στα βασικά του συστατικά. Πιο αναλυτικά στοιχεία για την κατ' όγκο σύσταση του καθαρού και ξηρού ατμοσφαιρικού αέρα κοντά στην επιφάνεια της θάλασσας δί-νονται στον Πίνακα 2. Παρατηρούμε ότι το άζωτο και το οξυγόνο απο-τελούν το 99% του όγκου του αέρα. Το υπόλοιπο 1% αποτελείται από αργόν, διοξείδιο του άνθρακα και άλλα αέρια. Στην ατμόσφαιρα υπάρχουν και υδρατμοί, η ποσότητα των οποίων εξαρτάται από τον τό-πο και το κλίμα. Στους υδρατμούς οφείλεται η υγρασία του αέρα.

Χωρίς τον ατμοσφαιρικό αέρα, η ζωή στη Γη, τουλάχιστον έτσι όπως τη γνωρίζουμε σήμερα, θα ήταν αδύνατη, διότι ο ατμοσφαιρικός αέρας περιέχει το απαραίτητο για την αναπνοή οξυγόνο. Επίσης μας

3

προφυλάσσει από την επικίνδυνη ηλιακή και κοσμική ακτινοβολία, κα-θώς και από την πτώση μετεωριτών. A 1.2 Ο αέρας ως μείγμα αερίων

Για την έκφραση πολύ μικρών περιεκτικοτήτων χρησιμοπoιείται η μονάδα μέρη ανά εκατομμύριο (ppm, parts per million). Αυτή εκφρά-ζει τα μέρη της ουσίας που περιέχονται σε 1 εκατομμύριο (106) μέρη του μείγματος.

Στον Πίνακα 2 οι περιεκτικότητες εκφράζονται σε % περιεκτικότη-τα ή ppm. Και στις δύο περιπτώσεις, η περιεκτικότητα εκφράζεται ως όγκος κατ’ όγκον. Έτσι 1 ppm ισοδυναμεί με 1 cm3 αέριου συστατι-κού σε 1 εκατομμύριο cm3 αέρα, ενώ 1% v/v σημαίνει 1 cm3 αέριου συστατικού σε 100 cm3 αέρα που ισοδυναμεί με 10.000 ppm.

Όπως φαίνεται στον Πίνακα 2 υπάρχουν τέσσερις κατηγορίες συστα-τικών του ατμοσφαιρικού αέρα με βάση την ποσότητά τους: τα κύρια συστατικά (άζωτο και οξυγόνο), τα λιγότερο κύρια συστατικά (αργόν και διοξείδιο του άνθρακα) τα ευγενή αέρια (νέον, κρυπτόν, ήλιον, ξέ-νον) και τα ιχνοσυστατικά. Επιπλέον, ο ατμοσφαιρικός αέρας μπορεί να περιέχει νερό (υγρασία) σε περιεκτικότητες 0,1% - 5% v/v (συνήθως η περιεκτικότητα σε υδρατμούς κυμαίνεται μεταξύ 1% και 3% v/v.)

Πίνακας 2: Σύσταση καθαρού και ξηρού αέρα στην επιφάνεια της

Γής

Συστατικό Περιεκτικότητα

(%v/v ή ppm)

Άζωτο (Ν2)

Οξυγόνο (Ο2)

Αργό (Αr)

Διοξείδιο του άνθρακα (CO2)

Νέον (Ne)

Ήλιον (He)

Μεθάνιο (CH4)

Κρυπτόν (Kr)

Υδρογόνο (H2)

Διάζωτοξείδιο (N2O)

Μονοξείδιο του άνθρακα (CO)

Ξένον (Xe)

Όζον (O3)

Αμμωνία (NH3)

78,048

20,946

0,934

340

18,18

5,24

1,3 – 1,6

1,14

0,5

0,25 – 0,35

0,12

0,087

0,025

0,001

% v/v

% v/v

% v/v

ppm

ppm

ppm

ppm

ppm

ppm

ppm

ppm

ppm

ppm

ppm

Πίνακας 1: Η % κατ’ όγκο σύ-σταση του ξηρού αέ-ρα

78,05%

20,95%

0,93%

0,03%

0,01%

Ν2

Ο2

Αr

CO2

υπόλοιπα αέρια

4

A 1.3 Ταξινόμηση της ύλης: ουσίες, μείγματα, ενώ-σεις, στοιχεία Ταξινόμηση της ύλης

Η ύλη, τα εκατομμύρια δηλαδή ουσιών που μας περιβάλλουν, μπο-

ρεί να ταξινομηθεί με βάση το παρακάτω σχήμα:

Καθαρές ουσίες και μείγματα ουσιών Ξέρουμε ότι στη φύση, τα περισσότερα υλικά δεν αποτελούνται από

μία μόνο καθαρή ουσία, αλλά είναι μείγματα πολλών ουσιών. Πώς μπο-ρούμε να αποφασίσουμε αν ένα υλικό αποτελείται από μία καθαρή ου-σία ή από ένα μείγμα ουσιών;

Ας πάρουμε ως παράδειγμα το νερό. Όλοι μας είμαστε εξοικειωμένοι με το νερό και όλοι το αναγνωρίζουμε εύκολα. Ξέρουμε την όψη του, τι αισθανόμαστε όταν το ακουμπάμε, πώς ρέει, σε ποια θερμοκρασία πα-γώνει και σε ποια βράζει, την πυκνότητά του, ότι διαλύει τη ζάχαρη, το αλάτι και πλήθος άλλες ουσίες. Οι χαρακτηριστικές αυτές και σταθερές ιδιότητες (οι φυσικές σταθερές) χαρακτηρίζουν μόνο το νερό. Για τον λόγο αυτόν, το νερό (το χημικώς καθαρό νερό) είναι μια καθαρή ουσία ή απλώς ουσία.

Ας πάρουμε ένα άλλο παράδειγμα, τη ζάχαρη. Η ζάχαρη που βρί-σκουμε στα καταστήματα τροφίμων είναι σχεδόν καθαρή. Όπως το νε-ρό, έτσι και η ζάχαρη έχει διάφορες χαρακτηριστικές ιδιότητες, π.χ. γλυκιά γεύση, ορισμένη πυκνότητα, διαλύεται εύκολα στο νερό με κα-θορισμένη τιμή διαλυτότητας σε κάθε θερμοκρασία κ.ά.

ΥΛΗ

ΜΕΙΓΜΑΤΑ ΚΑΘΟΡΙΣΜΕΝΕΣ ΟΥΣΙΕΣ

ΟΜΟΓΕΝΗ ΕΤΕΡΟΓΕΝΗ ΣΤΟΙΧΕΙΑ ΕΝΩΣΕΙΣ

5

Αν όμως πάρουμε ένα μείγμα, π.χ. υδατικό διάλυμα ζάχαρης, αυτό έχει γεύση, πυκνότητα, θερμοκρασία βρασμού, θερμοκρασία πήξεως και αρκετές άλλες ιδιότητες που εξαρτώνται από τη σύστασή του, ήτοι από πόση ζάχαρη είναι διαλυμένη σε ορισμένη ποσότητα νερού. Συμπεραίνουμε λοιπόν ότι:

Κάθε ουσία έχει ορισμένες ιδιότητες και ορισμένες σταθερές (φυσικές σταθερές) που είναι πάντα ίδιες γι΄ αυτήν, ενώ αντίθετα

τα μείγματα έχουν μεταβλητές ιδιότητες και φυσικές σταθερές, με τι-μές που εξαρτώνται από τη μεταβλητή τους σύσταση, έχουν μεταβλητή σύσταση ανάλογα με τον τρόπο παρασκευής και την προέλευσή τους.

Τα περισσότερα από τα υλικά που συναντάμε είναι μείγματα, των

οποίων η σύσταση ποικίλλει π.χ. το γάλα, το λάδι, το θαλασσινό νερό, ο ατμοσφαιρικός αέρας. Ενδεικτικά αναφέρουμε ότι ο ατμοσφαιρικός αέ-ρας δεν έχει παντού την ίδια σύσταση, π.χ. ο αέρας της πόλης έχει δια-φορετική σύσταση από τον αέρα του βουνού. Χημικές ενώσεις και χημικά στοιχεία

Ξέρουμε ότι η ουσία νερό μπορεί να διασπαστεί με ηλεκτρόλυση σε

δύο άλλες ουσίες με εντελώς διαφορετικές ιδιότητες, τα αέρια υδρογόνο και το οξυγόνο. Η διάσπαση αυτή του νερού είναι μια χημική αντίδρα-ση:

νερό ηλεκτρόλυση υδρογόνο + οξυγόνο

Κανένας όμως δεν έχει καταφέρει μέχρι τώρα να διασπάσει ούτε το υ-δρογόνο ούτε το οξυγόνο σε δύο ή περισσότερες άλλες ουσίες το καθέ-να.

Όμοια μια άλλη ουσία, το κόκκινο στερεό οξείδιο του υδραργύρου, με ισχυρή θέρμανση διασπάται σε δύο διαφορετικές ουσίες, τον υδράργυρο, το μοναδικό υγρό μέταλλο, και το αέριο οξυγόνο.

οξείδιο υδραργύρου θέρμανση υδράργυρος + οξυγόνο

Κανένας όμως δεν έχει καταφέρει μέχρι τώρα να διασπάσει τον υδράρ-γυρο (και όπως αναφέραμε ήδη ούτε το οξυγόνο) σε δύο ή περισσότερες άλλες ουσίες.

Τέλος, αν θερμάνουμε ισχυρά ζάχαρη μέσα σ’ ένα γυάλινο σωλήνα, η ζάχαρη διασπάται σε άνθρακα και σε νερό:

ζάχαρη θέρμανση άνθρακας + νερό

Σημειωτέον ότι η ζάχαρη δεν είναι μείγμα από άνθρακα και νερό, με άλλα λόγια δεν μπορούμε να φτιάξουμε ζάχαρη με το να αναμείξουμε απλώς κάρβουνο και νερό.

6

Το νερό, το οξείδιο του υδραργύρου, η ζάχαρη είναι ουσίες που δια-

σπώνται μέσω χημικών αντιδράσεων σε δύο άλλες ουσίες η καθεμιά. Γι΄ αυτό τον λόγο, οι ουσίες αυτές λέγονται σύνθετες ουσίες ή χημικές ενώσεις ή απλώς ενώσεις. Αντίθετα, ουσίες όπως το υδρογόνο, το οξυ-γόνο, ο υδράργυρος και ο άνθρακας, που δεν μπορούν να διασπαστούν σε άλλες ουσίες, λέγονται απλές ουσίες ή χημικά στοιχεία ή απλώς στοιχεία.

Πολλές χημικές ενώσεις είμαστε σε θέση να τις συνθέσουμε από τα χημικά στοιχεία στα οποία μπορούν να διασπαστούν, π.χ. από οξυγόνο και υδρογόνο μπορούμε να συνθέσουμε νερό. Λέμε ότι οι απλές ουσίες ενώνονται χημικά και φτιάχνουν σύνθετες ουσίες. Γι΄ αυτό οι σύνθετες ουσίες λέγονται χημικές ενώσεις ή απλώς ενώσεις.

Σήμερα είναι γνωστά περί τα 110 χημικά στοιχεία, από τα οποία τα 88 υπάρχουν στη φύση, ενώ τα υπόλοιπα είναι τεχνητά. Κάθε στοιχείο έχει διαφορετικές ιδιότητες και τα περισσότερα ποικίλες εφαρμογές, Εξάλλου, παρατηρούνται και ομοιότητες μεταξύ διαφόρων στοιχείων. Όπως τα 24 γράμματα του αλφαβήτου φτιάχνουν δεκάδες χιλιάδες λέ-ξεις, έτσι και τα χημικά στοιχεία ενώνονται χημικά μεταξύ τους με διάφορους συνδυασμούς κι έτσι φτιάχνονται εκατομμύρια χημικές ενώ-σεις. Πολλές ενώσεις υπάρχουν στη φύση. Πολλές άλλες δεν υπάρχουν στη φύση, αλλά τις συνθέτουν οι χημικοί στα χημικά εργαστήρια. Οι ενώσεις αυτές έχουν διαφορετικές ιδιότητες η καθεμιά και ποικίλες ε-φαρμογές. Πολλές είναι ακίνδυνες, αλλά και πολλές επικίνδυνες. Πολ-λές είναι χρήσιμες ως φάρμακα, ως χρήσιμα υλικά. Και πολλές είναι βλαβερές. Τέλος, πολλές ενώσεις μένουν να ανακαλυφθούν ή να συντε-θούν, με την ελπίδα ότι θα λύσουν διάφορα προβλήματα του ανθρώπου, όπως να θεραπεύσουν ασθένειες, να συμβάλουν στη βελτίωση του πε-ριβάλλοντος και να λύσουν το ενεργειακό πρόβλημα.

Με βάση τις γνώσεις μας για τη δομή της ύλης, ένα στοιχείο αποτελείται από ένα είδος ατόμων, ενώ μια ένωση αποτελείται από άτομα δύο ή πε-ρισσότερων διαφορετικών στοιχείων.

Πίνακας με τα σύμβολα και την ονομασία των στοιχείων δίνεται στο εμπρός εσώφυλλο του βιβλίου. Να παρατηρήσουμε ότι το μεγαλύτερο μέρος της γης και του ανθρώπινου σώματος αποτελείται από 7 μόνο στοιχεία, όπως χαρακτηριστικά απεικονίζεται στο παρακάτω σχήμα.

νερό υδρογόνο οξυγόνο

οξείδιο υδραργύρου υδράργυρος οξυγόνο

ζάχαρη

άνθρακας νερό υδρογόνο οξυγόνο

7

• Το άτομο είναι ένα απει-

ροελάχιστο σωματίδιο, με

μέγεθος που ξεπερνά τα

όρια της φαντασίας μας.

Ωστόσο, νέες τεχνικές στη

μικροσκοπία επιτρέπουν

την παρατήρηση του και

τον προσδιορισμό του με-

γέθους του. Δείτε στην

διπλανή εικόνα την απει-

κόνιση των ατόμων στην

επιφάνεια του κρυστάλλου

του στοιχείου Γερμάνιο

(Ge), μέσω μιας νέας τε-

χνικής (Scannig Tunneling

Microscopy-STM) που α-

ναπτύχθηκε τα τελευταία

χρόνια.

Σχήμα 1: Κατανομή χημικών στοιχείων στη γη και στον άνθρωπο

8

Α 2 ΤΑ ΑΤΟΜΑ ΚΑΙ Η ΑΤΟΜΙΚΗ ΔΟΜΗ

Φιλοσοφία και ιστορία της ατομικής θεωρίας Οι αρχαίοι Έλληνες φιλόσοφοι Λεύκιππος και Δημόκριτος ήταν οι

πρώτοι που πρότειναν τα άτομα ως την αρχή των όντων. Τα άτομα έ-χουν τη δική τους μάζα και κινούνται στον κενό χώρο. Το κενό είναι α-παραίτητο για την κίνηση αυτή. Η ένωση των ατόμων έχει αποτέλεσμα τη σύνθεση όλων των όντων, ενώ ο χωρισμός τους οδηγεί στην κατάρ-ρευση πάσης υπάρξεως. Τα άτομα θεωρούνταν αγέννητα, μόνιμα, α-διαίρετα και μη καταστρέψιμα, του ίδιου είδους αλλά με ποικιλία στο μέ-γεθος, τη μάζα και το σχήμα, αλλάζοντας μόνο τη θέση τους και τη μορφή τους.

Αυτή η ατομική θεωρία παραμελήθηκε επί αιώνες και μέχρι ενωρίς στον 19ο αιώνα επικρατούσε η φιλοσοφική άποψη της συνεχούς ύλης, που είχε υποστηριχθεί και από τους Πλάτωνα και Αριστοτέλη. Το 1803, ο Άγγλος χημικός John Dalton με αφετηρία ποικίλα πειραματικά δεδο-μένα, όπως τον νόμο της αφθαρσίας της ύλης, τον νόμο του Proust, κα-θώς και το πειραματικό δεδομένο ότι τα χημικά στοιχεία δεν μπορούν να διασπαστούν με χημικό τρόπο (ενώ οι χημικές ενώσεις μπορούν), οδη-γήθηκε στο να διαμορφώσει την ατομική του θεωρία. Η ατομική θεωρία του Dalton βασίστηκε στις παρακάτω παραδοχές:

1. Κάθε χημικό στοιχείο αποτελείται από τα δικά του χαρακτηριστικού

τύπου, αδιαίρετα και μη καταστρέψιμα άτομα. Τα άτομα αυτά χαρα-κτηρίζονται από το βάρος τους (τη μάζα τους).

2. Οι χημικές ενώσεις αποτελούν καθορισμένους συνδυασμούς διαφο-ρετικών ατόμων (ατόμων διαφορετικών στοιχείων)

3. Κατά τη διάρκεια των χημικών αντιδράσεων μεταξύ ενώσεων, τα άτομα ούτε δημιουργούνται, ούτε καταστρέφονται, αλλά απλώς α-ναδιατάσσονται σχηματίζοντας νέες ενώσεις.

Η ατομική θεωρία του Dalton εξήγησε τον νόμο των σταθερών λόγων

του Proust και προέβλεψε τον νόμο των πολλαπλών αναλογιών κατά βάρος.

Ενώ ο Dalton επεξεργαζόταν την ατομική θεωρία του, ο Γάλλος χημι-

κός Gay-Lussac, διατύπωσε το 1808 τον νόμο τον συνδυαζόμενων ό-γκων: Οι όγκοι των αερίων που αντιδρούν το ένα με το άλλο, ή παράγονται κα-τά μια χημική αντίδραση, έχουν λόγο μικρών ακέραιων αριθμών. Π.χ. το υδρογόνο αντιδρά με το οξυγόνο και παράγει νερό (υδρατμός) με ανα-λογία όγκων (στις ίδιες συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης) 2 : 1 : 2. Υπόθεση του Avogadro.

Να σημειωθεί ότι τόσο ο Gay-Lussac, όσο και μεταγενέστεροι άλλοι επιστήμονες, όπως ο διάσημος φυσικοχημικός Wilhelm Ostwald (στα τέλη του 19ου αιώνα) απέρριπταν την ατομική θεωρία.

«H ατομική θεωρία έπρεπε να θεωρείται σαν μία απλή υπόθεση, η οποία ήταν ανεπιβεβαίωτη από το πείραμα, και επομένως δεν έ-πρεπε να χρησιμοποιείται ως επεξηγηματικό εργαλείο στη χημεία»

Ο Δημόκριτος (460-370 π.Χ) διατύπωσε την άποψη ότι η ύλη αποτελείται από πολύ μικρά σωματίδια που δεν μπορούν να διαιρεθούν σε άλλα απλούστερα. Τα σωματίδια αυτά ονόμασε ατόμους (άτομα). Νόμος της αφθαρσίας της ύλης Σε κάθε χημική μεταβολή (χημική αντίδραση) η συνολική μάζα των υλικών παραμένει σταθερή. Νόμος του Proust Ο λόγος των μαζών των στοιχείων σε μια χημική ένωση είναι σταθερός, π.χ. στο νερό ο λόγος των μα-ζών οξυγόνου προς υδρο-γόνο είναι περίπου 8:1. Ετσι στα 18 g νερού υπάρ-χουν 8 g γραμμάρια οξυ-γόνου και 2 g υδρογόνου. Τα βασικά σημεία της ατο-μικής θεωρίας του Dalton είναι: - Οι καθαρές ουσιές (στοι-χεία ή χημικές ενώσεις) αποτελούνται από μικρο-σκοπικά, αόρατα και αδιαί-ρετα σωματίδια, τα άτομα. - Τα άτομα του ίδιου στοι-χείου είναι όμοια. Άτομα διαφορετικών στοιχείων διαφέρουν ως προς το βά-ρος τους. - Τα άτομα των στοιχείων συνδυάζονται μεταξύ τους με απλές αναλογίες (π.χ. 1:1, 1:2, 1:3), ώστε να σχηματίσουν χημικές ενώ-σεις (στοιχειομετρία χημι-κών ενώσεων).

9

Αποτέλεσμα της εχθρικής αυτής τάσης ήταν να γραφτούν βιβλία χη-

μείας στα οποία οι λέξεις «άτομο» και «μόριο» ήταν ταμπού. Δεν υπήρχε αμφιβολία ότι τα άτομα μπορούσαν να εξηγήσουν κάποια φαι-νόμενα-σπαζοκεφαλιές. Αλλά στην πραγματικότητα αυτά ήταν "αποκυήματα φαντασίας". Αν πράγματι υπήρχαν, ήταν πάρα πολύ μικρά για να τα αντι-ληφθεί κανείς με τις αισθήσεις του. Πώς τότε θα ήταν ποτέ δυνατό να πα-γιωθεί η ύπαρξή τους; Ευτυχώς υπήρχε ένας τρόπος. Το κόλπο ήταν να υποθέσουμε ότι τα άτομα υπάρχουν και κατόπιν να φτιάξουμε μια ερμηνεία του φυσικού κόσμου με βάση τα άτομα. Αν η ερμηνεία ταίριαζε με την πραγματικότητα, τότε η ιδέα των ατόμων έστεκε. Αν όχι, τότε ήταν καιρός να ψάξουμε για μια καλύτερη ιδέα. Chown, M., The magic furnace: The search for the origin of atoms. NY: Ox-ford University Press, 2001.

Χημεία και τεχνολογία «Βλέπουμε τα άτομα»

Μια σύγχρονη πειραματική μαρτυρία για την ύπαρξη των ατόμων

μάς προσφέρει η μικροσκοπία σάρωσης σήραγγας (scanning tunneling microscopy, STM). Έτσι, η τεχνική αυτή μας αποκαλύπτει ότι η επιφά-νεια ενός στερεού υλικού αποτελείται από εξογκώματα–λόφους (άτομα), ανάμεσα στα οποία υπάρχουν βαθουλώματα-κοιλάδες (κενά). Η σάρω-ση της επιφάνειας του στερεού γίνεται με τρόπο ανάλογο με τον τρόπο που ένας τυφλός σαρώνει με το ραβδί του το δρόμο μπροστά του: κα-θώς προχωρά κινεί το ραβδί αριστερά και δεξιά και ταυτόχρονα το χτυ-πά στο έδαφος.

Ένα ατομικό τοπίο από την επιφάνεια καθαρού πυριτίου, φτιαγμένο με την τε-χνική της μικροσκοπίας σαρώσεως σήραγγας

10

A 2.1 H σύγχρονη άποψη για το άτομο Παρά την ισχυρή αντίθεση (βλ. παραπάνω), στο τέλος το ατομικό

μοντέλο έγινε δεκτό. Περαιτέρω, γίνεται δεκτό ότι τρία βασικά πρωταρ-χικά σωματίδια, τα πρωτόνια, τα νετρόνια και τα ηλεκτρόνια συναπο-τελούν όλα τα άτομα. Μια σειρά πειραματικών δεδομένων καθιέρωσαν την ισχύ του ατομικού μοντέλου.

Η ραδιενέργεια έπαιξε σημαντικό ρόλο σ’ αυτό. Η πρόταση της γαλ-λοπολωνίδας φυσικού Marie Curie, το 1899, ότι τα άτομα διασπώνται εκπέμποντας ραδιενέργεια, ήλθε σε αντιπαράθεση με την ιδέα του Dal-ton ότι τα άτομα είναι αδιαίρετα. Έπρεπε επομένως να υπάρχει κάτι μι-κρότερο από το άτομο (υποατομικά σωμάτια) από τα οποία αποτελού-νται τα άτομα.

Πειραματικές μαρτυρίες για τo ηλεκτρόνιο Το πείραμα του Thomson

To 1875 0 Άγγλος φυσικός William Crookes επινόησε ένα σωλήνα (σωλήνας Crookes) στον οποίο ηλεκτρικό ρεύμα περνάει από κενό. Το Σχήμα 3 δείχνει ένα σωλήνα Crookes (ή καθοδικό σωλήνα). Τα ηλε-κτρόδια είναι δύο τεμάχια μετάλλου. Κάθε ηλεκτρόδιο συνδέεται με σύρμα με μια πηγή συνεχούς ηλεκτρικού ρεύματος. Το ηλεκτρόδιο που συνδέεται στο θετικό πόλο της πηγής λέγεται άνοδος, ενώ αυτό που συνδέεται στον αρνητικό πόλο λέγεται κάθοδος. Ο Crookes πα-ρατήρησε ότι όταν έκλεινε το κύκλωμα, μια φωτεινή δέσμη κινούνταν α-πό την κάθοδο στην άνοδο, δηλαδή από το αρνητικό στο θετικό ηλε-κτρόδιο. Η δέσμη πρέπει προφανώς να ήταν αρνητικά φορτισμένη.

Σχήμα 2: Σωλήνας Crookes Τι ήταν αυτή η δέσμη; Αποτελούνταν από υλικά σωμάτια ή από κύ-

ματα; Επειδή διαδιδόταν ευθύγραμμα, οι Γερμανοί φυσικοί την εποχή του Crookes θεώρησαν ότι ήταν ακτινοβολία και γι' αυτό ονόμασαν τη δέσμη καθοδικές ακτίνες. Οι Άγγλοι φυσικοί ήταν υπέρ της άποψης ότι ήταν πολύ μικρά υλικά σωμάτια που κινούνταν πολύ γρήγορα - τόσο γρήγορα ώστε δεν επηρεάζονταν από τη βαρύτητα και γι' αυτό κινού-νταν ευθύγραμμα.

Άνοδος: θετιικό ηλεκτρό-διο, φορτισμένο με θετιικό ηλεκτρικό φορτίο. Κάθοδος: αρνητικό ηλε-κτρόδιο, φορτισμένο με αρνητικό ηλεκτρικό φορτίο.

11

Το 1897, ο Άγγλος Φυσικός J.J. Thomson χρησιμοποίησε μαγνητικό κα ηλεκτρικό πεδίο και έδειξε ότι η δέσμη αποτελούνταν από σωμάτια, που ονομάστηκαν ηλεκτρόνια. (Τόσο το ηλεκτρικό πεδίο όσο και το μαγνητικό πεδίο κάνουν τη δέσμη να στραβώνει). Ο Thomson μάλιστα προσδιόρισε το λόγο του ηλεκτρικού φορτίου προς τη μάζα του ηλε-κτρονίου, ενώ ο Αμερικανός Robert Millikan προσδιόρισε πειραματικά τη μάζα του ηλεκτρονίου που είναι ίση με 9,11×10-28g και το φορτίο του ηλεκτρονίου qe.

Τέλος, αποδείχθηκε ότι τα ηλεκτρόνια εκπέμπονταν από τα μεταλλι-κά ηλεκτρόδια, άρα προέρχονταν από την ύλη.

Προσδιορισμός του ηλεκτρικού φορτίου του ηλεκτρονίου:

Το πείραμα του Millikan Τα πειράματα πρότειναν ότι τα ηλεκτρόνια είναι παρόντα σε όλα τα

είδη ύλης, και επομένως υπάρχουν στα άτομα όλων των στοιχείων. Η προσπάθεια στράφηκε στη συνέχεια στη μέτρηση του φορτίου του ηλε-κτρονίου, κάτι που επιτεύχθηκε το 1909 χάρις στο περίφημο πείραμα της σταγόνας λαδιού του Αμερικανού φυσικού Robert Millikan.

Κατά το πείραμα αυτό, ακτίνες Χ αποσπούσαν ηλεκτρόνια από μόρια του αέρα και τα ηλεκτρόνια αυτά προσκολλούνταν σε μια σταγόνα λα-διού που έπεφτε από μια τρύπα μέσα σε ένα ηλεκτρικό πεδίο. Mεταβάλλοντας ο Millikan την ένταση του πεδίου, πετύχαινε να πέφτει η σταγόνα πιο αργά ή να κινείται προς τα πάνω ή να μένει αιωρούμενη. Από αυτά τα δεδομένα υπολόγιζε το ηλεκτρικό φορτίο της σταγόνας. Μετά τη μελέτη αρκετών σταγόνων, ο Millikan επιβεβαίωσε την προσ-δοκία του ότι το φορτίο κάθε σταγόνας ήταν ακέραιο πολλαπλάσιο ενός ελάχιστου φορτίου. Δεδομένου ότι σε κάθε σταγόνα προσκολλούνταν διαφορετικός αριθμός ηλεκτρονίων, το ελάχιστο αυτό φορτίο θεωρήθηκε ότι είναι το ηλεκτρόνιο (qe = - 1,6 x 10-19 C).

Σχήμα 3: Πείραμα για τον προσδιορισμό του ηλεκτρικού φορτίου του ηλεκτρο-νίου.

Αντί της απόλυτης τιμής του αρνητικού ηλεκτρικού φορτίου του ηλε-

κτρονίου (1,602×10-19C), οι επιστήμονες θεωρούν το φορτίο του ηλε-κτρονίου ως τη στοιχειώδη μονάδα του αρνητικού ηλεκτρικού φορτίου και λένε ότι το ηλεκτρόνιο έχει φορτίο -1.

12

Πειραματικές μαρτυρίες για τη δομή του ατομικού πυρήνα

Αφού τα ηλεκτρόνια έχουν αρνητικό φορτίο, ενώ τα άτομα (μέρος

των οποίων είναι τα ηλεκτρόνια) είναι ηλεκτρικά ουδέτερα, είναι φανερό ότι κάτι άλλο υπάρχει στα άτομα που αντισταθμίζει ηλεκτρικά τα αρνητι-κά ηλεκτρόνια. Η μελέτη το 1876 και το 1886 των λεγόμενων «διαυλι-κών ακτίνων» από τον Γερμανό φυσικό Eugene Goldstein, που παρα-τηρήθηκαν σε ένα ειδικό σωλήνα καθοδικών ακτίνων με διάτρητη κάθο-δο (Σχήμα 4), οδήγησε το 1902 τον Γερμανό φυσικό Wilhelm Wien στην αναγνώριση ότι αυτές οι ακτίνες ήταν θετικά φορτισμένα σωμάτια (τα πρωτόνια) και στην πρώτη μέτρηση του λόγου eo/m για το πρωτόνιο. Τελικά αποδείχθηκε ότι στην περίπτωση αυτή έχουμε θετικά φορτισμένα σωμάτια, που ονομάστηκαν το 1920 πρωτόνια από τον Ernest Ruther-ford. Κάθε πρωτόνιο φέρει θετικό ηλεκτρικό φορτίο ίσο κατ' απόλυτη τιμή με το φορτίο του ηλεκτρονίου (+1). Το πρωτόνιο έχει 1837 φορές μεγαλύτερη μάζα από το ηλεκτρόνιο.

Ηλεκτρική πηγή Κάθοδος Άνοδος

Σχήμα 4: Διάταξη που απέδειξε την ύπαρξη των πρωτονίων Τέλος, πολλά χρόνια αργότερα, το 1932, ο Βρετανός φυσικός

James Chadwick επινόησε ένα πείραμα που οδήγησε στην ανακάλυψη ενός άλλου σωματίου στον πυρήνα του ατόμου. Το σωμάτιο αυτό έχει μάζα παραπλήσια με του πρωτονίου αλλά δεν φέρει ηλεκτρικό φορτίο, είναι ηλεκτρικά ουδέτερο και γι’ αυτό ονομάστηκε νετρόνιο (ουδετερόνιο).

Πίνακας 3: Μάζα και φορτίο υποατομικών σωματίων

Σωματίδιο (σύμβολο)

Θέση Μάζα /g Σχετική μάζα

Φορτίο /C Σχετικό φορτίο

Ηλεκτρόνιο (e)

Γύρω από τον πυρήνα

9,11 x 10-28 1/1837 -1,60 x 10-19 -1

Πρωτόνιο (p)

Πυρήνας 1,66 x 10-24 1 +1,60 x 10-19 +1

νετρόνιο (n)

Πυρήνας 1,66 x 10-24 1 0 0

Το πείραμα Geiger και Marsden Όταν σωμάτια άλφα κτύ-πησαν ένα λεπτό έλασμα χρυσού, σχεδόν όλα πέ-ρασαν μέσα από αυτό χω-ρίς παρέκκλιση της πορεί-ας τους. Ελάχιστα όμως σωμάτια άλφα (μόνο 1 στα 20.000) παρεκτράπηκαν κατά μεγάλη γωνία, ενώ μερικά γύρισαν εντελώς πίσω! Όπως σχολίασε ο Rutherford ήταν σαν να έβαλες με ένα πυροβόλο ένα βλήμα όλμου 15 ι-ντσών εναντίον ενός φύλ-λου χαρτιού και το βλήμα να γύρισε πίσω και να σε χτύπησε.

Το ατομικό πρότυπο του Rutherford : η μάζα του ατόμου είναι συγκεντρω-μένη σε ένα πολύ μικρό χώρο, τον πυρήνα. Τα ηλεκτρόνια διευθετούνται γύρω από τον πυρήνα με ακαθόριστο τρόπο • Νουκλεόνια είναι τα σωματίδια του πυρήνα, δηλαδή πρωτόνια και νε-τρόνια. Από το nuclear που σημαίνει πυρήνας.

13

Το ατομικό μοντέλο του Rutherford

Το 1910 ο Ernest Rutherford (που νωρίτερα είχε ανακαλύψει ότι οι ακτίνες άλφα αποτελούνται από θετικά φορτισμένα σωμάτια που έχουν τη μάζα του ατόμου του στοιχείου του ηλίου) οδηγήθηκε στο παρακάτω μοντέλο του ατόμου: τα πρωτόνια και τα νετρόνια είναι τοποθετημένα σε ένα πολύ μικρό πυρήνα (Σχήμα 5). Αυτό σημαίνει ότι ο πυρήνας πε-ριέχει όλο το θετικό φορτίο και την περισσότερη από τη μάζα του ατό-μου. Τα αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια περιβάλλουν τον πυρήνα και καταλαμβάνουν τον περισσότερο όγκο του ατόμου. Τα άτομα δεν έχουν συνολικό ηλεκτρικό φορτίο, επομένως ο αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα του ατόμου είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων του ατό-μου. Πειραματική μαρτυρία για το μοντέλο του Rutherford έδωσαν τα πειράματα των βοηθών του Hans Geiger και Ernst Marsden. Α 2.2 Άτομα: Σύσταση, ισότοπα, σχετική ατομική μά-ζα

Είδαμε ότι η έννοια του ατόμου αποτελεί τη βάση της ατομικής θεω-ρίας.

Το άτομο είναι το μικρότερο σωματίδιο ενός στοιχείου που μπορεί να πάρει μέρος στο σχηματισμό χημικών ενώσεων.

Σχήμα 5: Τα πρωτόνια και τα νετρόνια είναι συγκεντρωμένα σε ένα εξαιρετικά μικρό χώρο, τον πυρήνα.

Αν είστε στη θέση του πυρήνα, τότε τα ηλεκτρό-νια είναι σκορπισμένα τουλάχιστον 61 km μακριά σας.

• άτομο (atom): από το α-τέμνω • Ο πυρήνας καθορίζει τη μάζα του ατόμου, δηλαδή m ατόμου = m πρωτονίων + m νετρονίων

• Ο χώρος που περιβάλλει τον πυρήνα, όπου διευθε-τούνται τα ηλεκτρόνια, καθορίζει το μέγεθος του ατόμου.

14

Ατομικός αριθμός - Μαζικός αριθμός - Ισότοπα

Ατομικός αριθμός (Ζ) είναι ο αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα του ατόμου ενός στοιχείου. Ο αριθμός αυτός καθορίζει το είδος του ατόμου, αποτελεί δηλαδή ένα είδος ταυτότητας γι’ αυτό.

Η τιμή του Ζ δείχνει επίσης τον αριθμό των ηλεκτρονίων. Μην ξε-χνάτε ότι στο άτομο ο αριθμός ηλεκτρονίων ισούται με τον αριθμό των πρωτονίων, ώστε το άτομο να είναι ηλεκτρικά ουδέτερο. Για παράδειγ-μα, όταν λέμε ότι ο ατομικός αριθμός του νατρίου (Na) είναι 11, εννο-ούμε ότι το άτομο του Na έχει 11p στον πυρήνα του, αλλά και 11e γύρω από τον πυρήνα. Επειδή όμως ο ατομικός αριθμός είναι ο καθοριστικός αριθμός για το είδος του κάθε στοιχείου, μπορούμε να πούμε ότι κάθε άτομο στη φύση που έχει στον πυρήνα του 11p, είναι άτομο νατρίου.

Μαζικός αριθμός (Α) είναι το άθροισμα του αριθμού των πρωτονίων και του αριθμού των νετρονίων στον πυρήνα ενός ατόμου.

Για παράδειγμα, όταν λέμε ότι ο μαζικός αριθμός του φθορίου (F) είναι 19 και ο ατομικός του αριθμός είναι 9, εννοούμε ότι στον πυρήνα του ατόμου του υπάρχουν 9 πρωτόνια και 19 νουκλεόνια (πρωτόνια και νε-τρόνια μαζί). Άρα στον πυρήνα του υπάρχουν 10 νετρόνια.

Αν συμβολίσουμε με Ν τον αριθμό των νετρονίων του ατόμου, τότε προφανώς ισχύει:

Α = Ζ + Ν

Το άτομο ενός στοιχείου Χ συμβολίζεται:

Ισότοπα ονομάζονται τα άτομα που έχουν τον ίδιο ατομικό αλλά δια-φορετικό μαζικό αριθμό.

Α

Ζ X

Τα ισότοπα είναι, με άλλα λόγια, άτομα του ίδιου είδους (στοιχείου) με διαφορετική μάζα. Για παράδειγμα, ο άνθρακας (C) έχει τέσσερα ισότο-πα:

116 C 12 C C 14 C 6

136 6

Από αυτά το πλέον διαδεδομένο στη φύση είναι ο C που απαντά σε ποσοστό 99%.

126

Πολλά ισότοπα δεν είναι σταθερά αλλά εκπέμπουν ραδιενέργεια. Τα ραδιενεργά ισότοπα βρίσκουν πολλές χρήσεις στην αναλυτική χημεία, στη βιολογία, στη γεωλογία, στη βιομηχανία, στη γεωργία, στην αρχαιολογία και στην ιατρική.

15

H μέθοδος του Canizzaro για τον προσδιορισμό των Σχετικών Ατομικών Μαζών

Ο Ιταλός χημικός S. Canizzaro (Κανιζάρο), το 1858, παρουσίασε μια μέθοδο με την οποία κατάφερε να φτιάξει μια κλίμακα ΣΑΜ ως προς το υδρογόνο. Η μέθοδος βασιζόταν στην υπόθεση του Αvogadro, σε δεδο-μένα πυκνότητας ατμών διαφόρων ουσιών και σε δεδομένα περιεκτικό-τητας κ.β. των ουσιών σε υδρογόνο. Επιπλέον, λαμβάνεται υπόψη ότι το μόριο του υδρογόνου είναι διατομικό (Η2), κάτι που είχε ήδη προκύ-ψει ως συνέπεια του νόμου των αέριων όγκων του Gay-Lussac και της υπόθεσης του Αvogadro. Νόμος των αέριων όγκων του Gay-Lussac

Σε μια χημική αντίδραση αερίων, οι όγκοι των αντιδρώντων και των προϊόντων, μετρη-

μένοι στις ίδιες συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης, έχουν μεταξύ τους σχέση μικρών

ακέραιων αριθμών: Π.χ. 2 L υδρογόνου αντιδρούν με 1 L χλωρίου και παράγονται 2 L

υδροχλωρίου. Όμοια, 2 L υδρογόνου αντιδρούν με 1 L οξυγόνου και παράγονται 2 L

υδρατμών.

Ας θεωρήσουμε τις ενώσεις υδροχλώριο, νερό, αμμωνία και μεθάνιο, καθώς και το στοιχείο υδρογόνο. Ο παρακάτω πίνακας δίνει δεδομένα για τον προσδιορισμό μιας κλίμακας ΣΑΜ ως προς το υδρογόνο (για το οποίο η ΣΑΜ λαμβάνεται ίση με 1). τις πυκνότητες σε g/L των παραπά-νω αέριων ουσιών. Σημειωτέον ότι σύμφωνα με την υπόθεση του Αvogadro, στις ίδιες συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης, οι μάζες των ουσιών σε g/L είναι οι μάζες ίσων αριθμών μορίων από κάθε ουσία.

Αέρια ουσία Πυκνότη-τα* g/L ΣΜΜ**

% υδρογόνο

Σχετική μάζα περιεχόμενου υδρογόνου

Αριθμός ατόμων Η στο μόριο

Μοριακός τύπος

ΣΑΜ (Η = 1)

Υδρογόνο 0,0659 2 100 2,00 2 Η2 H = 1 Υδροχλώριο 1,19 36,12 2,76 1,00 1 HCl Cl = 35,12

Νερό 0,589 17,88 11,2 2,00 2 Η2O O = 15,88 Αμμωνία 0,557 16,90 17,7 3,00 3 NΗ3 N = 13,90 Μεθάνιο 0,524 15,90 25,1 4,00 4 CΗ4 C = 11,90

* Σε θερμοκρασία 100οC και πίεση 1 atm.

** Σχετική Μοριακή Μάζα ως προς το υδρογόνο, για το οποίο ΣΑΜ = 1, άρα ΣΜΜ = 2. Π.χ. για το υδροχλώριο έχουμε ΣΜΜ = 2 × (1,19 / 0,0659) = 2 × (1,19 / 0,0659) = 36,12. (Σύμφωνα με την υ-πόθεση του Αvogadro, οι μάζες των ουσιών σε g/L είναι οι μάζες ίσων αριθμών μορίων από κάθε ουσία.)

• Η σχετική ατομική μάζα (Ατομικό Βάρος) τις πιο πολλές φορές στην Ελλη-νική βιβλιογραφία συμβο-λίζεται με ΑΒ. Στο παρόν βιβλίο υιοθετείται η πρό-ταση της IUPAC και συμ-βολίζεται Αr.

• Ο ορισμός της Ατομικής Μονάδας Μάζας σε διάφο-ρες χρονικές περιόδους.

1 amu ισούται :

- με τη μάζα του ενός α-τόμου Η (19ος αιώνας)

- με το 1/16 της μάζας του ατόμου του Ο (1904)

- με το 1/12 της μάζας του ατόμου του C (1961- σή-μερα)

- 1,66 10-24 g

mατόμου

• Αr = 1/12mατόμου

12C

16

Σχετική ατομική μάζα Από πολύ νωρίς, σχεδόν αμέσως μετά τη διατύπωση της ατομικής

θεωρίας του Dalton (1803), και για μεγάλο χρονικό διάστημα, οι χημι-κοί εστιάστηκαν στο θέμα του προσδιορισμού της μάζας των ατόμων και μορίων. Το μέγεθος βέβαια των σωμάτιων αυτών είναι ασύλληπτα μικρό με αποτέλεσμα να καθίσταται αδύνατος ο απόλυτος υπολογισμός της μάζας τους. Ωστόσο, αυτό που ήταν δυνατό να γίνει, και έγινε με τη βοήθεια των ποσοτικών αναλύσεων καθαρών ουσιών, ήταν η σύγκριση της μάζας των ατόμων και των μορίων με μία συγκεκριμένη μονάδα μά-ζας. Αυτή είναι η ατομική μονάδα μάζας:

Ατομική μονάδα μάζας (amu) ορίζεται το 1/12 της μάζας του ατόμου του άνθρακα 12 (12C).

Να σημειωθεί ότι ο 12C είναι εκείνο το ισότοπο του άνθρακα που έχει

6 πρωτόνια και 6 νετρόνια στον πυρήνα του. Ως εκ τούτου, μία ατομική μονάδα μάζας υπολογίζεται ότι είναι ίση με 1,66×10-24 g.

Σχετική ατομική μάζα (Ar) ή ατομικό βάρος (AB)

Σχετική ατομική μάζα ή ατομικό βάρος λέγεται ο αριθμός που δεί-χνει πόσες φορές είναι μεγαλύτερη η μάζα του ατόμου του στοιχείου από το 1/12 της μάζας του ατόμου του άνθρακα 12. Έτσι λοιπόν, όταν λέμε ότι η σχετική ατομική μάζα του οξυγόνου εί-

ναι 16, εννοούμε ότι η μάζα του ατόμου του οξυγόνου είναι δεκαέξι φο-ρές μεγαλύτερη από το 1/12 της μάζας του ατόμου 12C. Δηλαδή, Ar Ο = 16.

Να παρατηρήσουμε ότι οι σχετικές ατομικές μάζες είναι καθαροί α-ριθμοί. Έτσι, αν θέλουμε να υπολογίσουμε την απόλυτη ατομική μάζα αρκεί να πολλαπλασιάσουμε τη σχετική ατομική μάζα με το 1,66 10-24 g.

Τέλος, μελετώντας τον πίνακα των σχετικών ατομικών μαζών στο παράρτημα του βιβλίου, μπορούμε να παρατηρήσουμε πως πολλά στοι-χεία έχουν δεκαδικές τιμές Ar αντί για ακέραιες που θα περιμέναμε με βάση τον ορισμό της σχετικής ατομικής μάζας. Στις περιπτώσεις αυτές, οι τιμές του πίνακα αναφέρονται στο μέσο όρο των σχετικών ατομικών μαζών των ισοτόπων, όπως αυτά απαντούν στη φύση.

17

Μελετώντας τα άτομα με το φασματόμετρο μάζας Ένα από τα πιο σημαντικά όργανα για τη μελέτη των ατόμων είναι το

φασματόμετρο μάζας. Σ’ αυτό η υπό εξέταση ουσία πρώτα εξατμίζεται (εκτός αν είναι αέρια) και κατόπιν ιοντίζεται, με αποβολή ηλεκτρονίων και κατιόντων. Τα θετικά ιόντα (κατιόντα) που σχηματίζονται επιταχύνο-νται από ένα ηλεκτρικό πεδίο κι έπειτα αλλάζουν πορεία (εκτρέπονται) από έναν ισχυρό μαγνήτη. Η έκταση της εκτροπής της πορείας τους, εξαρτάται από τη μάζα και το ηλεκτρικό τους φορτίο.

Τελικά τα ιόντα πρέπει να ανιχνευθούν με κάποιον τρόπο: μια φωτο-γραφική πλάκα ή με σύγχρονες ηλεκτρονικές τεχνικές.

Στα πρώτα πειράματα βρέθηκε ότι το ευγενές αέριο νέον έδωσε δύο γραμμές στη φωτογραφική πλάκα. Η μία γραμμή αντιπροσωπεύει ένα σωμάτιο με σχετική ατομική μάζα 20, ενώ η άλλη με 22. Η εξήγηση αυ-τού του ευρήματος ήταν ότι υπάρχουν δύο μορφές νέου με διαφορετική ατομική μάζα, αλλά με ταυτόσημες σχεδόν όλες τις άλλες ιδιότητές τους. Αυτές οι μορφές ονομάστηκαν ισότοπα.

Σχήμα 6: Φασματόμετρο μάζας

Η φασματοσκοπία χρησιμοποιείται και για τον προσδιορισμό σχετι-

κών μοριακών μαζών (βλ. παρακάτω) καθώς και στη χημική ανάλυση. Σημειωτέον ότι η ένταση (το ύψος) των γραμμών στο φάσμα εξαρτάται από την ποσότητα της εξεταζόμενης ουσίας. Στην περίπτωση ισοτόπων, το σχετικό ύψος καθορίζει τη σχετική φυσική αφθονία των ισοτόπων, π.χ. το φυσικό χλώριο αποτελείται από 75% 35Cl και 25% 37Cl (Σχήμα 7)

λόγος μάζα / φορτίο

% ποσοστό

ισοτόπου

Σχήμα 7: Φάσμα μάζας του απαντώντος στη φύση στοιχείου χλωρίου.

• Με το φασματόμετρο μάζας μπορεί να προσδιο-ριστεί με ακρίβεια η σύ-σταση των ισοτόπων σ’ ένα στοιχείο στη φύση, καθώς και οι σχετικές ατο-μικές μάζες των ισοτόπων.

Το ατομικό πρότυπο του Bohr: Σ΄ αντίθεση με το ασταθές πρότυπο του Rutherford, τα ηλεκτρόνια κινούνται σε καθορισμένες (επιτρεπτές) τροχιές. Η ιδέα της επιτρεπτής τρο-χιάς και κατ΄ επέκταση της ηλεκτρονιακής στιβά-δας (ή φλοιού) βασίζεται στις αντιλήψεις του Bohr.

Εικονική παρουσίαση των ηλεκτρονιακών στιβάδων ή φλοιών. Κβάντο: από το λατινικό quantum = ποσό

Ν. Bohr (1885-1965). Δανός φυσικός, διετέλεσε διευθυντής στο ινστιτού-το θεωρητικής φυσικής στην Κοπεγχάγη. Τιμή-θηκε με το βραβείο Νο-μπέλ φυσικής το 1922 για τη θεωρία του περί κβαντισμένων (καθορι-σμένων) ηλεκτρονικών τροχιών. Είχε πει για τον 20ο αιώνα: «Σε όλη την ιστορία των επιστημών δεν υπάρχει άλλη περίοδος αντίστοιχη του αιώνα μας, όπου η εξερεύνηση του κόσμου των ατόμων ήταν η α-παρχή τεράστιων εξελί-ξεων. Ωστόσο, κάθε αύ-ξηση των γνώσεών μας και της δύναμής μας αυ-ξάνει αυτομάτως την ευθύνη μας».

18

A 2.3 Περισσότερα για την ατομική δομή: Το ατομικό μοντέλο του Bohr

Από την εργασία του Rutherford μάθαμε ότι τα ηλεκτρόνια είναι το-

ποθετημένα στο χώρο που περιβάλλει τον πυρήνα του ατόμου. Ένα πλανητικό μοντέλο (το ατομικό μοντέλο του Rutherford) με τα ηλεκτρό-νια να κινούνται σε κυκλικές τροχιές γύρω από τον πυρήνα φαινόταν αποδεκτό. Όμως ένα τέτοιο μοντέλο με την παράδοξη σταθερότητά του παραβίαζε τους νόμους της κλασικής ηλεκτροδυναμικής. Σύμφωνα με αυτούς, ένα φορτισμένο σωμάτιο όπως το ηλεκτρόνιο, κινούμενο στο θετικό ηλεκτρικό πεδίο του πυρήνα έπρεπε να χάνει συνεχώς ενέργεια με ακτινοβολία, και τελικά να καταλήγει μέσω μια σπειροειδούς κίνη-σης στον πυρήνα.

Για να λύσει αυτό το παράδοξο, ο Δανός φυσικός Niels Bohr (που τότε σπούδαζε υπό τον Rutherford) πρότεινε, το 1913, ότι το ηλεκτρό-νιο, κατά την κίνησή του γύρω από τον πυρήνα, μπορεί να βρίσκεται μόνο σε καθορισμένες (επιτρεπτές) τροχιές, όπου σε κάθε τροχιά έχει μια καθορισμένη (μια κβαντισμένη) ενέργεια. Τα ηλεκτρόνια που κινούνται στην ίδια περίπου απόσταση από τον πυρήνα λέμε ότι βρίσκονται στην ίδια στιβάδα ή φλοιό ή ενεργειακή στάθμη. Όταν ένα άτομο απορροφήσει επιπλέον ενέργεια, διεγείρεται σε ανώτερες ενεργειακές στάθμες (σε ανώτερη επιτρεπόμενη τροχιά) όπου είναι ασταθές. Το ασταθές διεγερ-μένο άτομο εκπέμπει ενέργεια ως ακτινοβολία ορατού φωτός με χαρα-κτηριστικό χρώμα ανάλογα με το άτομο, δίνοντας αυτό που ονομάζεται φάσμα εκπομπής.

Ο Bohr δέχθηκε ότι η απορρόφηση της ακτινοβολίας μπορεί να συμ-βεί μόνο με «άλματα» του ηλεκτρονίου από τη μία επιτρεπόμενη τροχιά σε άλλη. Η ενεργειακή διαφορά ΔΕ των δύο τροχιών δίνεται από τη πε-ρίφημη σχέση του Planck:

ΔΕ = Εn1 – Εn2 = h ν

Όπου: Εn1 και Εn2 οι ενέργειες των δύο τροχιών

ν η συχνότητα της απορροφούμενης ή εκπεμπόμενης ακτινοβολίας h μια παγκόσμια σταθερά που έχει τιμή 6,63 ×10-34 J s.

Η τιμή της h είναι μικρή για τον μακρόκοσμο αλλά όχι μικρή για τον

μικρόκοσμο των μορίων, των ατόμων και υποατομικών σωματίων. Η διαφορά αυτή έχει σημαντικές συνέπειες για την περιγραφή του κόσμου στο μικροσκοπικό επίπεδο (κβαντομηχανική).

Όταν τα άτομα δεν είναι σε διέγερση, τα ηλεκτρόνιά τους κατανέμο-νται σε επτά το πολύ στιβάδες, τις K, L, M, N, O, P, και Q. Κάθε στιβά-δα χαρακτηρίζεται από έναν αριθμό που συμβολίζεται με n και ονομάζε-ται κύριος κβαντικός αριθμός. Για n = 1 έχουμε την πλησιέστερη προς τον πυρήνα στιβάδα, την Κ, για n = 2 έχουμε τη στιβάδα L, κλπ. Όσο απομακρυνόμαστε από τον πυρή-να, τόσο αυξάνεται η ενεργειακή στάθμη της στιβάδας. Δηλαδή,

EK < EL < EM< …

19

Kατανομή ηλεκτρονίων σε στιβάδες

Για τη διάταξη των ηλεκτρονίων σε στιβάδες (ηλεκτρονιακή δομή) ακολουθούμε τους εξής κανόνες: 1. Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που μπορεί να πάρει κάθε μία από τις τέσσερις πρώτες στιβάδες δίνεται από τον τύπο 2n2, όπου n ο κύριος κβαντικός αριθμός, δηλαδή ο αριθμός της στιβάδας. Έτσι η Κ μπορεί να πάρει έως 2 ηλεκτρόνια, η L έως 8 ηλεκτρόνια, η Μ έως 18 ηλεκτρόνια και η Ν έως 32 ηλεκτρόνια. 2. Η τελευταία στιβάδα οποιουδήποτε ατόμου δεν μπορεί να έχει περισ-σότερα από 8 ηλεκτρόνια. Εκτός αν είναι η Κ που συμπληρώνεται με 2 ηλεκτρόνια. 3. Η προτελευταία στιβάδα δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από 18 ηλεκτρόνια, αλλά ούτε και λιγότερα από 8. Εκτός αν είναι η Κ που έχει το πολύ 2.

Με βάση τους παραπάνω κανόνες, μπορούμε να βρούμε την κατανο-μή των ηλεκτρονίων στα 20 πρώτα στοιχεία. (ατομικός αριθμός 1-20), όπως φαίνεται στον Πίνακα 4.

Ο αριθμός των ηλεκτρονίων που καταλαμβάνουν την τελευταία, εξω-τερική στιβάδα παίζει καθοριστικό ρόλο στη χημική συμπεριφορά των στοιχείων. Από τον Πίνακα 4 παρατηρούμε ότι εμφανίζεται μια περιοδι-κότητα στον αριθμό αυτόν. Έτσι τα στοιχεία Li, Na και K έχουν ένα η-λεκτρόνιο στην εξωτερική στοιβάδα, τα Be, Mg και Ca δύο, τα B και Al τρία, τα C και Si τέσσερα, τα Ν και P πέντε, τα Ο και S έξι, τα F και Cl επτά και τα ευγενή αέρια Ne και Ar οκτώ. Η εξωτερική στιβάδα καθορί-ζει επομένως τη χημική συμπεριφορά (το σθένος) των στοιχείων, γι’ αυ-τό ονομάζεται και στιβάδα σθένους.

Ένα άλλο χαρακτηριστικό, του οποίου δεν θα εξηγήσουμε εδώ την προέλευση, είναι ότι όταν τα ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους είναι από ένα μέχρι τέσσερα, αυτά θεωρούνται ξεχωριστά (ασύζευκτα ηλεκτρό-νια), ενώ τα επιπλέον των τεσσάρων (από πέντε μέχρι οκτώ) σχηματί-ζουν ζευγάρια ηλεκτρονίων. Έτσι, στο Ν, τα πέντε ηλεκτρόνια σθένους σχηματίζουν ένα ζεύγος και τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια, στο F τα επτά ηλεκτρόνια σθένους σχηματίζουν τρία ζεύγη και ένα ασύζευκτο ηλε-κτρόνιο, και στο Ne τα οκτώ ηλεκτρόνια σθένους σχηματίζουν τέσσερα ζεύγη.

ΣΗΜΕΙΩΣΗ: Τα ηλεκτρόνια ως φέροντα αρνητικό ηλεκτρικό φορτίο απωθούνται μεταξύ τους. Επομένως, η έννοια των ασύζευκτων και των ζευγών ηλεκτρονίων δεν πρέπει να θεωρηθεί σαν να υπονοεί ότι σε κάθε ζευγάρι ηλεκτρονίων τα δύο ηλεκτρόνια κινούνται μαζί στον χώρο. Η έννοια του ζευγαριού είναι ότι τα δύο ηλεκτρόνια έχουν μεταξύ τους κάτι κοινό που τα διαφοροποιεί από τα ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Αντίθε-τα, τα ασύζευκτα ηλεκτρόνια διαφοροποιούνται τόσο από τα ζευγάρια όσο και μεταξύ τους.

20

Πίνακας 4 Κατανομή ηλεκτρονίων σε στιβάδες, στα στοι-χεία με ατομικό αριθμό Ζ =1-20

Ζ στοιχείο K L M N1 H υδρογόνο 12 He ήλιο 23 Li λίθιο 2 14 Be βηρύλλιο 2 25 B βόριο 2 36 C άνθρακας 2 47 N άζωτο 2 58 O οξυγόνο 2 69 F φθόριο 2 710 Ne νέο 2 811 Na νάτριο 2 8 112 Mg μαγνήσιο 2 8 213 Al αργίλιο 2 8 314 Si πυρίτιο 2 8 415 P φώσφορος 2 8 516 S θείο 2 8 617 Cl χλώριο 2 8 718 Ar αργό 2 8 819 K κάλιο 2 8 8 120 Ca ασβέστιο 2 8 8 2

Σχήμα 8: Διαγραμματική απεικόνιση της κατανομής των ηλεκτρονίων σε στι-βάδες (φλοιούς). Η ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων, όπως φαίνεται στο σχή-μα, εμφανίζει μια περιοδικότητα η οποία τελικά εκφράζεται στον περιοδικό πίνακα.

21

Ατομικά φάσματα εκπομπής Όλοι ενθουσιαζόμαστε να βλέπουμε τα πολύχρωμα πυροτεχνήματα. Το

χρωματιστό τους φως εκπέμπεται από διεγερμένα άτομα. Το φως αποτελείται από «ηλεκτρομαγνητικά κύματα». Κάθε μονοχρωματικό

χρώμα έχει ένα χαρακτηριστικό μήκος κύματος λ (σε μονάδες m) και συχνότητα ν (σε μονάδες 1/s = s-1). Το λευκό φως (τέτοιο είναι το ηλιακό φως) δεν είναι μονοχρωματικό, αλλά μείγμα από φως όλων των χρωμάτων, γι’ αυτό δεν έχει ένα χαρακτηριστικό μήκος κύματος. Για τον λόγο αυτό λέμε ότι το λευκό φως έχει ένα συνεχές φάσμα. Από την άλλη, τα διεγερμένα άτομα εκπέμπουν ένα γραμμικό φάσμα, αποτελούμενο από μια σειρά μονοχρωματικών γραμμών.

Το φάσμα του λευκού φωτός μπορεί να ληφθεί με διέλευση του φωτός μέσω ενός πρίσματος (Σχήμα 9) [Το φαινόμενο αυτό συμβαίνει και κατά τον σχηματι-σμό του ουράνιου τόξου, όπου ως πρίσμα δρουν τα σταγονίδια του νερού στα σύννεφα.] Το φως περνά μέσα από μια λεπτή σχισμή, γι’ αυτό παίρνουμε μια λεπτή ακτίνα φωτός. Η ακτίνα αυτή περνάει κατόπιν μέσα από το πρίσμα, το οποίο διαχωρίζει το φως στις ακτίνες του, μονοχρωματικές ακτίνες φωτός. Το φάσμα μπορούμε να το παρατηρήσουμε (με το φασματοσκόπιο) ή να το πά-ρουμε σε μία φωτογραφική πλάκα (με τον φασματογράφο).

Σχήμα 9 Παραγωγή φάσματος λευκού φωτός

Για να πάρουμε τα γραμμικά φάσματα των ατόμων, χρησιμοποιούμε έναν γυάλινο σωλήνα, στον οποίο τοποθετούμε ένα χημικό στοιχείο σε χαμηλή πίε-ση (ένα αέριο όπως το υδρογόνο, το νέον, το αργόν ή ένα μέταλλο όπως το κάλιο ή ο υδράργυρος). (Σχήμα 10). Μεταξύ των δύο ηλεκτροδίων εφαρμόζεται μια υψηλή τάση και αυτή παρέχει την απαραίτητη ενέργεια για τη διέγερση των ατόμων του στοιχείου. Έτσι παίρνουμε το φάσμα των ατόμων του στοιχείου.

Σχήμα 10: Παραγωγή γραμμικού φάσματος Κάθε στοιχείο έχει ένα χαρακτηριστικό γραμμικό φάσμα που μπορεί να

χρησιμοποιηθεί για την ταυτοποίηση του στοιχείου (χημική ανάλυση). Τα χρώματα των πυροτεχνημάτων οφείλονται στα διεγερμένα άτομα που

σχηματίζουν τα διάφορα άλατα όταν θερμαίνονται ισχυρώς. Π.χ. το μαγειρικό αλάτι (το χλωριούχο νάτριο) δίνει στη φλόγα λύχνου κίτρινο χρώμα που οφείλε-ται στο φάσμα του νατρίου, ενώ η γαλαζόπετρα (άλας του χαλκού) πρασινο-μπλέ χρώμα που οφείλεται στα φάσμα του χαλκού.

Συνεχές φάσμα (πάνω). Γραμμικό φάσμα (κάτω).

22

Ένα επιστημονικό μοντέλο αποσκοπεί στην αναπαρά-σταση της πραγματικότη-τας και αποτελεί κατανά-γκην μια προσέγγιση της πραγματικότητας. Τα επι-στημονικά μοντέλα είναι νοητικές κατασκευές (υ-πάρχουν και κατασκευα-στικά μοντέλα π.χ. μοντέ-λο αυτοκινήτου, πλοίου κ.λπ.), ενώ στα μοντέλα κατατάσσονται και οι ανα-λογίες.) Νοητικά και κατα-σκευαστικά μοντέλα είναι τα μοντέλα των μορίων.

Το σύγχρονο κβαντομηχανικό μοντέλο του ατόμου

Το μοντέλο του Bohr (και τα διάφορα βελτιωμένα σχετικά μοντέλα) δεν μπόρεσε να εξηγήσει όλες τις λεπτομέρειες των φασμάτων του ατό-μου, γι’ αυτό (αλλά και για άλλους λόγους) χρειάστηκε να αντικαταστα-θεί με ένα καλύτερο μοντέλο. Αυτό είναι το κβαντομηχανικό μοντέλο του ατόμου. Το μοντέλο αυτό έχει ένα πιθανοκρατικό χαρακτήρα: σύμφωνα με αυτό δεν μπορούμε με βεβαιότητα να ξέρουμε πού βρίσκονται τα η-λεκτρόνια στα άτομα, αλλά μόνο με κάποια πιθανότητα. Αποτέλεσμα ήταν να αντικατασταθούν οι καθορισμένες τροχιές του Bohr με ηλεκτρο-νιακά νέφη. Το Σχήμα 11 δείχνει το ηλεκτρονιακό νέφος στο άτομο του υδρογόνου. Εκεί όπου το ηλεκτρονιακό νέφος είναι πιο πυκνό, υπάρχει μεγαλύτερη πιθανότητα να συναντήσουμε το ηλεκτρόνιο.

β. α.

Σχήμα 11: Σχηματική απεικόνιση της πυκνότητας του ηλεκτρονιακού νέφους του ατόμου του υδρογόνου σε μη διεγερμένη κατάσταση: α) με «στιγμές» β) με πυκνότητα χρώματος

23

Α 3 ΤΑ ΜΟΡΙΑ ΚΑΙ Η ΜΟΡΙΑΚΗ ΔΟΜΗ

Α 3.1. Ο χημικός δεσμός

Το μεγαλύτερο μέρος, αν όχι ολόκληρο, του πλούτου του κόσμου που μας περιβάλλει πηγάζει από τις ενώσεις που σχηματίζονται με τη συνένωση των στοιχείων του περιοδικού πίνακα. Από τα εκατό περίπου στοιχεία προκύπτουν εκατομμύρια διαφορετικοί συνδυασμοί (χημικές ενώσεις), όπως από τους λίγους φθόγγους μιας γλώσσας παράγονται ά-πειρες λέξεις. Οι διασυνδέσεις αυτές των ατόμων προς σχηματισμό ε-νώσεων γίνονται μέσω των χημικών δεσμών. Ο χημικός δεσμός δηλαδή, με απλά λόγια, είναι η «κόλλα» που δένει τα άτομα (ή άλλες δομικές μο-νάδες της ύλης, π.χ. ιόντα) προς σχηματισμό ενώσεων ή ακόμα άλλων ομάδων ατόμων, όπως είναι τα πολυατομικά στοιχεία π.χ. O2, O3, S8.

Χημικός δεσμός δημιουργείται όταν οι δομικές μονάδες της ύλης

(άτομα, μόρια ή ιόντα) πλησιάσουν αρκετά, ώστε οι ελκτικές δυνά-μεις που αναπτύσσονται μεταξύ τους (π.χ. μεταξύ του πυρήνα του ενός ατόμου και των ηλεκτρονίων του άλλου) να υπερβούν τις απω-στικές δυνάμεις που αναπτύσσονται (π.χ. μεταξύ των πυρήνων ή με-ταξύ των ηλεκτρονίων τους). Οι διασυνδέσεις αυτές των ατόμων γί-νονται μέσω των ηλεκτρονίων σθένους, δηλαδή των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας. Η δημιουργία του χημικού δεσμού οδηγεί το σύστημα σε χαμηλότερη ενέργεια, το κάνει δηλαδή σταθερότερο.

Παράγοντες που καθορίζουν τη χημική συμπεριφορά των α-τόμων

Η χημική συμπεριφορά των στοιχείων καθορίζεται κατά κύριο λόγο από δύο παραμέτρους. Αυτές είναι:

1. τα ηλεκτρόνια σθένους

2. το μέγεθος του ατόμου (ατομική ακτίνα).

Τα θεμελιώδη αυτά χαρακτηριστικά του ατόμου θα εξεταστούν χω-

ριστά και θα συσχετιστούν με τη χημική συμπεριφορά και κατ’ επέκτα-ση με το είδος του χημικού δεσμού που προκαλούν.

Ηλεκτρόνια σθένους

Η έρευνα έδειξε ότι η ηλεκτρονιακή δομή και κυρίως τα εξωτερικά ηλεκτρόνια (ηλεκτρόνια σθένους) ευθύνονται για τη χημική συμπεριφο-ρά του στοιχείου. Στοιχεία που έχουν συμπληρωμένη την εξωτερική στιβάδα του ατόμου τους με οκτώ ηλεκτρόνια (εκτός από τη στιβάδα Κ

• Περίπου 600 000 χιλιά-δες ενώσεις παρασκευάζο-νται κάθε χρόνο. • Χημικός δεσμός είναι η δύναμη που συγκρατεί τα άτομα (ή άλλες δομικές μονάδες της ύλης, π.χ. ιόντα) ενωμένα μεταξύ τους. • Ηλεκτρόνια σθένους, τα «δυνατά» ηλεκτρόνια. Αυτά που έχουν το σθένος να κάνουν χημικούς δε-σμούς.

24

που συμπληρώνεται με δύο), δεν έχουν την τάση να σχηματίζουν χημι-κές ενώσεις. Στην κατηγορία αυτή ανήκουν τα ευγενή αέρια. Τα άτομα αυτών των στοιχείων βρίσκονται σε πολύ σταθερή ενεργειακή κατάστα-ση και η σταθερότητα αυτή αποδίδεται στην πληρότητα της εξωτερικής τους στιβάδας.

Τα άτομα άλλων στοιχείων δεν έχουν στην εξωτερική τους στιβάδα οκτάδα ηλεκτρονίων (ή δυάδα αν πρόκειται για τη στιβάδα Κ). Για το λόγο αυτό, έχουν την τάση να αποκτήσουν αυτή τη δομή, δηλαδή να «μοιάσουν» με τα ευγενή αέρια, αποκτώντας και αυτά στην εξωτερική τους στιβάδα οκτώ ηλεκτρόνια (κανόνας των οκτάδων).

Το μόριο του υδρογόνου, Η2

Το υδρογόνο είναι το απλούστερο γνωστό στοιχείο. Στο άτομό του υπάρχει ένα πρωτόνιο (Ζ =1) και ένα ηλεκτρόνιο. Το μόριο του υδρογό-νου αποτελείται από δύο άτομα (είναι διατομικό μόριο).

Ας παρακολουθήσουμε πώς σχηματίζεται ο χημικός δεσμός ανάμεσα σε δύο άτομα του ίδιου στοιχείου. Τα δύο άτομα υδρογόνου συνεισφέ-ρουν το καθένα το μοναδικό τους ηλεκτρόνιο και έτσι σχηματίζεται ένα κοινό ζευγάρι ηλεκτρονίων. Το καλύτερο που μπορεί να συμβεί στις πε-ριπτώσεις αυτές είναι τα άτομα να διατηρήσουν ουσιαστικά τα ηλε-κτρόνιά τους και να «συνάψουν ταυτόχρονα μια συμφωνία «συνιδιο-κτησίας» μεταξύ τους, να σχηματίσουν δηλαδή κοινά ζευγάρια ηλε-κτρονίων. Κατ’ αυτό τον τρόπο καθένα από τα δύο άτομα αποκτά δομή ευγενούς αερίου.

Όταν δύο γειτονικά άτομα κατέχουν από κοινού ένα ζευγάρι ηλεκτρο-νίων, λέμε ότι συνδέονται μέσω ενός χημικού δεσμού.

Κάθε άτομο χωριστά αποκτά δύο ηλεκτρόνια, δομή δηλαδή αντίστοι-

χη με του πρώτου ευγενούς αερίου, του ηλίου. Λέμε ότι το κοινό ζευγά-ρι ηλεκτρονίων σχηματίσθηκε με αμοιβαία συνεισφορά ηλεκτρονίων. Ο χημικός αυτός δεσμός ονομάζεται ομοιοπολικός.

Η2, Η – Η, Η Η

Το μόριο του υδροχλωρίου, ΗCl

Με ανάλογο τρόπο μπορούμε να μελετήσουμε το σχηματισμό του

μορίου του υδροχλωρίου (HCl) από ένα άτομο υδρογόνου και ένα άτο-μο χλωρίου. Τα δύο άτομα αμοιβαία συνεισφέρουν τα ασύζευκτα ηλε-κτρόνιά τους προς σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού. Κατ’ αυτό τον τρόπο τα δύο άτομα αποκτούν δομή ευγενούς αερίου:

• Από τα μέσα της δεκαε-τίας του 60 παρασκευά-στηκαν στο εργαστήριο, κάτω από ειδικές συνθή-κες, ορισμένες ενώσεις ευγενών αερίων, όπως π.χ. XeF2, XeO4.

• Κανόνας των οκτά-δων: Τα άτομα έχουν την τάση να συμπληρώσουν τη στι-βάδα σθένους τους με οκτώ ηλεκτρόνια (εκτός αν είναι η στιβάδα Κ που συμπληρώνεται με δύο), ώστε να αποκτήσουν τη δομή ευγενούς αερίου.

Στα μόρια που αποτελού-νται από ίδια άτομα, π.χ. H2, F2, Cl2, τα δύο άτομα έχουν την ίδια ικανότητα να έλκουν το κοινό ζεύγος του χημικού δεσμού. Λέμε ότι τα μόρια είναι μη πολι-κά/ Από αυτό προέκυψε και το όνομα ‘ομοιοπολι-κός δεσμός’. H έννοια του ομοιοπολι-κού δεσμού προτάθηκε το 1916 από τον G.N. Lewis.

25

Οι παραπάνω παραστάσεις, που δείχνουν την κατανομή των ηλε-

κτρονίων σθένους στο μόριο, καθώς και το σχηματισμό των ομοιοπολι-κών δεσμών, ονομάζονται ηλεκτρονιακοί τύποι. Με βάση τον ηλε-κτρονιακό τύπο παρατηρούμε ότι στο μόριο του HCl έχουμε τρία μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων (ηλεκτρόνια που δεν συμμετέχουν στο σχη-ματισμό δεσμών) και ένα δεσμικό, τον ομοιοπολικό δεσμό. Ο ομοιοπο-λικός αυτός δεσμός μπορεί να παρασταθεί και με μία παύλα.

Τα υδρίδια των αμετάλλων – Το υδρόθειο

Το υδρογόνο σχηματίζει ομοιοπολικές ενώσεις με αμέταλλα στοιχεία που ονομάζονται υδρίδια (υδρίδια σχηματίζουν και τα μεταλλικά στοι-χεία). Μερικά παραδείγματα υδριδίων αμετάλλων είναι:

ΗF: υδρίδιο του φθορίου (ή υδροφθόριο) HCl: υδρίδιο του χλωρίου (ή υδροχλώριο) HBr: υδρίδιο του βρωμίου (ή υδροβρώμιο) H2O: υδρίδιο του οξυγόνου (νερό) H2S: υδρίδιο του θείου (ή υδρόθειο) Εκτός από το νερό, οι ενώσεις αυτές είναι σε συνήθεις συνθήκες ά-

χρωμα δηλητηριώδη αέρια με άσχημη οσμή. Το υδρόθειο είναι φοβερό δηλητήριο, εξίσου φοβερό με το αέριο υδροκυάνιο, HCN. Το HCN όμως είναι πιο ύπουλο γιατί δεν έχει οσμή. Αντίθετα το H2S έχει τόσο ισχυρή οσμή ώστε σπάνια γίνεται επικίνδυνο. Η οσμή του είναι σαν χαλασμέ-νου αυγού και οφείλεται σε προσμείξεις, ενώ το καθαρό αέριο έχει μία γλυκιά αλλά ενοχλητική οσμή.

Στα μόρια των υδραλογόνων υπάρχει απλός ομοιοπολικός δεσμός ανάμεσα στο υδρογόνο και στο αλογόνο. Στα μόρια του νερού και του υδροθείου υπάρχουν δύο ομοιοπολικοί δεσμοί που σχηματίζουν γωνία:

Ο S

H H H H

Χαρακτηριστικά ομοιοπολικών ή μοριακών ενώσεων

1. Οι μοριακές ενώσεις είναι διακριτά συμπλέγματα ατόμων (μόρια). Στα αέρια σώματα, οι αποστάσεις μεταξύ των μορίων είναι σχετικά με-γάλες (σε σχέση με το μέγεθος των μορίων), άρα οι ελκτικές δυνάμεις μεταξύ των μορίων είναι ασθενείς. Όσο πιο μεγάλες είναι οι αποστά-σεις, δηλαδή όσο τόσο πιο αραιό είναι το αέριο, τόσο πιο μικρή είναι η πίεση που ασκεί και η πυκνότητά του. Για το λόγο αυτό, οι μοριακές

Μόριο υδρόθειου

26

ενώσεις σχηματίζουν πάρα πολλά αέρια σώματα, ή υγρά με χαμηλές θερμοκρασίες βρασμού, ή μαλακά στερεά με χαμηλές θερμοκρασίες τή-ξης. Υπάρχουν βέβαια περιπτώσεις στις οποίες τα άτομα συνδέονται μεταξύ τους και σχηματίζουν μεγαλομόρια, όπως είναι το διαμάντι ή ο γραφίτης, τα οποία χαρακτηρίζονται από εξαιρετική σκληρότητα και πολύ υψηλά σημεία τήξεως (βλ. Ενότητα Β).

2. Ομοιοπολικές ενώσεις είναι κατά το πλείστον οι ενώσεις μεταξύ αμετάλλων, π.χ. υδραλογόνα, οξείδια αμετάλλων ή οξέα. Κατά κανόνα, ομοιοπολικές είναι οι οργανικές ενώσεις (ενώσεις που περιέχουν άνθρα-κα και μερικά άλλα αμέταλλα στοιχεία, Η, Ο ή Ν).

3. Σε καθαρή κατάσταση δεν είναι αγωγοί του ηλεκτρισμού, ενώ τα υδατικά διαλύματα ορισμένων ομοιοπολικών ενώσεων (π.χ. οξέων) ά-γουν το ηλεκτρικό ρεύμα (βλ. Ενότητα Γ).

Απλός, διπλός, τριπλός δεσμός

Μέχρι τώρα συναντήσαμε το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού χημικού δεσμού ανάμεσα σε δύο άτομα (Η2, F2, H-Cl, H2S). Είναι δυνατόν επί-σης τα άτομα να μοιράζονται περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια. Ας με-λετήσουμε τώρα πώς σχηματίζονται τα διατομικά μόρια δύο άλλων κοι-νών στοιχείων, του οξυγόνου και του αζώτου.

Στις περιπτώσεις αυτές, για να ισχύει ο κανόνας των οκτάδων πρέπει να υπάρχουν περισσότερα από ένα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μεταξύ δύο ατόμων. Το οξυγόνο έχει δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια και δύο ζεύγη ηλε-κτρονίων. Δύο άτομα οξυγόνου συνεισφέρουν αμοιβαία τα δύο ασύζευ-κτα ηλεκτρόνιά τους και σχηματίζουν δύο ομοιοπολικούς δεσμούς:

Το άτομο του αζώτου έχει τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια και ένα ζεύγος

ηλεκτρονίων. Στο μόριο του αζώτου πρέπει να υπάρχουν τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων για να συμπληρωθεί η στιβάδα σθένους κάθε ατό-μου με οκτώ ηλεκτρόνια. Έτσι ο τύπος του μορίου του αζώτου είναι:

:Ν≡Ν: (κάθε παύλα αντιστοιχεί σε ένα κοινό ζεύγος)

Ας εξετάσουμε τώρα ένα πιο πολύπλοκο παράδειγμα, το μόριο του

CO2. Ο άνθρακας έχει τέσσερα ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους. Για να συμπληρωθεί με οκτώ ηλεκτρόνια απαιτούνται άλλα τέσσερα. Επομέ-νως μεταξύ κάθε ατόμου οξυγόνου και του άνθρακα πρέπει να υπάρ-χουν δύο κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.

:Ν· ˙

:Ο: ˙

:Ο::C::Ο: ¨ ¨

:Ο = C = Ο: ¨ ¨

:Ο::Ο:

¨ ¨

:Ο=Ο:

¨ ¨

·C· ˙

:Ν Ν:

27

• Η σχετική μοριακή μάζα (Μοριακό Βάρος) τις πιο πολλές φορές στην Ελλη-νική βιβλιογραφία συμβο-λίζεται με ΜΒ. Στο παρόν βιβλίο υιοθετείται η πρό-ταση της IUPAC και συμ-βολίζεται Μr. • Χημική ουσία: στοιχείο ή χημική ένωση.

mμορίου • Μr = 1/12mατόμου

12C

Ο αριθμός Avogadro, όπως επικράτησε να αποκαλείται προς χάρη του διάσημου Ιταλού χημικού, υπολογί-στηκε από τον Αυστριακό καθηγητή γυμνασίου Loschmidt. Η σημερινή ακριβής τιμή του αριθμού Avogadro, μετά από πολυάριθμες πειραματικές μετρήσεις, συμφωνήθηκε ότι είναι 6,0252 x 1023. Συνήθως όμως χρησιμοποιείται για απλούστευση η τιμή 6,02 x 1023. Στην πραγματικότη-τα βέβαια οι δύο αυτοί διαφέρουν πολύ μεταξύ τους. Φανταστείτε αν τα νούμερα αυτά αντιπροσώ-πευαν ευρώ και η διαφορά τους μοιραζόταν στο ση-μερινό πληθυσμό της γης, ο καθένας μας θα έπαιρνε περίπου 30 εκατομμύρια ευρώ. Για να καταλάβετε το μέ-γεθος αυτών των αριθμών ας δώσουμε ένα άλλο πα-ράδειγμα. Σκεφτείτε ότι κάποιος κέρδισε στο λαχεί-ο, τη μέρα που γεννήθηκε ΝΑ ευρώ και αποφάσιζε να τα ξοδέψει. Αν σπαταλού-σε 3 εκατομμύριο ευρώ το δευτερόλεπτο τότε πεθαί-νοντας στα 90 του θ’ είχε αφήσει άθικτο το 99,999% του αρχικού πο-σού.

Κάτι ανάλογο συμβαίνει και στην περίπτωση του HCN. ή H – C ≡ N: Στις περιπτώσεις αυτές λέμε ότι υπάρχει πολλαπλός ομοιοπολικός

δεσμός, διπλός ή τριπλός δεσμός. Κατά συνέπεια, τα άτομα είναι δυ-νατό να συνδέονται με απλό δεσμό (ένα κοινό ζευγάρι ηλεκτρονίων) ή με διπλό δεσμό (δύο κοινά ζευγάρια ηλεκτρονίων) ή με τριπλό δεσμό (τρία κοινά ζευγάρια ηλεκτρονίων).

Α 3.2 Η σχετική μοριακή μάζα ή μοριακό βάρος και το μολ Σχετική μοριακή μάζα (Μr) ή μοριακό βάρος (ΜΒ)

Σχετική μοριακή μάζα ή μοριακό βάρος (Μr) χημικής ουσίας λέγεται ο αριθμός που δείχνει πόσες φορές είναι μεγαλύτερη η μάζα του μορίου του στοιχείου ή της χημικής ένωσης από το 1/12 της μάζας του ατόμου του άνθρακα -12.

Έτσι λοιπόν όταν λέμε ότι το μοριακό βάρος του θειικού οξέος (H2SO4) είναι 98, εννοούμε ότι η μάζα του μορίου του θειικού οξέος είναι 98 φο-ρές μεγαλύτερη από το 1/12 της μάζας του ατόμου 12C. Το Μr μπορεί να υπολογιστεί εύκολα με βάση το μοριακό τύπο, ακο-λουθώντας το παρακάτω σκεπτικό: α. Το Μr στοιχείου ισούται με το γινόμενο του Ar επί την ατομικότητα του στοιχείου. Π.χ. Μr Ν2 = 2· Ar Ν = 2·14 = 28 β. Το Μr χημικής ένωσης ισούται με το άθροισμα των γινομένων των δεικτών των στοιχείων στο μοριακό τύπο της ένωσης επί τα αντίστοιχα Ar των στοιχείων Π.χ. Μr Η2S = 2· Ar Η + 1· Ar S = 2·1+1·32 = 34

Το μολ Όπως ήδη αναφέραμε, η ύλη μπορεί να μετρηθεί είτε με βάση τη μά-

ζα είτε αριθμώντας τις δομικές της μονάδες (άτομα, μόρια ή ιόντα), ό-πως ακριβώς στην καθημερινή μας ζωή μπορούμε να αγοράζουμε πορ-τοκάλια είτε με το ζύγι είτε με τα κομμάτια.

Είναι γνωστό ότι οι χημικές αντιδράσεις γίνονται μεταξύ μορίων με μια ορισμένη αναλογία, πράγμα που καθιστά αναγκαία τη μέτρηση του αριθμού των δομικών σωματιδίων για τους υπολογισμούς μας (π.χ. πόσα μόρια Η2Ο παράγονται από την καύση 5 μορίων Η2, σύμφωνα με τη χη-μική εξίσωση 2Η2 + Ο2 → Η2Ο;)

Ωστόσο, ο αριθμός των δομικών σωματιδίων είναι αστρονομικός. Έτσι, οι χημικοί οδηγήθηκαν στη χρήση μιας μονάδας που ονομάζεται μολ (mole) και συμβολίζεται με 1 mol.

H:C N:

28

Το 1 μολ ορίζεται ως η ποσότητα της ύλης που περιέχει τόσες στοι-χειώδεις οντότητες όσος είναι ο αριθμός των ατόμων που υπάρχουν σε 12 g του 12C. Το 1 μολ είναι μονάδα ποσότητας ουσίας στο Διεθνές Σύστημα μονά-δων (S.I.). Ο αριθμός των ατόμων που περιέχονται σε 12 g του 12C ονομάζεται

αριθμός (ή σταθερά) Avogadro και συμβολίζεται με (ΝΑ). Ο αριθμός αυτός υπολογίσθηκε με πειραματικές μεθόδους και η τιμή του βρέθηκε ίση με και με 6,02×1023. Δηλαδή,

Με αυτές τις σκέψεις καταλήγουμε:

Με τον όρο οντότητες εννοούμε άτομα, μόρια, ιόντα, ηλεκτρόνια, κ.λπ. Έτσι, έχουμε:

1mol ατόμων περιέχει ΝΑ άτομα. 1mol μορίων περιέχει ΝΑ μόρια. 1mol ιόντων περιέχει ΝΑ ιόντα.

Συνοψίζοντας, μπορούμε να πούμε ότι ο χημικός επινόησε το μολ για

τη μέτρηση των δομικών σωματιδίων (ατόμων, μορίων, ιόντων), όπως ακριβώς ο έμπορος επινόησε την ντουζίνα (δωδεκάδα) για τη μέτρηση των αυγών.

Τέλος, με βάση τους ορισμούς που δώσαμε για τις σχετικές ατομικές και σχετικές μοριακές μάζες, μπορούμε να συνδέσουμε τα μακροσκοπι-κά μεγέθη μάζα και όγκο με το μικρόκοσμο των δομικών σωματιδίων (άτομα, μόρια ή ιόντα ) ή διαφορετικά να γεφυρώσουμε το πείραμα (π.χ. μετρήσεις με ζυγό) με τη θεωρία (π.χ. ατομική θεωρία)

Ο αριθμός Avogadro εκφράζει τον αριθμό των ατόμων οποιουδήποτε στοιχείου που περιέχονται σε μάζα τόσων γραμμαρίων όσο είναι η σχε-τική ατομική μάζα του. Δηλαδή,

π.χ. 1 mol ατόμων Ο περιέχει 6,02 x 1023 άτομα και ζυγίζει 16 g (Αr Ο=16) και 1 mol ατόμων Fe περιέχει 6,02 x 1023 άτομα και ζυγίζει 56g (Αr

Fe=56)

1 mol είναι η ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει ΝΑ οντότητες.

ΝΑ = 6,02×1023 mol-1

1 mol ατόμων περιέχει ΝΑ άτομα και ζυγίζει Αr g

• Ο όρος mol προέρχεται από τη λατινική λέξη moles που σημαίνει όγκο, μεγάλο σωρό, μεγάλο οι-κοδόμημα.

1 mol H2O (18 g) σε σύ-γκριση με 1 mol οινο-πνεύματος-C2H5OH (46 g)

1 mol NaCl (58 g) σε σύ-γκριση με 1 mol CaCO3 (100 g)

29

Ο αριθμός Avogadro εκφράζει τον αριθμό των μορίων στοιχείου χη-μικής ένωσης που περιέχονται σε μάζα τόσων γραμμαρίων όσο είναι η σχετική μοριακή μάζα τους. Έτσι, έχουμε:

π.χ. 1 mol μορίων Ν2 περιέχει 6,02·1023 μόρια και ζυγίζει 28 g (Μr = 28) και 1 mol μορίων Η2Ο περιέχει 6,02·1023 μόρια και ζυγίζει 18 g (Μr

=18)

Σχήμα 12: Από αριστερά προς τα δεξιά ποσότητες 1 mol από : μαγειρικό αλά-τι (NaCl), ζάχαρη (C12H22O11), άνθρακα (C), χαλκό (Cu).

Α 3.3 Ο μολικός όγκος Σύμφωνα με την υπόθεση του Avogadro (1811), Στις ίδια θερμοκρασία και πίεση, ίσοι όγκοι αερίων περιέχουν τον ίδιο αριθμό μορίων. Δεδομένου ότι 1 mol ατόμων περιέχει ΝΑ άτομα και ότι 1 mol μορί-

ων περιέχει ΝΑ μόρια, είναι φανερό ότι 1 mol ενός ΑΕΡΙΟΥ χημικού στοιχείου ή μιας ΑΕΡΙΑΣ χημικής ένωσης στις ίδιες συνθήκες θερμο-κρασίας και πίεσης θα περιέχουν έναν ορισμένο αριθμό ατόμων ή μορί-ων αντιστοίχως.

Ο όγκος 1 mol ενός ΑΕΡΙΟΥ χημικού στοιχείου ή μιας ΑΕΡΙΑΣ χημικής ένωσης σε θερμοκρασία 0οC και πίεση 1 atm (= 760 mmHg) ονομάζεται μολικός όγκος. Οι πειραματικές τιμές του μολικού όγκου για ορισμένα κοινά αέρια δίνονται παρακάτω:

Οξυγόνο (Ο2): 22,40 λίτρα Άζωτο (Ν2): : 21,90 λίτρα

Διοξείδιο θείου (SΟ2): 21,90 λίτρα Μεθάνιο (CH4): 22,40 λίτρα

Οι τιμές αυτές είναι πολύ κοντά η μία στην άλλη, γεγονός που επιβε-βαιώνει την υπόθεση του Avogadro.

1 mol μορίων περιέχει ΝΑ μόρια και ζυγίζει Μr g

30

Ο μολικός όγκος του ιδανικού αερίου λαμβάνεται ίσος με 22,4 λίτρα (σε STP).

Το ιδανικό αέριο Στο ιδανικό αέριο θεωρούμε ότι τα μόρια είναι σχετικά πολύ μακρυά το ένα από το άλλο, ώστε να μην εξασκούν το ένα στο άλλο δυνάμεις (να μην αλληλεπιδρούν). Αυτό συμβαίνει όταν η πίεση του αερίου παίρνει σχετικά μικρές τιμές. Στην πράξη, τα αέρια των οποίων η πίεση παίρνει τιμές μικρότερες μέχρι και γύρω από την ατμοσφαιρική πίεση (~1 atm) έχουν τη συμπεριφορά του ιδανικού αερίου. Α 3.4 Το μόριο της αμμωνίας και η πόλωση των δε-σμών

Στο σημείο αυτό καλό είναι να κάνουμε μια σύντομη αναφορά στην έννοια της ηλεκτραρνητικότητας.

Ηλεκτραρνητικότητα στοιχείου ονομάζεται η τάση του ατόμου στοι-χείου να έλκει ηλεκτρόνια, όταν αυτό συμμετέχει στο σχηματισμό πο-λυατομικών συγκροτημάτων. Αν τα άτομα που σχηματίζουν τον ομοιοπολικό δεσμό είναι όμοια

μεταξύ τους, όπως π.χ. στο μόριο του Η2, τότε το κοινό ζεύγος ηλεκτρο-νίων του ομοιοπολικού δεσμού έλκεται εξίσου από τους πυρήνες των δύο ατόμων, οπότε έχουμε ομοιόμορφη κατανομή του κοινού ζεύγους των ηλεκτρονίων μεταξύ των δύο ατόμων. Στην περίπτωση αυτή έχουμε ένα μη πολικό (μη πολωμένο) ομοιοπολικό δεσμό.

Σειρά Ηλεκτραρνητικότητας

F > O > N ,Cl > Br > I, S, C > P > H > …

Αύξηση ηλεκτραρνητικότητας

Δεν συμβαίνει όμως το ίδιο, όταν τα άτομα του μορίου είναι διαφο-ρετικά, π.χ. στο μόριο του HCl. Στην περίπτωση αυτή το κοινό ζεύγος των ηλεκτρονίων έλκεται περισσότερο από το ηλεκτραρνητικότερο ά-τομο, π.χ. Cl. Έτσι, έχουμε ανομοιόμορφη κατανομή του κοινού ζεύγους των ηλεκτρονίων, με μεγαλύτερο ποσοστό προς την πλευρά του ηλε-κτραρνητικότερου (π.χ. Cl). Στην περίπτωση αυτή ο δεσμός ονομάζεται πολικός (πολωμένος) ομοιοπολικός δεσμός. Είναι μάλιστα προφανές πως όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των ατόμων, τόσο πιο πολωμένος είναι ο ομοιοπολικός δεσμός.

STP: Οι συνθήκες θερμοκρασία 0οC και πίεση 1 atm ονο-μάζονται αντίστοιχα τυπι-κή θερμοκρασία και τυ-πική πίεση (standard temperature and pressure, STP). • Ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου είναι η δύνα-μη (τάση) με την οποία το άτομο έλκει ηλεκτρόνια μέσα στο μόριο των ενώ-σεων με άλλα άτομα. Να σημειωθεί ότι, όσο η ατο-μική ακτίνα μειώνεται και ο αριθμός των ηλεκτρονί-ων σθένους αυξάνεται, τόσο η τιμή της ηλεκτραρ-νητικότητας αυξάνει. Η διπολική ροπή ενός μορίου

Στην περίπτωση ενός ετεροπυρηνικού διατομι-κού μορίου ορίζουμε ως διπολική ροπή μ του μο-ρίου ένα διάνυσμα με μέ-τρο |μ| = q r, όπου q το ηλεκτρικό φορ-τίο q = δ+ = |δ-|

31

Σχήμα 13: Μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός (αριστερά), πολικός ομοι-

οπολικός δεσμός (δεξιά)

Παρακάτω δίνονται οι ηλεκτρονικοί τύποι των πολυατομικών μορί-ων νερού (Η2Ο) και αμμωνίας (ΝΗ3), καθώς και των μορίων με πολλα-πλούς ομοιοπολικούς δεσμούς διοξειδίου του άνθρακα (CO2) και αζώ-του (Ν2). Να παρατηρήσουμε ότι σε όλες τις περιπτώσεις, πλην της τε-λευταίας, οι δεσμοί είναι ομοιοπολικοί πολικοί.

Μοριακά μοντέλα ομοι-οπολικών ενώσεων

μόριο HCl

μόριο ΝΗ3

μόριο Η2Ο

μόριο CO2

32

Α 4 Η ΧΗΜΙΚΗ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗ

Α 4.1 Οι χημικές μεταβολές – Η χημική αντίδραση

Συχνά όταν φέρνουμε σε στενή επαφή μεταξύ τους δύο ή περισσότε-ρες ουσίες (είτε στις συνήθεις συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης είτε σε διαφορετικές συνθήκες π.χ. σε υψηλότερη θερμοκρασία και/ή πίεση) συμβαίνει μεταβολή ή μεταβολές. Αποτέλεσμα είναι ο σχηματισμός νέ-ας ή νέων ουσιών με ταυτόχρονη εξαφάνιση μέρους ή του συνόλου των αρχικών ουσιών. Έτσι, αν π.χ. φέρουμε σε επαφή αέριο υδροχλώριο με αέρια αμμωνία, σχηματίζεται μια νέα ουσία, το στερεό χλωριούχο αμ-μώνιο:

ΗCl(g) + NH3(g) NH4Cl(s)

Η παραπάνω μεταβολή ονομάζεται χημική μεταβολή ή χημική α-ντίδραση. Χημική μεταβολή μπορεί να υποστεί και μια μεμονωμένη ουσία π.χ. το αέριο υδροϊώδιο, θερμαινόμενο στους 550οC, διασπάται στα συστατικά του στοιχεία, υδρογόνο και ιώδιο:

2ΗΙ(g) H2(g) + Ι2(g)

Οι αρχικές ουσίες ονομάζονται τα αντιδρώντα, ενώ οι νέες ουσίες

ονομάζονται τα προϊόντα της αντίδρασης. Υπάρχει περίπτωση μια αντίδραση να μην γίνεται σε συνήθεις συν-

θήκες, αλλά να γίνεται όταν στο αντιδρών μείγμα παρίσταται και σε μι-κρή σχετικά ποσότητα μια ουσία, που η ίδια δεν μεταβάλλεται/δεν αλ-λοιώνεται κατά την αντίδραση, αλλά με μόνη την παρουσία της κάνει να γίνεται η αντίδραση. Έτσι αέριο μείγμα υδρογόνου και οξυγόνου μπορεί να παραμένει αναλλοίωτο επαόριστον, παρουσία όμως του μετάλλου λευκόχρυσος (Pt), οι δύο ουσίες αντιδρούν αμέσως, σχηματίζοντας νερό:

Pt 2H2(g) + Ο2(g) 2H2Ο(l)

Κατά μία χημική αντίδρα-ση, σε κατάλληλες συνθή-κες, γίνεται μια αλληλεπί-δραση ανάμεσα στα μόρια των αντιδρώντων με απο-τέλεσμα αυτά να μετατρέ-πονται (με αναδιάταξη ατόμων) σε μόρια προϊό-ντων.

ατμοί HCl ατμοί NH3

υδατικό διάλυμα NH3 υδατικό

διάλυμα HCl

Μετατροπή μάζας σε ενέργεια κατά τις αντι-δράσεις

Με βάση τη θεωρία της σχετικότητας του Albert Einstein, ξέρουμε τώρα ότι κατά μια χημική αντίδρα-ση, συμβαίνει μια πάρα πολύ μικρή μεταβολή της μάζας. Η μάζα αυτή μετα-τρέπεται σε ενέργεια. Η μεταβολή αυτή της μάζας είναι τόσο μικρή που πρα-κτικά δεν μπορεί να διαπι-στωθεί. Ως παράδειγμα, όταν 12 g (1 mol) άνθρακα καίγονται [ C(s) + O2(g) CO2(g) ] μόνο 0,0000000043 = 4,3 x 10-9 g μάζας μετατρέπονται σε ενέργεια. Αντίθετα στις πυρηνικές αντιδράσεις οι μεταβολές μάζας είναι μετρήσιμες και οι αντί-στοιχες ενέργειες τεράστι-ες.

33

Στην περίπτωση αυτή, λέμε ότι ο λευκόχρυσος καταλύει την αντίδραση / δρα καταλυτικά / δρα ως καταλύτης.

Να σημειωθεί ότι μια αντίδραση που δεν γίνεται σε συνήθεις συνθή-κες μπορεί να γίνει και με άλλους τρόπους π.χ. με αύξηση της θερμο-κρασίας ή στην περίπτωση αερίων με αύξηση της πίεσης. Το μείγμα υ-δρογόνου και οξυγόνου αντιδρά βίαια, σχηματίζοντας και πάλι νερό, όταν σ’ αυτό δράσει ένας ηλεκτρικός σπινθήρας. Διατήρηση της μάζας κατά τις χημικές αντιδράσεις (Νόμος αφθαρσίας της ύλης του Lavoisier)

Η σημαντικότερη παρατήρηση του 18ου αιώνα έγινε από τον Γάλλο

χημικό Antoine Lavoisier με βάση πειράματα αντιδράσεων του υδραρ-γύρου (Hg) (το μοναδικό υγρό μέταλλο) με το οξυγόνο (καύση):

Υδράργυρος + οξυγόνο οξείδιο υδραργύρου

Δ

Hg(l) + O2(g) HgO(s)

Ο Lavoisier βρήκε ότι η μάζα του υδραργύρου συν τη μάζα του οξυ-

γόνου που αντέδρασαν ήταν ίση με τη μάζα του σχηματισθέντος οξειδί-ου του υδραργύρου. Από αυτό ο Lavoisier οδηγήθηκε στο νόμο της δια-τήρησης της μάζας.

Η ολική μάζα των ουσιών δεν μεταβάλλεται κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης. Η διατήρηση της μάζας οδήγησε στο συμπέρασμα ότι η ύλη ούτε

μπορεί να δημιουργηθεί ούτε να καταστραφεί (νόμος αφθαρσίας της ύλης).

Μια πολύ χρήσιμη χημική αντίδραση: Η συνθετική παρα-σκευή της αμμωνίας

Η αμμωνία είναι ένα αέριο άχρωμο, με πολύ έντονη και αποπνικτική

οσμή. Το μόριό της όπως είδαμε αποτελείται από άζωτο και υδρογόνο, NH3. Διαλύεται άφθονα στο νερό: στους 25οC 70 περίπου όγκοι αμμω-νίας διαλύονται σε 1 όγκο νερού (βλ. πείραμα «το σιντριβάνι της αμμω-νίας» στο Παράρτημα). Ελεύθερη η αμμωνία βρίσκεται μόνο σε ίχνη στον αέρα και προέρχεται από τη δράση ηφαιστείων, διάσπαση αμμωνι-ακών αλάτων και αποσύνθεση αζωτούχων οργανικών ουσιών. Δεσμευ-μένη υπάρχει κυρίως με τη μορφή των αμμωνιακών αλάτων.

Μεγάλες ποσότητες αμμωνίας χρησιμοποιούνται για την παρασκευή αμμωνιακών αλάτων που αποτελούν βασικά συστατικά των λιπασμά-των. Για το λόγο αυτό κυρίως, απαιτούνται η παρασκευή από τη βιομη-χανία μεγάλων ποσοτήτων αμμωνίας.

Στην πράξη ένας καταλύ-της γίνεται ανενεργός και έχει ορισμένο χρόνο ζωής (δηλητήριαση καταλύτη). Ένας δηλητηριασμένος καταλύτης είναι δυνατόν όμως να επανενεργοποιη-θεί.

34

Η βιομηχανική παρασκευή της αμμωνίας γίνεται με απευθείας σύν-θεσή της από τα στοιχεία της:

Ν2(g) + 3Η2(g) 2NH3(g)

Η αντίδραση γίνεται σε υψηλή πίεση (μέχρι 1000 atm) και σε θερμο-κρασία περίπου 500οC. Ακόμη χρησιμοποιείται και καταλύτης (μείγμα σιδήρου και μεταλλικών οξειδίων).

Α 4.2 Πότε πραγματοποιείται μια χημική αντίδραση: Η θεωρία των συγκρούσεων

Για να πραγματοποιηθεί μια αντίδραση, πρέπει τα μόρια των αντι-

δρώντων να συγκρουστούν. Κάθε όμως σύγκρουση δεν οδηγεί σε αντί-δραση. Πρέπει επιπλέον η σύγκρουση να είναι αποτελεσματική. Αυτό απαιτεί τα μόρια να έχουν μια ελάχιστη ταχύτητα (μια ελάχιστη ενέρ-γεια) και σωστό προσανατολισμό. Αποτέλεσμα της αποτελεσματικής σύγκρουσης είναι να σπάσουν οι αρχικοί χημικοί δεσμοί στα μόρια των αντιδρώντων και να σχηματισθούν νέοι δεσμοί που οδηγούν σε νέα μό-ρια, αυτά των προϊόντων. Η ελάχιστη τιμή ενέργειας που πρέπει να έ-χουν τα μόρια, για να αντιδράσουν αποτελεσματικά, ονομάζεται ενέρ-γεια ενεργοποίησης.

Η αύξηση της θερμοκρασίας (και της πίεσης στην περίπτωση αερίων) έχει ως συνέπεια την αύξηση της ενέργειας των μορίων. Για το λόγο αυ-τό, η ταχύτητα μιας αντίδρασης αυξάνει με την αύξηση της θερμοκρα-σίας και (για αέρια) της πίεσης.

Οι καταλύτες επιταχύνουν την αντίδραση δρώντας διαφορετικά: έτσι ένας στερεός καταλύτης σε αντίδραση αερίων (όπως ο σίδηρος και τα μεταλλικά οξείδια στη σύνθεση της αμμωνίας) διευκολύνουν τα αντι-δρώντα μόρια να έλθουν σε επαφή. Άλλοτε πάλι οι καταλύτες ελαττώ-νουν την ενέργεια ενεργοποίησης, συμμετέχοντας οι ίδιοι σε ενδιάμεσες αντιδράσεις. (Στο τέλος όμως ο καταλύτης επανασχηματίζεται ώστε συ-νολικά δεν καταναλώνονται, τουλάχιστον θεωρητικά)

35

Η κινητική θεωρία των αερίων

Στα αέρια τα μόρια κινούνται τυχαία προς όλες τις κατευθύνσεις, συγκρουό-μενα μεταξύ τους και με τα τοιχώματα του δοχείου. Όλα τα μόρια δεν κινούνται με την ίδια ταχύτητα: τα περισσότερα κινούνται με ενδιάμεσες ταχύτητες και πολύ λιγότερα με σχετικά μεγάλες ή μικρές ταχύτητες. Η μέση ταχύτητα αυξά-νεται με την αύξηση της θερμοκρασίας και της πίεσης.

Οι νόμοι των αερίων που θα μελετήσουμε στα παρακάτω εξακριβώθηκαν πειραματικά και οδήγησαν στην ανάπτυξη μιας θεωρίας προς εξήγηση της αέ-ριας κατάστασης και της συμπεριφοράς της. Η θεωρία αυτή ονομάστηκε κινη-τική θεωρία των αερίων και στηρίζεται στις παρακάτω παραδοχές:

1. Κάθε αέριο αποτελείται από ανεξάρτητα σωμάτια που ονομάζονται μόρια. Τα μόρια μιας αέριας ουσίας είναι απολύτως όμοια μεταξύ τους κατά το μέγεθος και τη μάζα. Διαφέρουν όμως από τα μόρια άλλων αέ-ριων ουσιών.

2. Τα μόρια ενός αερίου βρίσκονται σε διαρκή άτακτη κίνηση. Κινούνται προς όλες τις κατευθύνσεις, συγκρουόμενα με άλλα μόρια και με τα τοιχώματα του δοχείου στο οποίο περιέχονται. Για το λόγο αυτό η τα-χύτητά τους αλλάζει κάθε στιγμή μέτρο και διεύθυνση.

3. Οι συγκρούσεις των μορίων είναι ελαστικές, κατ’ αυτές δηλαδή διατη-ρείται η ενέργεια – δεν έχουμε απώλεια ενέργειας με μορφή θερμότη-τας.

4. Η πίεση που ασκεί το αέριο στα τοιχώματα του δοχείου (και μπορεί να μετρηθεί με ένα μανόμετρο) είναι η κατά μέσο όρο ανά μονάδα επιφά-νειας ασκούμενη δύναμη κατά την πρόσκρουση των μορίων στα τοι-

χώματα (η πίεση ορίζεται ως το πηλίκο νειαεπιφ

ναμηδά

ύ)

5. Το μέγεθος των μορίων είναι πολύ μικρό σε σχέση με τη μεταξύ τους απόσταση.

Σύμφωνα με τη παραδοχή (4), η αύξηση της πίεσης που παρατηρείται ό-ταν αυξάνουμε τη θερμοκρασία ενός αερίου υπό σταθερό όγκο οφείλεται στην αύξηση της ταχύτητας των μορίων του.

Σχήμα 14: Ενεργειακή κατανομή μορίων σε δύο διαφορετικές θερμοκρασίες. Το γραμμοσκιασμένο εμβαδόν αντιπροσωπεύει τον αριθμό των μορίων που έχουν ενέργεια μεγαλύτερη της ενέργειας ενεργοποίησης.

36

Α 4.3 Μεταβολή της ενέργειας κατά τις χημικές αντι-δράσεις

Κάθε ουσία (επομένως και κάθε υλικό σώμα) περιέχει αποθηκευμένη

ενέργεια που ονομάζεται χημική ενέργεια. Η χημική ενέργεια οφείλεται στις δυνάμεις του χημικού δεσμού (που συγκρατούν τα άτομα στο μόρι-ο), στις δυνάμεις ανάμεσα στα μόρια (διαμοριακές δυνάμεις), στις έλξεις των ηλεκτρονίων από τους πυρήνες και τις απώσεις των ηλεκτρονίων μεταξύ τους, στην κίνηση των ηλεκτρονίων κ.ά.

Κατά τις χημικές αντιδράσεις μεταβάλλεται η χημική ενέργεια του συστήματος, με αποτέλεσμα το σύστημα να ελευθερώνει (στο περιβάλ-λον) ή να απορροφεί (από το περιβάλλον) ενέργεια. Αυτό οφείλεται στο ότι, όπως και η μάζα, έτσι και η ενέργεια διατηρείται κατά τις αντιδρά-σεις (νόμος διατήρησης της ενέργειας).

Η ενέργεια που εκλύεται ή απορροφείται κατά τις χημικές αντιδρά-σεις παίρνει διάφορες μορφές, όπως θερμότητα, ηλεκτρική ενέργεια, φω-τεινή ενέργεια.

Η χημική θερμοδυναμική

Η χημική θερμοδυναμική είναι ο κλάδος της χημείας που μελετά τις ενεργειακές μετατροπές που συνοδεύουν μια χημική μεταβολή (αντί-δραση). Ανάλογα με τις συνθήκες χρησιμοποιεί διάφορα θερμοδυναμικά μεγέθη ως κριτήρια για την πορεία και την έκταση των μεταβολών.

Τα θερμοδυναμικά κριτήρια αυτά βασίζονται μόνο στη διαφορά της τελικής από την αρχική κατάσταση, δεν εξαρτώνται επομένως από το πώς γίνεται η μεταβολή. Τα κριτήρια δεν προβλέπουν τίποτε για την τα-χύτητα της αντίδρασης. Για το λόγο αυτό συχνά συμβαίνει να προβλέπε-ται να γίνεται μια αντίδραση από θερμοδυναμική άποψη, αλλά αυτή να μην γίνεται λόγω π.χ. μεγάλης ενέργειας ενεργοποίησης, άρα λόγω πολύ μικρής ή μηδενικής ταχύτητας. Χαρακτηριστικό παράδειγμα είναι η α-ντίδραση μεταξύ υδρογόνου και οξυγόνου. Θερμοδυναμικά η αντίδραση ευνοείται πάρα πολύ. Από άποψη ταχύτητας (κινητικά) όμως δεν ευ-νοείται (βλ. παραπάνω).

Το γενικό θερμοδυναμικό κριτήριο για την πρόβλεψη μιας φυσικής ή χημικής μεταβολής είναι η μεταβολή ΔS της εντροπίας S του σύμπα-ντος:

Η εντροπία του σύμπαντος αυξάνεται σε μια αυθόρμητη μεταβολή και παραμένει σταθερή σε μια κατάσταση όπου δεν παρατηρείται μακροσκοπικά καμιά μεταβολή (κατάσταση ισορροπίας): Η παραπάνω πρόταση αποτελεί τον περίφημο δεύτερο νόμο της θερμοδυναμικής και διατυπώνεται μαθηματικά ως εξής:

ΔSσύμπαντος = ΔSσυστήματος + ΔSπεριβάλλοντος ≥ 0

Εκτός από τη χημική ε-νέργεια, υπάρχουν και άλλες μορφές αποθηκευ-μένης ενέργειας στα υλικά σώματα: κινητική, δυνα-μική, φωτεινή, ηλεκτρι-κή, μαγνητική ενέργεια. Η θερμοδυναμική είναι μία μακροσκοπική / φαινομε-νολογική θεωρία, που δεν βασίζεται και δεν χρησιμο-ποιεί τη δομή της ύλης (μόρια, άτομα κ.λπ.). Τα θερμοδυναμικά μεγέθη καθορίζονται μόνο από τη θερμοκρασία, την πίεση, τον όγκο και την ποσότη-τα της ύλης. Σημειώνεται ότι η χημική ενέργεια δεν είναι θερμο-δυναμικό μέγεθος. Σύστημα ονομάζεται κάθε τι που μελετάμε (μια χημι-κή ουσία, ένα δοχείο μέσα στο οποίο γίνεται μια χη-μική αντίδραση κ.ο.κ. Οτιδήποτε βρίσκεται έξω από το σύστημα συνιστά το περιβάλλον.

37

Το θερμοδυναμικό κριτήριο για την πρόβλεψη αντιδράσεων που γί-νονται σε συνθήκες σταθερής πίεσης και θερμοκρασίας (όπως οι συνή-θεις αντιδράσεις στο εργαστήριο, σε ανοικτούς δοκιμαστικούς σωλήνες ή δοχεία) είναι η μεταβολή ΔG της ελεύθερης ενέργειας G κατά την α-ντίδραση (όπου τώρα αναφερόμαστε μόνο στο σύστημα – δηλαδή στην αντίδραση που μελετάμε - και όχι στο περιβάλλον):

ΔGαντίδρασης = Gπροϊόντων – Gαντιδρώντων

• Αν Gπροϊόντων < Gαντιδρώντων, ΔGαντίδρασης < 0, τα προϊόντα είναι σταθε-ρότερα από τα αντιδρώντα και η αντίδραση ευνοείται.

• Αν Gπροϊόντων > Gαντιδρώντων, ΔGαντίδρασης > 0, η αντίδραση δεν ευνοεί-ται.

Το ενεργειακό προφίλ μιας χημικής αντίδρασης

Το Σχήμα 15 δείχνει διαγραμμματικά πώς μεταβάλλεται η ελεύθερη ενέργεια G καθώς προχωρά μια χημική αντίδραση από τα αντιδρώντα στα προϊόντα. Παρατηρούμε ότι τα προϊόντα έχουν μικρότερη ελεύθερη ενέργεια από τα αντιδρώντα: ΔGαντίδρασης < 0.

Στο ενεργειακό προφίλ φαίνεται και η ελεύθερη ενέργεια ενεργοποίη-σης. Από το διάγραμμα γίνεται σαφής η διάκριση ανάμεσα στη θερμο-δυναμική και στην κινητική: η θερμοδυναμική πρόβλεψη βασίζεται μόνο στο ΔGαντίδρασης, ενώ η ταχύτητα της αντίδρασης εξαρτάται από το ΔGε-

νεργοποίησης. Αυτά τα δύο μεγέθη είναι διαφορετικά και ανεξάρτητα το ένα από το άλλο.

Σχήμα 15: Ενεργειακό διάγραμμα (ενεργειακό προφίλ) μιας χημικής αντίδρα-

σης.

Ελεύθερη

ενέργεια

,G

ΔG

ΔG αντίδρασης

ΔGαντίδρασης

G

G

38

Α 4.4 Μονόδρομες και αμφίδρομες αντιδράσεις – Τα αλογόνα και τα υδραλογόνα

Πολλές αντιδράσεις οδηγούν σε πλήρη μετατροπή των αντιδρώντων

σε προϊόντα όταν τα αντιδρώντα αναμειχθούν σε κατάλληλες (στοιχειο-μετρικές – βλ. παρακάτω) αναλογίες. Πλήρης μετατροπή σημαίνει ότι τα αντιδρώντα εξαφανίζονται. Αν όμως οι αναλογίες των αντιδρώντων δεν είναι κατάλληλες, τότε οι ίδιες αντιδράσεις έχουν ως αποτέλεσμα να πε-ρισσέψουν ένα ή περισσότερα αντιδρώντα. Ένα τουλάχιστον όμως αντι-δρών τότε εξαφανίζεται. Οι παραπάνω αντιδράσεις λέγονται μονόδρο-μες και συμβολίζονται με απλό βέλος.

Ως παραδείγματα, θα μελετήσουμε τώρα τις αντιδράσεις των αλογό-νων στοιχείων (φθόριο, χλώριο, βρώμιο και ιώδιο) με το υδρογόνο που οδηγούν σε σχηματισμό του αντίστοιχου αέριου υδραλογόνου.

Τα μόρια των αλογόνων είναι διατομικά: F2, Cl2, Br2, I2. Στις συνή-θεις συνθήκες το F2 και το Cl2 είναι αέρια, το Br2 υγρό και το I2 στερεό. Το F2 έχει κίτρινο χρώμα, το Cl2 κιτρινοπράσινο, το Br2 καστανοκόκκι-νο και το I2 ιώδες (μοβ). Το Br2 εξατμίζεται εύκολα (είναι πτητικό, θερ-μοκρασία βρασμού 59 οC) και οι ατμοί του είναι πολύ βλαβεροί για την υγεία, ενώ το I2 έχει τη ιδιότητα να μεταβαίνει απευθείας από τη στερεά στην αέρια κατάσταση (το φαινόμενο αυτό λέγεται εξάχνωση). Οι ατμοί του Br2 έχουν κόκκινο χρώμα και του I2 ιώδες.

Το F2 είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, γι’ αυτό είναι πολύ δρα-στικό και διαβρωτικό. Με το Η2, η αντίδραση είναι μονόδρομη και μά-λιστα γίνεται με έκρηξη στο σκοτάδι:

Η2(g) + F2(g) 2HF(g)

To Cl2 είναι ισχυρό δηλητηριώδες αέριο και πολύ δραστικό. Με το

Η2, αντιδρά με μονόδρομη αντίδραση, αλλά μόνο σε λαμπρό ηλιακό φώς:

φως Η2(g) + Cl2(g) 2HCl (g)

Το Br2 δίνει επίσης μονόδρομη αντίδραση με το Η2, απαιτεί όμως

θέρμανση στους 200οC και καταλύτη μέταλλο λευκόχρυσο:

200οC Η2(g) + Br2 (g) 2HBr(g)

Pt

Η αντίδραση του I2 με το Η2 απαιτεί υψηλότερη θερμοκρασία (γύρω στους 500οC) και έχει επιπλέον ένα καινούριο χαρακτηριστικό. Αν θερ-μάνουμε στους 550 οC μέσα σε κλειστό δοχείο Η2 και I2, αυτά αντιδρούν σχηματίζοντας υδροϊώδιο:

550 οC Η2(g) + I2 (g) 2HI(g)

Μονόδρομη είναι και η αντίδραση της σύνθεσης του νερού: 2Η2(g) + Ο2(g) 2H2Ο(l)

Από την άλλη, ξέρουμε ότι το νερό μπορεί να διασπα-στεί στα στοιχεία του με ηλεκτρόλυση: 2H2Ο(l) 2Η2(g) + Ο2(g) Η μεταβολή όμως αυτή δεν είναι αυθόρμητη, αλλά προκαλείται από την ηλε-κτρική ενέργεια που εμείς προσθέτουμε.

39

Στο τέλος όμως της αντίδρασης (όταν η σύσταση του μείγματος μένει σταθερή με το χρόνο), παραμένει στο δοχείο ποσότητα και από τα δύο αντιδρώντα, ακόμη και αν οι αρχικές ποσότητες των αντιδρώντων ήταν στοιχειομετρικές. Αξιοσημείωτο είναι ότι στο ίδιο τελικό αποτέλεσμα (στην ίδια σύσταση) οδηγούμαστε και αν ξεκινήσουμε αντίστροφα: θερμαίνοντας στους 550 οC ΗΙ μέσα σε κλειστό δοχείο. Ένα μέρος του ΗΙ διασπάται προς τα στοιχεία του:

550 οC 2HI(g) Η2(g) + I2 (g)

Μια τέτοια αντίδραση λέγεται αμφίδρομη και συμβολίζεται με διπλό βέλος:

550 οC Η2(g) + I2 (g) 2HI(g)

Από τα παραπάνω παρατηρούμε ότι η χημική δραστικότητα των αλο-

γόνων ελαττώνεται με τη σειρά:

F2 > Cl2 > Br2 > I2

Τα υδραλογόνα είναι σε συνήθεις συνθήκες άχρωμα αέρια με δηκτι-

κή οσμή. Η χημική δραστικότητά τους μεταβάλλεται αντίστροφα από εκείνη των αλογόνων:

HF (καθόλου δραστικό) << HCl << HBr << HI

Αμφίδρομη είναι και η αντίδραση σύνθεσης της αμμωνίας: Ν2(g) + 3Η2(g) 2NH3(s)

Σχέση του ΔG με τις αμφίδρομες αντιδράσεις

Οι αμφίδρομες αντιδράσεις χαρακτηρίζονται από το μέγεθος του ΔGαντίδρα-

σης, το οποίο είναι σχετικά μικρό. Με κατάλληλους χειρισμούς (όταν π.χ. απο-μακρύνεται κάποιο ή όλα τα προϊόντα από το αντιδρών σύστημα) μια αμφίδρο-μη αντίδραση προχωρεί κι άλλο προς τα δεξιά, δηλαδή νέες ποσότητες αντι-δρώντων αντιδρούν προς προϊόντα. Οι καθαυτό όμως μονόδρομες αντιδράσεις χαρακτηρίζονται από μεγάλες απόλυτες τιμές ΔG.

Παραθέτουμε τώρα τιμές ΔG για τις αντιδράσεις που μελετήσαμε παραπά-νω. Σημειωτέον ότι οι τιμές του ΔG εξαρτώνται από τις συνθήκες. Οι τιμές που δίνουμε αναφέρονται στους 25οC: Η2(g) + F2(g) 2HF(g) ΔG = -536 kj 2H2(g) + Ο2(g) 2H2Ο(l) ΔG = -243 kj Η2(g) + Cl2(g) 2HCl (g) ΔG = -191 kj Η2(g) + Br2 (g) 2HBr(g) ΔG = -110 kj Ν2(g) + 3Η2(g) 2NH3(g) ΔG = -34 kj Η2(g) + I2 (g) 2HI(g) ΔG = -15 kj

40

Α 4.5 Εξώθερμες και ενδόθερμες αντιδράσεις – Η θερμότητα αντίδρασης

Αναφέραμε ήδη ότι κατά τις χημικές αντιδράσεις συμβαίνουν και

θερμικές μεταβολές.

Οι αντιδράσεις που ελευθερώνουν ενέργεια υπό μορφή θερμότητας στο περιβάλλον ονομάζονται εξώθερμες, ενώ οι αντιδράσεις που α-πορροφούν ενέργεια υπό μορφή θερμότητας από το περιβάλλον ονο-μάζονται ενδόθερμες.

Σε συνθήκες σταθερής πίεσης και θερμοκρασίας (και με κάποιες άλ-

λες προϋποθέσεις), η θερμότητα που εκλύεται ή απορροφείται σε μια χημική αντίδραση συμπίπτει αριθμητικά με τη μεταβολή ΔΗ του θερμο-δυναμικού μεγέθους ενθαλπία, Η.

• Σε μια εξώθερμη αντίδραση Η προϊόντων < Η αντιδρώντων, ΔΗ αντίδρασης < 0 • Σε μια ενδόθερμη αντίδραση Η προϊόντων > Η αντιδρώντων, ΔΗ αντίδρασης > 0 Μια χαρακτηριστική ενδόθερμη αντίδραση είναι η διάσπαση του ά-

λατος ανθρακικού ασβεστίου με την επίδραση της θερμότητας: Δ

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Μια χαρακτηριστική εξώθερμη αντίδραση είναι η καύση του άνθρα-

κα: C(s) + O2(g) CO2(g) ΔΗ(25οC) = -394 kj mol-1

Ενέργεια (ενθαλπία) δεσμού Η ενθαλπία δεσμού αποτελεί το μέτρο της ισχύος ενός χημικού δε-

σμού.

Ενθαλπία δεσμού στα διατομικά μόρια είναι η μεταβολή της ενθαλπί-ας, ΔΗΒ, κατά τη διάσπαση 1 mol αέριας ουσίας,

π.χ. Cl - Cl(g) → 2Cl(g) ΔΗB = +242 kj mol-1

Στα πολυατομικά μόρια ορίζεται η μέση ενθαλπία δεσμού, που αποτελεί το μέσο όρο των τιμών ενθαλπίας δεσμού στο μόριο.

Παράδειγμα CΗ4(g) → C(g) +4Η(g) ΔΗ = +1660 kj mol-1

Η μέση ενθαλπία δεσμού C-Η ΔΗΒ είναι 1660/4 kJ = 415 kj.

Είδαμε προηγουμένως ότι σε συνθήκες σταθερής πίεσης και θερμοκρασίας, το θερμοδυναμικό κριτή-ριο που προβλέπει αν ευ-νοείται η αντίδραση είναι η ελάττωση της ελεύθερης ενέργειας : ΔG<0. Το ΔΗ μιας αντίδρασης αποτελεί μέρος του ΔG. Να επιση-μανθεί ότι το ΔG μπορεί να είναι αρνητικό, ακόμη και για θετικό ΔΗ (για μια ενδόθερμη αντίδραση). Η τιμή του ΔG εξαρτάται από τη θερμοκρασία. Για την αντίδραση διάσπασης του ανθρακικού ασβεστίου (όπου ΔΗ>0), το ΔG είναι θετικό σε συνήθεις θερμο-κρασίες, αλλά αρνητικό σε υψηλές θερμοκρασίες. Γι’ αυτό η διάσπαση αυτή απαιτεί θέρμανση. H ενέργεια που ελευθερώ-νεται από την καύση του C μπορεί να υπολογιστεί από την περίφημη σχέση ισο-δυναμίας ύλης και ενέρ-γειας του Einstein. H σχέ-ση αυτή συνδέει την ενέρ-γεια Ε με την (ελάχιστη) μεταβολή της μάζας, Δm, κατά την αντίδραση: Ε = Δm c2 όπου c είναι η ταχύτητα του φωτός στο κενό (3x108 ms-1) E =4,3x10-12 kg (3x108

ms-1)2 = 387 kj

Ενθαλπία δεσμών (ΔΗB σε kJ mol-1) στα μόρια των στοιχείων αζώτου, οξυγό-νου και φθορίου. Παρατη-ρούμε ότι η ενθαλπία των δεσμών εξασθενίζει από τον τριπλό στον απλό δε-σμό.

41

Γενικά κατά την πραγματοποίηση μιας αντίδρασης παρατηρείται

σπάσιμο και δημιουργία νέων δεσμών. Η δημιουργία δεσμών αποτελεί πάντα εξώθερμο φαινόμενο (εκλύεται θερμότητα, ΔΗ<0) ενώ η διάσπα-ση των δεσμών ενδόθερμο (απορροφείται ενέργεια, ΔΗ>0).

Iσχύει:

Πειραματικά η αντίδραση διάσπασης μιας ουσίας στα άτομα των συ-

στατικών στοιχείων της δεν είναι εύκολο να πραγματοποιηθεί. Μπορεί όμως να υπολογιστεί έμμεσα από γνωστές τιμές ενθαλπιών άλλων σχε-τικών αντιδράσεων (βλ. Πλαίσιο παρακάτω)

Άσκηση: Να συγκριθούν οι ενθαλπίες δεσμού των υδραλογόνων με τη χημική δραστικότητά τους.

Πίνακας 5: Ενέργειες Δεσμού (σε kj mol-1)

Απλοί Δεσμοί Η C N O S F Cl Br I

H 432 C 411 346 N 386 305 167 O 459 358 201 142 S 363 272 - - 226 F 565 485 283 190 284 155 Cl 431 327 313 218 255 249 240 Br 366 285 - 201 217 249 216 190 I 299 213 - 201 - 278 208 175 149

Πολλαπλοί Δεσμοί C=C 602 C=N 615 C=O 799 C≡C 835 C≡C 607 C≡O 1072 N=N 418 N=O 887 N≡N 942 O=O 494

ΔΗ αντίδρασης = ΣΔΗ δεσμών που διασπώνται - ΣΔΗ δεσμών που σχηματίζονται

Ενθαλπία δεσμών (ΔΗB σε kJ mol-1) στα μόρια των υδραλογόνων (υδροφθο-ρίου, υδροχλωρίου, υδρο-βρωμίου και υδροϊωδίου). Παρατηρούμε ότι η ενθαλ-πία δεσμού ελαττώνεται όσο αυξάνεται το μέγεθος του ατόμου του αλογόνου (ατομική ακτίνα)

42

Υπολογισμός της ενθαλπίας δεσμού

Θα εξετάσουμε μέσω ενός κατάλληλου κυκλικού ενεργειακού δια-

γράμματος πώς μπορούμε να υπολογίσουμε την ενθαλπία του δεσμού C – H στο CΗ4:

-872,0 kj

-718,4 kj

- 74,7kj

Το ζητούμενο μέγεθος είναι το Χ. Αυτό βρίσκεται με τον κατάλληλο

υπολογισμό, λαμβάνοντας υπόψη ότι η συνολική ενεργειακή μεταβολή για τη συνολική κυκλική μεταβολή (αφετηρία και τέλος το CΗ4(g)) πρέπει να είναι μηδέν (αρχή διατήρησης ενέργειας):

Χ –872,0 –718,4 –74,7 = 0 ή

Χ = 1.665,1 kj

H ενέργεια αυτή αφορά τη διάσπαση τεσσάρων δεσμών C–H. Άρα η μέση ενέργεια (ενθαλπία) του δεσμού C–H στο CΗ4 είναι 1.665,1/4 = 416 kj mol-1.

Σημείωση 1. Η ενθαλπία ως θερμοδυναμικό μέγεθος, εξαρτάται μόνο από την αρχική και την τελική κατάσταση και όχι από το δρόμο της με-ταβολής.

Σημείωση 2. Η μεταβολή της ενθαλπίας σε μια χημική αντίδραση εξαρ-τάται από τις συνθήκες στις οποίες βρίσκονται τα αντιδρώντα και τα προϊόντα. Για συγκριτικούς λόγους οι μεταβολές ΔΗ αναφέρονται στις ίδιες συνθήκες. Αυτό ισχύει και για τα ΔΗ που χρησιμοποιήσαμε στο παράδειγμα του υπολογισμού της ενθαλπίας δεσμού C – H στο μεθάνιο.

Α 4.6 Στοιχειομετρικοί υπολογισμοί

H χημική εξίσωση, πέραν του ότι συμβολίζει μια χημική αντίδραση, παρέχει και μια σειρά πληροφοριών. Για παράδειγμα, η χημική εξίσωση

C(g) +4Η(g)

C(g) +2Η2(g)

C(s) +2Η2(g)

CΗ4(g)

CΗ4(g) → C(g) +4Η(g) Χ kj

43

της αντίδρασης σχηματισμού αμμωνίας από άζωτο και υδρογόνο (Ν2 + 3Η2 → 2ΝΗ3) μάς αποκαλύπτει:

1. Την ποιοτική σύσταση των αντιδρώντων (N2, H2) και προϊόντων

(NH3). 2. Ποσοτικά δεδομένα σχετικά με τον τρόπο που γίνεται η αντίδραση.

Δηλαδή ότι, 1 μόριο Ν2 αντιδρά με 3 μόρια Η2 και δίνει 2 μόρια ΝΗ3. 1 mol Ν2 αντιδρά με 3 mol Η2 και δίνει 2 mol ΝΗ3. 1 όγκος αερίου N2 αντιδρά με τρεις όγκους αερίου H2 και δίνει δύο όγκους αέριας NH3 στις ίδιες συνθήκες P και T.

Αυτό όμως που τελικά έχει τη μεγαλύτερη σημασία είναι ότι:

οι συντελεστές σε μία χημική εξίσωση καθορίζουν την αναλογία mol των αντιδρώντων και προϊόντων στην αντίδραση. Γι’ αυτό και οι συ-ντελεστές ονομάζονται στοιχειομετρικοί συντελεστές. Με δεδομένα ότι:

• 1 mol μιας χημικής ουσίας ζυγίζει τόσα γραμμάρια όσο η σχετική μο-ριακή της μάζα,

• 1 mol αέριας ουσίας καταλαμβάνει όγκο Vm ή 22,4 L (σε STP) και • 1 mol μιας μοριακής χημικής ουσίας περιέχει ΝΑ μόρια, προκύπτει ότι η αναλογία μολ των αντιδρώντων και των προϊόντων μπορεί να εκφραστεί και ως αναλογία μαζών, όγκων (αερίων) ή αριθ-μού μορίων.

Οι παραπάνω χημικοί υπολογισμοί, οι οποίοι στηρίζονται στις ποσο-τικές πληροφορίες που πηγάζουν από τους στοιχειομετρικούς συντε-λεστές ονομάζονται στοιχειομετρικοί υπολογισμοί.

Μεθοδολογία για την επίλυση προβλημάτων στοιχειομετρίας Στα προβλήματα στοιχειομετρίας ακολουθούμε την εξής διαδικασία:

1. Από τη μάζα ή τον όγκο που δίνεται, βρίσκουμε τον αριθμό μολ π.χ.

ενός αντιδρώντος. 2. Υπολογίζουμε με τη βοήθεια της χημικής εξίσωσης τον αριθμό μολ

του αντιδρώντος ή προϊόντος που ζητείται. 3. Τέλος, από τον αριθμό μολ υπολογίζουμε τη ζητούμενη μάζα (μέσω

του Μr) ή το ζητούμενο όγκο (μέσω του Vm ή της καταστατικής εξί-σωσης).

44

Στη συνέχεια δίνονται χαρακτηριστικές περιπτώσεις στοιχειομετρι-

κών υπολογισμών με αντίστοιχα παραδείγματα.

1. Στοιχειομετρικοί υπολογισμοί όπου η ουσία που δίνεται ή ζη-τείται δεν είναι καθαρή Σε πολλές περιπτώσεις οι ουσίες που χρησιμοποιούμε σε μια χημική α-ντίδραση δεν είναι καθαρές. Αυτό συμβαίνει στην πράξη, αφού είναι σχεδόν αδύνατο να έχουμε απόλυτα καθαρές ουσίες. Η καθαρότητα ε-νός δείγματος εκφράζεται συνήθως %. Για παράδειγμα, δείγμα σιδήρου καθαρότητας 95% w/w σημαίνει ότι στα 100 g δείγματος τα 95 g είναι Fe και τα 5 g είναι ξένες προσμείξεις.

2. Στοιχειομετρικοί υπολογισμοί όπου δίνονται οι ποσότητες δύο αντιδρώντων

Εδώ διακρίνουμε δύο περιπτώσεις: Α. Οι ποσότητες που δίνονται είναι σε στοιχειομετρική αναλογία.

Δηλαδή, οι ποσότητες είναι οι ακριβώς απαιτούμενες για πλήρη αντί-δραση, σύμφωνα με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές. Στην περί-πτωση αυτή, οι υπολογισμοί στηρίζονται στην ποσότητα ενός εκ των δύο αντιδρώντων.

Β. Η ποσότητα ενός εκ των δύο αντιδρώντων είναι σε περίσσεια. Δηλαδή, το ένα από τα αντιδρώντα είναι σε περίσσεια (περισσεύει), ενώ το άλλο καταναλώνεται πλήρως (περιοριστικό αντιδρών). Οι στοιχειο-μετρικοί υπολογισμοί στην περίπτωση αυτή στηρίζονται στην ποσότητα του περιοριστικού αντιδρώντος.

3. Στοιχειομετρικοί υπολογισμοί με διαδοχικές αντιδράσεις Υπάρχουν στοιχειομετρικοί υπολογισμοί στους οποίους δεν έχουμε

μόνο μία αντίδραση αλλά μια σειρά διαδοχικών αντιδράσεων. Διαδοχι-κές αντιδράσεις έχουμε, όταν το προϊόν της πρώτης αντίδρασης αποτε-λεί αντιδρών της δεύτερης αντίδρασης, κ.ο.κ.

Απόδοση χημικής αντίδρασης Έστω ότι σε κενό δοχείο όγκου V L προσθέτουμε 4 mol Ν2 και 20

mol Η2, τα οποία αντιδρούν προς σχηματισμό αμμωνίας, με βάση τη χη-μική εξίσωση:

Ν2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

• Αν οι ποσότητες αντι-δρώντων δεν είναι σε στοιχειομετρική αναλογία, τότε, οι στοιχειομετρικοί προσδιορισμοί βασίζονται στην ποσότητα του περιο-ριστικού αντιδρώντος. Αυτού, δηλαδή, που δεν είναι σε περίσσεια.

45

Καταρχήν, θα περιμέναμε να αντιδράσουν 4 mol Ν2 με 12 mol Η2 προς σχηματισμό 8 mol ΝΗ3. Πρακτικά, όμως, λόγω της αμφίδρομης αντί-δρασης:

Ν2(g)+ 3H2(g) 2NH3(g)

παράγονται 6 mol ΝΗ3, όπως φαίνεται στον παρακάτω πίνακα:

ποσότητες / mol N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

αρχικά 4 20

αντιδρούν 3 9

παράγονται 6

ισορροπία 1 11 6

Ονομάζουμε απόδοση, α, μιας αντίδρασης το λόγο της ποσότητας της ουσίας που παράγεται πρακτικά προς την ποσότητα της ουσίας που θα παραγόταν θεωρητικά αν η αντίδραση ήταν μονόδρομη, δηλαδή:

Στο συγκεκριμένο παράδειγμα η απόδοση (α) είναι:

Προφανώς, η απόδοση μιας αντίδρασης που γίνεται στη βιομηχανία έχει τεράστιο οικονομικό ενδιαφέρον. Οι χημικοί και οι χημικοί μηχανι-κοί επιδιώκουν με κάθε τρόπο να αυξήσουν την απόδοση (με το μικρό-τερο δυνατό κόστος), μεταβάλλοντας τις συνθήκες αντίδρασης.

• Η απόδοση μιας αντίδρασης καθορίζει τη σχέση μεταξύ της ποσό-τητας ενός προϊόντος που παίρνουμε πρακτικά και της ποσότητας που θα παίρναμε θεωρητικά, αν η αντίδραση ήταν πλήρης (μονό-δρομη).

Mπορούμε να αυξήσουμε την απόδοση μιας αντίδρασης μεταβάλλο-ντας: 1. την ποσότητα (συγκέντρωση) των αντιδρώντων ή των προϊόντων 2. τη θερμοκρασία 3. την πίεση, όταν στην αντίδραση συμμετέχουν ή παράγονται αέριες ουσίες.

θεωρητικά ανσχηματιζότ θα που ουσίας ποσότητα

πρακτικά αισχηματίζετ που ουσίας ποσότηταα =

75% ή 0,7510075

43

NH mol 8 NH mol 6 α

3

3 ====

Η απόδοση μιας αντίδρα-σης κυμαίνεται από 0 έως 1 (0% έως 100%). Όσο το α προσεγγίζει το 100%, τόσο η αντίδραση πλησιά-ζει τη μονόδρομη, κυριαρ-χεί δηλαδή η φορά προς τα δεξιά. Αντίθετα όσο το α προσεγγίζει το 0, τόσο κυριαρχεί η φορά της αντίδρασης προς τα αρι-στερά.

Αναπνευστική συσκευή που περιέχει οξυγόνο

46

Α 5 TO ΟΞΥΓOΝΟ ΚΑΙ ΤΑ ΕΥΓΕΝΗ ΑΕΡΙΑ

Α.5.1: Γενικά για το οξυγόνο

Μοριακός τύπος

Προσομοίωμα μορίου Φυσικές ιδιότητες

Ο2

αέριο άχρωμο

άγευστο άοσμο θ.π. = -219°C θ.β. = -183° C πυκνό-τητα = 1,43 g/L

Το οξυγόνο είναι το πλέον διαδεδομένο χημικό στοιχείο στον

πλανήτη μας. Ελεύθερο υπάρχει στον ατμοσφαιρικό αέρα σε ποσοστό 21% κατ' όγκο (V/V) περίπου. Ενωμένο με άλλα στοιχεία υπάρχει στο στερεό φλοιό της Γης σε ποσοστό 46,6% κατά βάρος, και στο νερό των θαλασσών και των ποταμιών σε ποσοστό 89% κατά βάρος. Το οξυγόνο είναι το πιο διαδεδομένο στοιχείο και στο έδαφος της Σελή-νης.

Στο νερό διαλύεται ελάχιστα. Η ποσότητα όμως του διαλυμένου ελεύθερου οξυγόνου στο νερό είναι αρκετή για τη διατήρηση της υ-δρόβιας ζωής. Η διαλυτότητα του οξυγόνου στο νερό (και γενικά των αερίων στα υγρά) ελαττώνεται με αύξηση της θερμοκρασίας.

Στο εργαστήριο μπορούμε να παρασκευάσουμε οξυγόνο με ηλε-κτρολυτική διάσπαση του νερού. Η μεγαλύτερη ποσότητα καθαρού οξυγόνου που χρησιμοποιούμε παραλαμβάνεται με υγροποίηση του ατμοσφαιρικού αέρα και κλασματική απόσταξη. Το οξυγόνο αποθη-κεύεται συνήθως σε ειδικά χαλύβδινα δοχεία υπό μεγάλη πίεση (ο-βίδες οξυγόνου).

Α.5.2: Οξείδωση και καύση

Τα περισσότερα στοιχεία αντιδρούν με το οξυγόνο και σχηματίζουν

χημικές ενώσεις που ονομάζονται οξείδια. Κατά τις αντιδράσεις αυτές λέμε ότι τα στοιχεία οξειδώνονται. Τα περισσότερα οξείδια των αμε-τάλλων είναι αέρια. Για παράδειγμα αναφέρουμε την οξείδωση του υδρογόνου, του άνθρακα και του θείου.

Καύση ξύλου σε ατμό-σφαιρα οξυγόνου

Καύση θείου σε ατμόσφαι-ρα οξυγόνου

Καύση μαγνησίου στον αέρα

47

Τα οξείδια των μετάλλων είναι όλα στερεά. Ως παράδειγμα ανα-

φέρουμε την οξείδωση του μαγνησίου:

48

Οι οξειδώσεις των στοιχείων είναι συνήθως εξώθερμες αντιδρά-σεις. Όταν γίνονται με μεγάλη ταχύτητα, συνοδεύονται από εμφά-νιση φλόγας. Αντιδράσεις αυτής της μορφής ονομάζονται καύσεις.

Καύσεις γίνονται και κατά την αντίδραση του οξυγόνου με ορι-σμένες χημικές ενώσεις. Η θερμότητα που ελευθερώνεται από καύ-σεις αξιοποιείται πολλές φορές από τον άνθρωπο, για να ικανο-ποιήσει τις ενεργειακές του ανάγκες. Η θερμότητα χρησιμοποιείται άμεσα για θέρμανση ή μετατρέπεται σε άλλες μορφές ενέργειας όπως ηλεκτρική και κινητική. Οι ουσίες που καίγονται για την παρα-γωγή ενέργειας ονομάζονται καύσιμα. Τα αέρια προϊόντα της καύσης ονομάζονται καυσαέρια.

Το φυσικό αέριο είναι ένα μείγμα αερίων που χρησιμοποιείται ως καύσιμο. Το μεθάνιο είναι το κύριο συστατικό του "φυσικού αε-ρίου". Παρακάτω δίνεται η εξίσωση της καύσης του μεθανίου.

Η έναρξη των παραπάνω καύσεων απαιτεί θέρμανση (λόγω της ε-

νέργειας ενεργοποίησης). Η ανάφλεξη μιας ουσίας προϋποθέτει τη θέρμανσή της σε ορισμένη θερμοκρασία που είναι χαρακτηριστική για κάθε ουσία και η οποία ονομάζεται σημείο ανάφλεξης. Ορισμέ-νες ουσίες έχουν χαμηλό σημείο ανάφλεξης και χαρακτηρίζονται εύφλεκτες, όπως για παράδειγμα το οινόπνευμα.

Ένας πρώτος ορισμός της οξείδωσης

Αρχικά και πριν γίνει γνωστή η ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων, είχε δοθεί ο εξής ορισμός για την οξείδωση:

π.χ. ο C οξειδώνεται σε CO2 κατά την αντίδραση:

C(s) + O2(g) → CO2(g)

Επίσης το HCl οξειδώνεται σε Cl2: 4HCl(g) + O2(g) → 2Cl2(g) + 2H2O(l)

Οξείδωση είναι η ένωση ενός στοιχείου με το οξυγόνο ή η αφαίρεση υδρογόνου από μια χημική ένωση.

Ο Προμηθέας πυρφόρος, που έδωσε τη φωτιά στους ανθρώπους, όπως απεικο-νίζεται στο λογότυπο του Εθνικού Μετσοβίου Πολυ-τεχνείου, φιλοτεχνημένο από τον Ν. Χατζηκυριάκο Γκίκα.

49

Α 5.3 Η βιολογική σημασία του οξυγόνου Η αναπνοή

Το οξυγόνο είναι απαραίτητο για τη λειτουργία της αναπνοής των έμβιων όντων. Η αναπνοή είναι ένα πολύπλοκο φαινόμενο που εξασφαλίζει στους οργανισμούς την απαραίτητη ενέργεια που χρει-άζονται για την ανάπτυξή τους και τις δραστηριότητές τους. Με την εισπνοή, οι οργανισμοί παίρνουν οξυγόνο το οποίο οξειδώνει ουσίες που υπάρχουν στα κύτταρα και προέρχονται από την τροφή. Τα τε-λικά προϊόντα της οξείδωσης των ουσιών αυτών είναι διοξείδιο του άνθρακα και νερό. Ταυτόχρονα παράγεται και ενέργεια.

τροφή + οξυγόνο διοξείδιο του άνθρακα + νερό + ενέργεια

Με την αναπνοή τα έμβια όντα καταναλώνουν μεγάλες ποσότητες οξυγόνου. Παρόλα αυτά η ποσότητα του οξυγόνου που υπάρχει στον αέρα παραμένει σταθερή. Αυτό οφείλεται σε μια σημαντική βιολογι-κή λειτουργία που γίνεται στα φυτά και ονομάζεται φωτοσύνθεση.

ηλιακή ενέργεια διοξείδιο του άνθρακα + νερό ----- σάκχαρα + οξυγόνο

χλωροφύλλη

Τα φυτά λοιπόν αναπληρώνουν συνεχώς το οξυγόνο του αέρα.

Κατά συνέπεια η καταστροφή των δασών μπορεί να προκαλέσει σο-βαρό κίνδυνο για την επιβίωση μας.

Αφή της ολυμπιακής φλό-γας

50

Η φωτοσύνθεση και ο μεταβολισμός των υδατανθράκων

Οι υδατάνθρακες είναι ενώσεις του άνθρακα (οργανικές ενώσεις). Ονομάζονται έτσι γιατί εκτός από άνθρακα περιέχουν υδρογόνο και οξυγόνο με αναλογία 2:1 όπως στο νερό Cx(Η2Ο)ψ. Συντίθενται στα πράσινα φυτά με τη φωτοσύνθεση. Αυτή είναι μία πολύπλοκη διαδι-κασία η οποία χρησιμοποιεί την ηλιακή ενέργεια, για να δεσμεύσει το CO2. Η συνολική αντίδραση για τη φωτοσύνθεση, σχηματικά μόνο δίνεται από την παρακάτω εξίσωση:

Η φωτοσύνθεση ξεκινά με την απορρόφηση ηλιακού φωτός από την κύρια χρωστική των φυτών, την χλωροφύλλη. Καθώς το ηλιακό φως δεσμεύεται ή «παγιδεύεται» από τη χλωροφύλλη, απορροφείται και αποθηκεύεται ενέργεια από το φυτό με μορφή χημικής ενέργειας. Η ενέργεια αυτή χρησιμοποιείται για την αντίδραση μετατροπής του CO2 προς υδατάνθρακες και οξείδωσης του νερού προς Ο2.

x CO2 + ψ H2O + ηλιακή ενέργεια → Cx(H2O)ψ + x O2

Φωτοσύνθεση Η φωτοσύνθεση είναι ένα πολύπλοκο φαινόμενο με πολλά ενδιάμεσα στάδια στα οποία χρησιμοποιού-νται ένζυμα ως καταλύ-τες. Έχει λοιπόν ένα πο-λύπλοκο μηχανισμό ο οποίος δεν έχει γίνει πλή-ρως κατανοητός.

Οι υδατάνθρακες στα φυτά είναι η κύρια «αποθήκη» της ηλιακής ενέργειας και μέσω αυτών μεταφέρεται και στα ζώα ως τροφή. Η ε-νέργεια αυτή απελευθερώνεται όταν τα ζώα ή τα φυτά μεταβολίζουν τους υδατάνθρακες προς CO2 και νερό σύμφωνα με τη γενική σχημα-τική αντίδραση:

Cx(Η2Ο)ψ + x Ο2 → x CO2 + ψ Η2Ο + ενέργεια Η χλωροφύλλη απορρο-φεί το ερυθρό και το κυα-νό τμήμα του φάσματος του (λευκού) ηλιακού φωτός), αφήνοντας ανα-πορρόφητο το πράσινο τμήμα. Γι’ αυτό η χλωρο-φύλλη έχει πράσινο χρώ-μα. Σ’ αυτήν οφείλεται το πράσινο χρώμα των φυ-τών.

Ο μεταβολισμός των υδατανθράκων είναι και αυτός με τη σειρά του

ένα σύνολο ενζυματικά καταλυόμενων αντιδράσεων, στις οποίες κάθε στάδιο-βήμα που δίνει ενέργεια (εξώθερμο ή καλύτερα εξωεργονικό) είναι μια οξείδωση.

Α 5.4 Τα οξείδια – Τα οξείδια των αμετάλλων Ορισμένα οξείδια έχουν ιδιαίτερη βαρύτητα στην καθημερινή μας

ζωή. Το πιο γνωστό από αυτά είναι το διοξείδιο του άνθρακα (CO2), που είναι το βασικό προϊόν της αναπνοής των έμβιων όντων και χρη-σιμοποιείται στη φωτοσύνθεση. Ακόμα, το CO2 είναι κυρίως υπεύθυ-νο για το φαινόμενο του θερμοκηπίου.

• Παρόλο που υπάρχουν μικρές διαφορές στην θερμιδομετρική αξία, 1g σακχάρων αποδίδει ≈ 17 kj. έναντι 38 Kj των λι-πών. Συνήθως η θερμιδομετρι-κή αξία των τροφών υπο-λογίζεται από την περιε-κτικότητά τους σε σάκχα-ρα, λίπη και πρωτεΐνες και από τον ″κώδικα 4-4-9″ σε kj ανά g αντίστοιχα.

Το διοξείδιο του θείου (SO2), το μονοξείδιο του αζώτου (ΝΟ), το διοξείδιο του αζώτου (ΝΟ2) και το μονοξείδιο του άνθρακα (CO) ανή-κουν στην κατηγορία των ατμοσφαιρικών ρύπων, που τόσο πολύ τα-λαιπωρούν τους κατοίκους πολλών μεγαλουπόλεων τα τελευταία χρό-

51

νια. Τα παραπάνω οξείδια είναι οξείδια αμετάλλων και βρίσκονται όλα σε αέρια κατάσταση.

Ορισμός, συμβολισμός, ονοματολογία και ταξινόμηση οξει-δίων

Οξείδια ονομάζονται οι ενώσεις των στοιχείων με το οξυγόνο. Έ-χουν το γενικό τύπο:

ενώ αρκετά οξείδια έχουν το γενικό τύπο: Όταν ένα στοιχείο σχηματίζει περισσότερα οξείδια, τότε αυτά δια-

κρίνονται με πρόταξη στο όνομά τους των αριθμητικών (μονο-), δι-, τρι- κλπ. Έτσι, έχουμε:

CO: (μον)οξείδιο του άνθρακα CO2: διοξείδιο του άνθρακα NO: (μον)οξείδιο του αζώτου

NO2: διοξείδιο του αζώτου N2O3: τριοξείδιο του αζώτου N2O4: τετροξείδιο του αζώτου N2O5: πεντοξείδιο του αζώτου

SO2: διοξείδιο του θείου SO3: τριοξείδιο του θείου

Α 5.5 Τα ευγενή αέρια

Τα ευγενή ή αδρανή ή σπάνια αέρια είναι τα αέρια χημικά στοιχεία ήλιον (He), νέον (Ne), αργόν (Αr), κρυπτόν (Κr), ξένον (Xe) και ραδό-νιο (Rn). H ονομασία τους ευγενή και αδρανή αέρια οφείλεται στο ότι είναι χημικώς αδρανή, είναι δύσκολο δηλαδή να συμμετέχουν σε χη-μικές αντιδράσεις. (Η ονομασία ευγενή αέρια δόθηκε κατ’ αναλογία προς τα ευγενή μέταλλα, χρυσό, λευκόχρυσο και άργυρο).

Όπως έχουμε ήδη αναφέρει, η αδράνεια των ευγενών αερίων οφείλεται στο ότι έχουν συμπληρωμένη την εξωτερική τους στιβάδα (τη στιβάδα σθένους) με οκτώ ηλεκτρόνια (το ήλιο με δύο ηλεκτρόνια). Τα «μόρια» των ευγενών αερίων θεωρούνται μονοατομικά. Εκτός από το ραδόνιο που δεν έχει σταθερά ισότοπα, τα υπόλοιπα έχουν δύο ή και περισσότερα σταθερά ισότοπα και σημαντι-κό αριθμό ασταθών. Πρώτο ανακαλύφθηκε το αργόν (Αr) (το 1765 από τον Cavendish), αναγνωρίσθηκε όμως ως χημικό στοιχείο πολύ αργότερα (το 1894) από τον Ramsay όταν παρατηρήθηκε ότι κατά την υγροποίηση του

Σ2Οz

Τη δεκαετία του 60 πα-ρασκευάστηκαν στα ερ-γαστήρια, υπό ειδικές συνθήκες, ορισμένες ενώσεις ευγενών αερίων, όπως π.χ.: XeF2, XeO4.

ΣxΟy

52

ατμοσφαιρικού αέρα και κατά την απομάκρυνση (με κλασματική από-σταξη) του οξυγόνου, το άζωτο που απέμεινε περιείχε και ένα άλλο αέριο, το αργόν. Και το αργόν παραλαμβάνεται με την κλασματική απόσταξη. Το αργόν ονομάστηκε έτσι λόγω της χημικής του αδρά-νειας. Χρησιμοποιείται στη μεταλλουργία για τη δημιουργία αδρανούς ατμόσφαιρας (για την αποφυγή σχηματισμού ενώσεων των μετάλλων με το οξυγόνο και το άζωτο στην ατμόσφαιρα: οξείδια και αζίδια).

Εκτός από το αργόν, που αποτελεί το 1% του ατμοσφαιρικού αέρα, τα υπόλοιπα ευγενή αέρια απαντώνται σε πολύ μικρή ποσότητα. Στον Ήλιο και στο Σύμπαν, το ήλιον έρχεται δεύτερο σε αφθονία στοιχείο (23%), μετά το υδρογόνο (76%), και σχηματίζεται από τη σύντηξη πυρήνων υδρογόνου (πυρηνική αντίδραση):

2Η + 3Η 4Ηe + νετρόνια + τεράστια ποσότητα ενέργειας

[Τα 2Η (δευτέριο) και 3Η (τρίτιο) είναι δύο ισότοπα του υδρογόνου]

Το ήλιον είναι το ελαφρύτερο ευγενές αέριο και το ελαφρύτερο

στοιχείο μετά το υδρογόνο. Την ονομασία του το ήλιον την οφείλει στο ότι ανακαλύφθηκε πρώτα στον Ήλιο και εν συνεχεία στη Γη από τον Ramsay το 1895 (στον ήλιο το 1868). Λαμβάνεται κυρίως από τα φυσικά αέρια με υγροποίηση και κλασματική απόσταξη. Χρησιμο-ποιείται στην πλήρωση μετεωρολογικών μπαλονιών και αεροστάτων, εις αντικατάσταση του εύφλεκτου υδρογόνου. Με ήλιον γεμίζονται και τα μπαλόνια-παιχνίδια που, ως ελαφρύτερα, ανεβαίνουν προς τα πάνω στον ουρανό.

Το ραδόνιο (Rn) περιέχεται εγκλωβισμένο σε διάφορα πετρώματα και είναι ραδιενεργό. Αποτέλεσμα αυτού είναι να περιλαμβάνεται (σε πολύ μικρές ποσότητες) στα οικοδομικά υλικά, τα οποία επομένως εκπέμπουν μικρή ποσότητα ραδιενέργειας στο εσωτερικό των σπιτιών. Για το λόγο αυτό, πρέπει να αερίζουμε συχνά και καλά τα σπίτια μας.

Όλα τα ευγενή αέρια (εκτός από το ραδόνιο) εκπέμπουν φάσματα με χαρακτηριστικά χρώματα και χρησιμοποιούνται στους σωλήνες φθορισμού.

Τα λέϊζερ του αργού χρη-σιμοποιούνται ευρέως στην ιατρική (π.χ. για ε-πεμβάσεις στα μάτια) Το ήλιο έχει τη μικρότερη θερμοκρασία πήξης από όλα τα στοιχεία, -272,2οC, θερμοκρασία που επιτυγ-χάνεται υπό πίεση 25 atm. H θερμοκρασία αυτή είναι πολύ κοντά στο από-λυτο μηδέν -273 οC, θερ-μοκρασία που θεωρητικά θεωρείται μη επιτεύξιμη. Εκτός από το ραδόνιο, τα ευγενή αέρια λαμβάνονται από την υγροποίηση του αέρα με κλασματική από-σταξη. Εικόνα Σωλήνων φθορι-σμού που περιέχουν αέριο νέον.

R. Boyle (1627-1691) Ιρλανδός χημικός και φι-λόσοφος. Κατά τη διάρκεια της ζωής του απέκτησε τεράστια φήμη κυρίως από τα πρωτοποριακά του πει-ράματα σχετικά με τις ιδιό-τητες των αερίων. Το βι-βλίο του «Ο Σκεπτικιστής Χημικός» έθεσε τις βάσεις για τη μετάβαση από την αλχημεία στη σύγχρονη χημεία.

53

Α 6 ΤΟ ΙΔΑΝΙΚΟ ΑΕΡΙΟ ΚΑΙ Η ΚΑΤΑΣΤΑΤΙΚΗ ΕΞΙΣΩΣΗ ΤΟΥ

Α 6.1 Οι νόμοι των αερίων

Η συμπεριφορά των αερίων είναι περισσότερο απλή και ομοιόμορ-φη από τη συμπεριφορά των υγρών και των στερεών. Σε αντίθεση με τις υγρές και τις στερεές ουσίες, ορισμένες βασικές ιδιότητες των αε-ρίων είναι ανεξάρτητες της χημικής τους φύσης και μπορούν να περι-γραφούν με νόμους.

Ο νόμος του Boyle

Ο όγκος (V) που καταλαμβάνει ένα αέριο είναι αντιστρόφως ανάλο-γος της πίεσης (Ρ) που έχει, με την προϋπόθεση ότι ο αριθμός των mol (n) και η απόλυτη θερμοκρασία (Τ) του αερίου παραμένουν στα-θερά (Σχήμα 16). Από τα μαθηματικά ξέρουμε ότι τα αντιστρόφως ανάλογα μεγέθη έχουν σταθερό γινόμενο:

Αν εφαρμόσουμε το νόμο του Boyle σε δύο καταστάσεις με ορι-σμένη ποσότητα αερίου και σε σταθερή θερμοκρασία βρίσκουμε:

P1 V1 = P2 V2 ή Ρ1/ P2 = V2 /V1

P V = σταθερό όταν n, Τ σταθερά Νόμος Boyle

C. Charles (1746-1823) Γάλλος χημικός πασίγνω-στος στα χρόνια του για τα πειράματα που έκανε με μπαλόνια. Ένα χρόνο μετά την ανακάλυψη του αερό-στατου από τους αδελ-φούς Montgollfier, ο Charles κατασκεύασε τα δικό του αερόστατο, κάνο-ντας χρήση υδρογόνου αντί θερμού αέρα. Το υ-δρογόνο το παρασκεύασε ο ίδιος, με την αντίδραση 500 kg σιδήρου με 250 kg οξέος. Η πτήση αυτή με αερόστατο στέφθηκε από επιτυχία και παρακολου-θήθηκε από πλήθος κό-σμου.

54

Σχήμα 16: Εικονική παρουσίαση του νόμου του Boyle. Ο όγκος του αερίου είναι αντιστρόφως ανάλογος της πίεσης (με n, Τ σταθερά).

Νόμος του Charles Όπως είναι γνωστό, όλα τα σώματα διαστέλλονται όταν θερμαίνο-

νται υπό σταθερή πίεση. Όπως πρώτος παρατήρησε ο Charles, τα αέ-ρια (εκτός αν βρίσκονται υπό σχετικά υψηλές πιέσεις, αρκετά πάνω από 1 atm) έχουν τον ίδιο συντελεστή διαστολής. Το συντελεστή αυτόν μέτρησε ο Gay Lussac το 1802 και βρήκε ότι τα αέρια όταν θερμαίνο-νται υπό σταθερή πίεση κατά 1οC, αυξάνουν τον όγκο τους κατά 1/273,15 του όγκου που έχουν στους 0οC. Έτσι, αν στους 0οC έχουν όγκο Vo σε μια άλλη θερμοκρασία θοC θα έχουν όγκο V:

θ15,273

VoVoV +=

ή )15,273

15,273()15,273

11( θθ +=+= VoVoV

Ο νόμος αυτός παριστάνεται γραφικά όπως δείχνει το σχήμα:

55

Αν ορίσουμε την απόλυτη θερμοκρασία Τ ως Τ = θ + 273,15, η προη-γούμενη εξίσωση γίνεται:

ToTVoV =

Αν εφαρμόσουμε τον νόμο του Charles για δύο καταστάσεις μιας

ορισμένης ποσότητας αερίου σε σταθερή πίεση, έχουμε:

11 TToVoV = 22 T

ToVoV =

από όπου παίρνουμε:

2

2

1

1

TV

TV

= ή 2

1

2

1

TT

VV

=

δηλαδή ο λόγος TV είναι σταθερός, άρα στην ίδια πίεση οι όγκοι είναι

ανάλογοι της απόλυτης θερμοκρασίας (Σχήμα 17).

Ο όγκος (V) που καταλαμβάνει ένα αέριο είναι ανάλογος της απόλυ-της θερμοκρασίας (Τ), με την προϋπόθεση ότι ο αριθμός των mol (n) και η πίεση (Ρ) παραμένουν σταθερά. Δηλαδή, έχουμε:

Νόμος Charles V ∝ T όταν n, P σταθερά

Σχήμα 17: Εικονική παρουσίαση του νόμου του Charles. Ο όγκος του αερίου είναι ανάλογος της απόλυτης θερμοκρασίας (με n, P σταθερά).

56

Σχήμα 18: Με ψύξη (με υγρό άζωτο) ο όγκος ενός αερίου μειώνεται, σύμφωνα με το νόμο του Charles.

Το απόλυτο μηδέν

Αν στη σχέση 15,273

15,273 θ+=VoV θέσουμε θ = -273,15, παίρνουμε V =

0. Από αυτό συμπεραίνει κανείς ότι αν ένα αέριο μπορούσε να ψυχθεί στους – 273,15οC, ο όγκος του θα γινόταν μηδέν. Αυτό το συμπέρα-σμα δεν φαίνεται λογικό, γι’ αυτό οι επιστήμονες θεώρησαν ότι η θερ-μοκρασία – 273,15οC δεν είναι εφικτή. Η θερμοκρασία αυτή ονομάζε-ται απόλυτο μηδέν. Τέλος είναι φανερό ότι ούτε κατώτερες από το απόλυτο μηδέν θερμοκρασίες είναι εφικτές. Νόμος του Gay-Lussac Σύμφωνα με το νόμο του Gay-Lussac:

η πίεση (P) που ασκεί ένα αέριο είναι ανάλογη της απόλυτης θερ-μοκρασίας (Τ), όταν ο αριθμός των mol (n) και ο όγκος (V) είναι σταθερά (Σχήμα 19). Δηλαδή, έχουμε:

P ∝ T όταν n, V σταθερά Νόμος Gay-Lussac

Αν και το απόλυτο μηδέν (-273,15οC) δεν θεωρείται εφικτό, η επιστήμη και η τεχνολογία, μπορούν να επιτύχουν πολύ χαμηλές θερμοκρασίες που είναι πολύ κοντά στο απόλυτο μηδέν.

Gay-Lussac:(1778-1850) Γάλλος χημικός και φυσι-κός. Έδειξε μεγάλη τόλμη, αφού για τις ανάγκες των πειραμάτων του αναγκά-στηκε πολλές φορές να χρησιμοποιεί αερόστατο και να ανεβαίνει σε ύψος μέχρι 7000 m. Κατέλαβε ταυτόχρονα δύο περίβλε-πτες καθηγητικές έδρες της χημείας και της φυσι-κής στο πανεπιστήμιο της Σορβόννης. Πέρασε το μεγαλύτερο μέρος της ζωής του στο υπόγειο ερ-γαστήριό του. Αυτά βέβαια δεν τον εμπόδιζαν να χο-ρεύει από χαρά σε κάθε πετυχημένο πείραμά του.

57

Σχήμα 19: Εικονική παρουσίαση του νόμου του Gay-Lussac. Η πίεση ενός αερίου είναι ανάλογη της απόλυτης θερμοκρασίας (με n, V σταθερά).

Αν εφαρμόσουμε τον νόμο αυτόν σε δύο καταστάσεις ενός αερίου με σταθερά τα n και V, παίρνουμε:

2

2

1

1

TP

TP

= ή 2

1

2

1

TT

PP

=

Α 6.2 Η καταστατική εξίσωση του ιδανικού αερίου Ας φανταστούμε ότι μεταβάλλουμε μια ορισμένη ποσότητα ενός

αερίου από την κατάσταση (P1, V1, T1) στην (P2, Vx, T1) - μεταβάλλο-ντας την πίεση από P1 σε P2 και κρατώντας τη θερμοκρασία σταθερή. Τότε ισχύει ο νόμος του Boyle:

P1 V1 = P2 Vx (Τ = σταθερό = Τ1)

Κατόπιν μεταβάλλουμε το αέριο από την κατάσταση (P2, Vx, T1)

στην (P2, V2, T2), κρατώντας σταθερή την πίεση και μεταβάλλοντας την θερμοκρασία από T1 σε T2. Τότε ο όγκος θα μεταβληθεί σύμφωνα με τον νόμο του Charles από την τιμή Vx στην τελική τιμή V2:

2

1

2 TT

VVx = (P = σταθερό = P2)

Λύνοντας ως προς Vx τις δύο παραπάνω εξισώσεις και εξισώνοντας

έχουμε:

2

22

1

11

TVP

TVP

=

58

Έτσι βρίσκουμε ότι οποιαδήποτε μεταβολή και αν υποστεί μια ορι-

σμένη ποσότητα αερίου, το κλάσμα T

PV παραμένει σταθερό, άρα

CT

PV= ή PV = C T.

H σταθερά C έχει κάθε φορά διαφορετική τιμή που εξαρτάται από

την ποσότητα και τη φύση του αερίου. Αν γράψω C= nR όπου n ο α-ριθμός των μολ του αερίου και R μια νέα σταθερά, έχουμε τη γενική εξίσωση που περιγράφει την κατάσταση ενός τέτοιου αερίου:

P V = n R T εξίσωση ιδανικού αερίου

Η σταθερά R βρέθηκε ότι έχει την ίδια τιμή για όλα τα αέρια που δεν βρίσκονται σε σχετικά υψηλές πιέσεις και θερμοκρασίες (όχι πολύ υψηλότερα από την ατμοσφαιρική πίεση και τη θερμοκρασία δωματί-ου). Η R είναι επομένως μια παγκόσμια σταθερά. Η τιμή της είναι ίση με:

Το αέριο που υπακούει στην παραπάνω κατασταστική εξίσωση ονο-μάζεται ιδανικό αέριο.

KmolLatm0,082

K273mol1L22,4atm1

⋅⋅

=⋅⋅

==nTPVR

Μεθάνιο CH4

Αιθάνιο CH3CH3

59

Α7 ΟΙ ΥΔΡΟΓΟΝΑΝΘΡΑΚΕΣ

Α 7.1 To φυσικό αέριο (βιοαέριο)

Συνήθως το πετρέλαιο συνυπάρχει με αέριο μείγμα, κυρίως υδρο-γονανθράκων, που ονομάζεται φυσικό αέριο.

Το φυσικό αέριο είναι μείγμα αέριων υδρογονανθράκων με κύριο συστατικό το μεθάνιο, CH4 (μέχρι και 90%).

Το φυσικό αέριο χρησιμοποιείται ως καύσιμο και παρουσιάζει δύο βασικά πλεονεκτήματα έναντι του πετρελαίου:

• Είναι καθαρό καύσιμο, διότι αφενός μεν καίγεται πλήρως και με

ευκολία προς CO2, αφετέρου δεν περιέχει S, οπότε δεν σχηματίζο-νται ρυπογόνα αέρια ως προϊόντα της καύσης.

• Έχει μεγάλη θερμαντική ικανότητα, αποδίδει (37.700 – 50.200 kj για κάθε 1 m3 καυσίμου).

Εκτός από καύσιμο, το φυσικό αέριο χρησιμοποιείται και ως πρώ-

τη ύλη στη χημική βιομηχανία.

A 7.2 H οργανική και η ανόργανη χημεία Αλκάνια ονομάζονται οι άκυκλοι κορεσμένοι υδρογονάνθρακες.

Τα αλκάνια έχουν γενικό μοριακό τύπο: CνΗ2ν+2 και το πρώτο μέλος της ομόλογης σειράς των αλκανίων είναι το μεθάνιο CH4. Στον ακό-λουθο πίνακα φαίνονται οι μοριακοί και συντακτικοί τύποι των αλκα-νίων με 1 έως 5 άτομα άνθρακα. Στους 25οC τα πρώτα μέλη της σει-ράς (C1 - C4) είναι αέρια, επίσης αέριο είναι και το διμέθυλο-προπάνιο.

60

Προπάνιο CH3CH2CH3

Μοριακά μοντέλα αλκα-νίων πάνω: η συμπαγής μορ-φή κάτω: η εκτεταμένη μορ-φή.

Βουτάνιο

Μεθυλοπροπάνιο

Διμεθυλοπροπάνιο

Πίνακας 6: Μοριακοί , συντακτικοί και ονόματα των πρώτων μελών

Ν CνΗ2ν+2 Συντακτικοί τύποι

1 CH4 CH4 μεθάνιο

2 C2H6 CH3 – CH3 αιθάνιο

3 C3H8 CH3 – CH2 – CH3 προπάνιο

4

C4H10

CH3CH2CH2CH3 βουτάνιο

μεθυλοπροπάνιο

5

C5H12

διμεθυλοπροπάνιο

CH3CHCH3

CH3

CH3

CCH3 CH3

CH3

To μεθάνιο

Το μεθάνιο είναι το πρώτο και απλούστερο μέλος μιας ομόλογης σειράς ενώσεων των υδρογονανθράκων και η απλούστερη οργανική ένωση. Ας μελετήσουμε τους χημικούς δεσμούς στο μόριό του. Το άτομο του άνθρακα έχει τέσσερα ασύζευκτα ηλεκτρόνια, άρα μπορεί να ενωθεί χημικά με τέσσερα άτομα υδρογόνου, σχηματίζοντας τέσ-σερις απλούς ομοιοπολικούς δεσμούς.

Η

Η Η

Η Στην τριδιάστατη γεωμετρία χώρου, αν τοποθετήσουμε το άτομο

άνθρακα στο κέντρο ενός κανονικού τετραέδρου, τα υδρογόνα τοπο-θετούνται στις τέσσερις κορυφές του τετραέδρου:

61

Οι κορεσμένοι υδρογονάνθρακες

Τα άτομα άνθρακα έχουν μια χαρακτηριστική και μοναδική ιδιότη-

τα, να ενώνονται χημικά μεταξύ τους και να σχηματίζουν μεγάλες ευ-θύγραμμες ή διακλαδισμένες αλυσίδες:

ευθύγραμμη αλυσίδα από άτομα C

διακλαδισμένες αλυσίδες

Κάθε δεσμός C – Η είναι πολωμένος όμως επειδή η ηλεκτραρνητικότητα του C και του Η είναι παραπλή-σιες (2,20 έναντι 2,00), η πόλωση του δεσμού είναι ασθενής. Ανεξάρτητα από αυτό, η διευθέτηση των τεσσάρων χημικών δε-σμών (λόγω συμμετρίας) έχει ως αποτέλεσμα ότι το μόριο συνολικά έχει μηδε-νική ηλεκτρική διπολική ροπή, δεν είναι όπως λέμε ηλεκτρικό δίπολο.

C

H

H

H

H

– C – C – C – C –

– C –

– C – Σε κάθε άτομο δείχνoυμε με απλές

γραμμές τις διαθέσιμες μονάδες συγ-γενείας του άνθρακα. Αν τη θέση τους πάρουν άτομα υδρογόνου, παίρνουμε την ομόλογη σειρά των κορεσμένων υδρογονανθράκων ή αλκανίων (ο όρος κορεσμένοι αναφέρεται στο ότι τα άτο-μα C ενώνoνται μόνο με απλό δεσμό).

Στις αλυσίδες αυτές, κάποιο ή κά-ποια ζευγάρια ατόμων άνθρακα μπορεί να συνδέονται μεταξύ τους αντί με α-πλούς, με διπλό ή τριπλό χημικό δεσμό. Έτσι παίρνουμε τις ακόρεστες οργανι-κές ενώσεις (π.χ. ακόρεστους υδρογο-νάνθρακες).

– C – C – C – C –

C C

Ακόμη, στις ανθρακικές αλυσίδες κάποιες μονάδες συγγενείας του άνθρακα μπορεί να τις καταλάβουν άλλα άτομα εκτός από το υδρογό-νο, π.χ. άτομα αλογόνου στοιχείου (φθόριο, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο), οξυγόνου, αζώτου, θείου κ.ά.

Οι ενώσεις του άνθρακα είναι τεράστιες σε αριθμό και ονομάζο-νται οργανικές ενώσεις. Ο κλάδος της χημείας που μελετά τις οργα-νικές ενώσεις είναι η οργανική χημεία. Ο όρος οργανική προήλθε από το γεγονός ότι οργανικές ενώσεις είναι κατεξοχήν οι ενώσεις της

CνH2ν+2 + (3ν+1)/2

O2(g) → ν CO2(g) +

(ν+1) H2O(g)

CxHy + (4x+y)/4 O2(g)

→ x CO2(g) + y/2

H2O(g)

62

ζωντανής ύλης, που απαντώνται δηλαδή στους φυτικούς και τους ζωι-κούς οργανισμούς. Οι ενώσεις όλων των άλλων εκτός του άνθρακα χημικών στοιχείων ονομάζονται ανόργανες ενώσεις. Ο κλάδος της χη-μείας που μελετά τις ανόργανες ενώσεις είναι η ανόργανη χημεία. Να σημειωθεί ότι ορισμένες απλές ενώσεις του άνθρακα, όπως τα οξείδια του άνθρακα (διοξείδιο, CΟ2, και μονοξείδιο, CO ), το ανθρακικό οξύ (H2CΟ3), και τα ανθρακικά άλατα (π.χ. ανθρακιό νάτριο, Να2CΟ3, ανθρακικό ασβέστιο, CaCΟ3) κατατάσσονται στις ανόργανες ενώσεις. Α 7.3 Η καύση των υδρογονανθράκων

Σχήμα 20: Οι εξώθερμες αντιδράσεις ελευθερώνουν θερμότητα, ενώ οι ενδόθερμες απορροφούν.

Η καύση των υδρογονανθράκων αποτελεί χαρακτηριστικό παρά-δειγμα εξώθερμης αντίδρασης. Έτσι, κατά την καύση 1 mol μεθανίου, ελευθερώνεται ποσό θερμότητας ίσο με 890 kJ. Η αντίδραση αυτή μπορεί να εκφραστεί με την παρακάτω θερμοχημική εξίσωση

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) + 890 kJ

Κατά την καύση του μεθανίου, ελευθερώνεται ενέργεια υπό μορφή θερμότητας επειδή τα αντιδρώντα έχουν μεγαλύτερο ενεργειακό πε-ριεχόμενο από τα προϊόντα, όπως φαίνεται στο παρακάτω σχήμα:

H ισομέρεια δεν αποτελεί αποκλειστικότητα της ορ-γανικής χημείας. Υπάρ-χουν αρκετές περιπτώσεις ισομέρειας ανόργανων ενώσεων.

Στερεοϊσομέρεια: Υ-πάρχουν ενώσεις που έχουν τον ίδιο συντακτι-κό τύπο και διαφορετικούς στερεοχημικούς τύπους. Οι ενώσεις αυτές ονο-μάζονται στερεοϊσομερείς. Οι παραπάνω ενώσεις είναι στερεοϊσομερείς, καθώς δεν υπάρχει δυνα-τότητα ελεύθερης περι-στροφής των ατόμων Η και Cl γύρω από τον άξονα του διπλού δεσμού.

63

Το ποσό της θερμότητας που ελευθερώνεται είναι η διαφορά του ενεργειακού περιεχομένου μεταξύ των αντιδρώντων (1 mol CH4(g) και 2 mol O2(g)) και των προϊόντων (1 mol CO2(g) και 2 mol H2O(l)). Για να ξεκινήσει βέβαια η καύση απαιτείται ένα ελάχιστο ποσό ενέργειας, που έχει σχέση με την ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης. A 7.4 Ισομέρεια

Ισομέρεια είναι το φαινόμενο κατά το οποίο δύο ή περισσότερες ενώσεις με τον ίδιο μοριακό τύπο έχουν διαφορές στις ιδιότητές τους (φυσικές ή χημικές). Αυτό οφείλεται, είτε στη διαφορετική διάταξη των ατόμων άνθρακα στο επίπεδο (συντακτική ισομέρεια), είτε στη διαφορετική διάταξη των ατόμων στο χώρο (στερεοϊσομέ-ρεια).

Από τις δύο αυτές κατηγορίες θα μας απασχολήσει μόνο η συντα-

κτική ισομέρεια. Μια ένωση που έχει μοριακό τύπο C4H10 έχει δύο δυνατούς συντακτικούς τύπους:

α. CH3CH2CH2CH3 βουτάνιο β. CH3CHCH3 μεθυλοπροπάνιο

CH3

Η συντακτική ισομέρεια διακρίνεται σε ισομέρεια αλυσίδας, ισο-μέρεια θέσης και ισομέρεια ομόλογης σειράς.

Ισομέρεια αλυσίδας ονομάζεται ένα είδος συντακτικής ισομέρειας που οφείλεται στο διαφορετικό τρόπο σύνδεσης (διάταξης) των ατόμων άνθρακα στα μόρια των ισομερών ενώσεων.

• Τα αλκένια ονομάζονται και ολεφίνες από την ιδιό-τητα που έχουν τα κατώ-τερα μέλη τους, που είναι αέρια, να δίνουν ελαιώδη υγρά, όταν αντιδρούν με Cl2 ή Br2. Εκ των oleum = έλαιον και fio = δημιουρ-γώ).

Καρότα - αλκένια και χημεία της όρασης Τα καρότα είναι πλούσια σε β-καροτένιο (ένα πορ-τοκαλόχρωμο αλκένιο) το οποίο μετατρέπεται ενζυ-μικά στο ήπαρ σε μια φω-τοευαίσθητη χρωστική στην οποία βασίζονται τα συστήματα όρασης όλων των ζώντων οργανισμών.

64

Ας δούμε για παράδειγμα τα ισομερή με μοριακό τύπο C5H12. Η ένωση αυτή έχει γενικό τύπο CvH2v+2, είναι δηλαδή αλκάνιο. Τα πέντε άτομα άνθρακα μπορεί να σχηματίσουν τρεις διαφορετικές ανθρα-κικές αλυσίδες, μία ευθεία και δύο διακλαδισμένες:

Συμπληρώνουμε τις μονάδες συγγένειας με Η και έχουμε τα τρία ισομερή:

A 7.5 Οι ακόρεστοι άκυκλοι υδρογονάνθρακες Αλκένια

Αλκένια ονομάζονται οι άκυκλοι ακόρεστοι υδρογονάνθρακες που περιέχουν ένα διπλό δεσμό στο μόριό τους. O γενικός τύπος των αλκε-νίων είναι CνΗ2ν (ν≥2). Στον επόμενο πίνακα δίνονται οι μοριακοί τύποι, οι συντακτικοί τύποι και τα ονόματα των τριών πρώτων μελών των αλκενίων (τα οποία είναι αέρια στους 25οC).

Η γεωμετρία του μορίου του αιθενίου. Γενικώς, η στερεοχημεία των αλκενί-ων είναι επίπεδη. Δηλαδή, ο άξονας του διπλού δε-σμού και οι υποκαταστά-τες των ατόμων άνθρακα του διπλού δεσμού βρί-σκονται σ’ ένα επίπεδο.

Η δομή του ακετυλενίου με μοριακά μοντέλα. Γενι-κώς τα αλκίνια εμφανίζουν ευθύγραμμη διάταξη. Δη-λαδή, ο άξονας του τρι-πλού δεσμού και ο υποκα-ταστάτης του C του τρι-πλού δεσμού (π.χ. Η) βρί-σκονται σε μία ευθεία.

65

Μοριακοί Τύποι Συντακτικοί Τύποι

C2H4 CH2=CH2 αιθένιο ή αιθυλένιο

C3H6 CH3CH=CH2 προπένιο ή προπυλένιο

C4H8

CH3CH2CH=CH2 1-βουτένιο CH3CH=CH-CH3 2-βουτένιο μεθυλοπροπένιο

CH2 C CH3

CH3

Σε αντίθεση με τα αλκάνια, τα αλκένια λόγω δραστικότητας δεν εί-

ναι τόσο διαδεδομένα στη φύση. Ορισμένα από αυτά έχουν σπουδαίο βιολογικό ρόλο, για παράδειγμα το αιθυλένιο είναι μια φυτική ορμόνη που προκαλεί την ωρίμανση των φρούτων.

Αλκίνια

Αλκίνια ονομάζονται οι άκυκλοι ακόρεστοι υδρογονάνθρακες που στο μόριό τους περιέχουν ένα τριπλό δεσμό. Το ακετυλένιο ή αιθίνιο, που είναι το απλούστερο μέρος της σειράς, παλαιότερα έβρισκε μεγά-λη βιομηχανική χρήση για την παρασκευή χρήσιμων οργανικών ου-σιών. Σήμερα όμως οι μέθοδοι αυτές έχουν αντικατασταθεί από άλλες πιο οικονομικές με πρώτη ύλη το αιθυλένιο. Ο γενικός τύπος των αλ-κινίων είναι CvH2v-2 . Ο επόμενος πίνακας περιέχει τους μορια-κούς τύπους, τους συντακτικούς τύπους και τα ονόματα των τριών πρώτων μελών των αλκινίων, τα οποία είναι αέρια στους 25

)2v( ≥

οC.

Μοριακοί Τύποι Συντακτικοί Τύποι C2H2 HC≡CH αιθίνιο ή ακετυλένιο

C3H4 HC≡C – CH3 προπίνιο

C4H6 HC≡C – CH2CH3 1-βουτίνιο CH3 – C≡C – CH3 2-βουτίνιο

Τα αλκίνια λόγω δραστικότητας απαντούν σε μικρές ποσότητες στη

φύση.

66

Α 8 H ΡΥΠΑΝΣΗ ΤΟΥ ΑΕΡΑ

Τα εντυπωσιακά χρώματα της διπλανής εικόνας είναι ταυτόχρονα και «επικίνδυ-να», αφού δείχνουν το βαθμό ρύπανσης του πλα-νήτη Γη!

67

Α 8.1 Η αιθαλομίχλη

Υπάρχουν τρία είδη αιθαλομίχλης: η φωτοχημική, η θειώδης και η σωματιδιακής προέλευσης. Η προσπίπτουσα ηλιακή ακτινο-βολία επιδρά σημαντικά στο σχηματισμό της φωτοχημικής αιθα-λομίχλης (ή πιο απλά του “νέφους”, όπως έχει καθιερωθεί να ονομάζεται για το λεκανοπέδιο της Αττικής). Οι χημικές αντι-δράσεις που εμπλέκονται για το σχηματισμό του "νέφους" είναι πολύπλοκες, ωστόσο οι κύριοι τροφοδότες είναι τα οξείδια του αζώτου και υδρογονάνθρακες.

Σημαντική ευθύνη για την εμφάνιση του "νέφους" έχουν τα αυτοκίνητα. Οι σταθμοί καταγραφής των διαφόρων ρύπων του ΠΕΡΠΑ αποτυπώνουν συνήθως υψηλότερες τιμές τις πρώτες πρω-ινές και τις πρώτες βραδινές ώρες, όταν δηλαδή μετακινείται ο περισσότερος πληθυσμός. Τη μοναδική εξαίρεση σ' αυτή τη συ-μπεριφορά των ρύπων εμφανίζει η καμπύλη του όζοντος, του οποί-ου οι μεγαλύτερες τιμές καταγράφονται τις μεσημβρινές ώρες. Τις πρωινές ώρες, η ανάπτυξη του "νέφους" προκαλεί αισθητή μείωση της ορατότητας ακόμη και κάτω των 2 km!

Η θειώδης και η σωματιδιακή αιθαλομίχλη αποτελούν λιγότε-ρο συνηθισμένες περιπτώσεις. Η πρώτη σχηματίζεται κυρίως πά-νω από θερμοηλεκτρικούς σταθμούς και διυλιστήρια, όπως στις λιγνιτοφόρες λεκάνες της Πτολεμαϊδας και της Μεγαλόπολης, καθώς και στο Θριάσιο πεδίο. Η σωματιδιακή αιθαλομίχλη ανι-χνεύθηκε πρόσφατα στην ατμόσφαιρα μεγάλων αστικών κέ-ντρων, κυρίως τους χειμερινούς μήνες. Η προέλευσή της οφεί-λεται στις αυξημένες συγκεντρώσεις αιωρούμενων σωματιδίων που ευνοούνται από την ανάπτυξη του «νέφους».

Α 8.2 H φωτοχημική ρύπανση Είδαμε ήδη ότι ο αέρας αποτελείται κυρίως από άζωτο (78% v/v),

οξυγόνο (21% v/v), διοξείδιο του άνθρακα (0,03% v/v) και ευγενή αέ-ρια (0,9% v/v). Ατμοσφαιρική ρύπανση είναι η αλλοίωση της παρα-πάνω σύστασης (ποιοτικής και ποσοτικής), που μπορεί να έχει βλαβε-ρές επιπτώσεις στην ανθρώπινη υγεία, στους ζωντανούς οργανισμούς, καθώς και στο υλικό και πολιτισμικό περιβάλλον.

Τα υγρά και στερεά καύσιμα, καθώς καίγονται, επιβαρύνουν την ατμόσφαιρα με πολλούς ρυπαντές, όπως τα αιωρούμενα σωματίδια, το μονοξείδιο του αζώτου (ΝΟ), το διοξείδιο του θείου (SO2), το μονοξεί-διο του άνθρακα (CO), άκαυστοι υδρογονάνθρακες και άλλοι. Οι ενώ-σεις αυτές, που χαρακτηρίζονται πρωτογενείς ρυπαντές, υπό την επί-δραση της ηλιακής ακτινοβολίας, σχηματίζουν τους δευτερογενείς

68

ρυπαντές, όπως είναι το όζον (Ο3), διάφορες αλδεΰδες, τα πολύπλοκα PAN (νιτρικά υπεροξυακετύλια) κ.ά.

Στις σύγχρονες μεγαλουπόλεις τα τελευταία χρόνια παρατηρείται αύξηση των λεγόμενων φωτοχημικών ρύπων, όπως είναι οι υδρογο-νάνθρακες, τα οξείδια του αζώτου και το «τροποσφαιρικό» (ή «κακό» όζον). Η φωτοχημική ρύπανση προέρχεται κυρίως από τα καυσαέρια των εξατμίσεων των αυτοκινήτων.

Τα οξείδια του αζώτου είναι βασικά συστατικά της φωτοχημικής ρύπανσης. Από αυτά, το διοξείδιο του αζώτου πρωτογενώς προσβάλ-λει τα μάτια και προκαλεί αναπνευστικές επιπλοκές. Επίσης διασπάται με την επίδραση της ηλιακής ακτινοβολίας:

Τα άτομα οξυγόνου, με την επίδραση της ηλιακής ακτινοβολίας,

αντιδρούν με το αέριο οξυγόνο της ατμόσφαιρας και σχηματίζουν το όζον.

To όζον αποτελεί φωτοχημικό ρύπο και συγκεντρώνεται στην ατμό-σφαιρα μέχρι το ύψος των 10 km περίπου (τροπόσφαιρα), ενώ στην παραγωγή του συμβάλλουν οι μεγάλες συγκεντρώσεις οξειδίου του αζώτου, οργανικών πτητικών ενώσεων, καθώς επίσης η υψηλή ηλιο-φάνεια και η θερμοκρασία. Το όζον της τροπόσφαιρας είναι το κυριό-τερο συστατικό της φωτοχημικής ρύπανσης. Προκαλεί ισχυρούς ερε-θισμούς σε ζωτικά όργανα του ανθρώπινου σώματος, όπως είναι το αναπνευστικό σύστημα. Ακόμα προκαλεί έντονο ερεθισμό στα μάτια. Μαζί με τα οξείδια του αζώτου σχηματίζονται τα τοξικά PAN.

Στη λεκάνη της Μεσογείου, το πρόβλημα της φωτοχημικής ρύ-πανσης είναι πολύ πιο σοβαρό από ό,τι στην υπόλοιπη Ευρώπη, κυ-ρίως λόγω της έντονης ηλιοφάνειας. Ειδικά η Αθήνα θεωρείται μαζί με το Λος Άντζελες «πόλη-μοντέλο» φωτοχημικής ρύπανσης, στην οποία συμβάλλουν πολλοί λόγοι, όπως είναι ο υπερπληθυσμός και το κυκλοφοριακό.

ONONO φώςηλιακό2 +⎯⎯⎯⎯ →⎯

3φώςηλιακό

2 OOO ⎯⎯⎯⎯ →⎯+

Εντυπωσιακή αλλαγή στο τοπίο του Λος Άντζελες μετά τη λήψη δραστικών μέτρων κατά της φωτοχη-μικής ρύπανσης.

69

Τα οξείδια του αζώτου

Το οξείδιο του αζώτου (ΝΟ) μέχρι τώρα ήταν αποδιοπομπαίο λό-

γω της συμβολής του στην ατμοσφαιρική ρύπανση. Πρόσφατα όμως το οξείδιο του αζώτου βρέθηκε να παίζει σημαντικό – θαυματουργό ρόλο στη λειτουργία (φυσιολογία) του ανθρώπινου οργανισμού.

Το οξείδιο του αζώτου, μαζί με άλλα οξείδια του αζώτου (που όλα μαζί παριστάνονται με τον γενικό τύπο ΝΟx) είναι το προϊόν της χημι-κής αντίδρασης του οξυγόνου του αέρα (Ο2) με το άλλο κύριο συστα-τικό του αέρα το άζωτο (Ν2). Τα δύο αέρια αυτά χημικά στοιχεία μπο-ρούν να συνυπάρχουν επί αιώνες χωρίς να ενώνονται χημικά. Όμως οι υψηλές θερμοκρασίες και οι υψηλές πιέσεις που επικρατούν στους κινητήρες των αυτοκινήτων συντελούν στο να γίνονται χημικές αντι-δράσεις ανάμεσα στο οξυγόνο και στο άζωτο. Με τη χρησιμοποίηση των καταλυτών, επιτυγχάνεται η μείωση της ρύπανσης που οφείλεται στα οξείδια του αζώτου, π.χ.:

καταλύτης 2ΝΟ + 2CΟ N2 + 2CO2

Ως καταλύτες χρησιμοποιούνται τα χημικά στοιχεία: Pt (λευκόχρυσος), Rh (ρόδιο), Pd (παλλάδιο).

Όμως το οξείδιο του αζώτου είναι ένα αέριο που μεταφέρει μηνύ-ματα μέσα στο σώμα μας, με ρόλο–κλειδί στο καρδιαγγειακό σύστημα αλλά και με μια σειρά άλλων λειτουργιών: ως μόριο–αγγελιοφόρος στο νευρικό σύστημα, ως όπλο κατά των μολύνσεων, ως ρυθμιστής της πίεσης του αίματος. Η νιτρογλυκερίνη, ένα εκρηκτικό υλικό, αλλά και ένα φάρμακο που είναι γνωστό από τον προπερασμένο αιώνα κα-τά της στηθάγχης, δρα μέσω της απελευθέρωσης οξειδίου του αζώ-του. Οι επιστήμονες που έκαναν την ανακάλυψη της δράσεως του ο-ξειδίου του αζώτου τιμήθηκαν με το βραβείο Nobel 1998 στη Φυσιο-λογία–Ιατρική.

Α 8.3 Το όζον και η τρύπα του όζοντος

Το όζον (Ο3) αποτελεί ένα από τα συστατικά της γήινης ατμόσφαι-ρας και, παρόλο που συνιστά μικρό μόνο ποσοστό των συστατικών της, αποτελεί απαραίτητο στοιχείο για την ύπαρξη της ζωής πάνω στον πλανήτη.

Οι υψηλότερες συγκεντρώσεις όζοντος στον αέρα παρατηρούνται στη στρατόσφαιρα σε ύψος 20-25 km (1 :100.000). Το όζον αυτό μας προστατεύει από τις επικίνδυνες υπεριώδεις ακτινοβολίες (UV) και ιδιαίτερα από τις υπεριώδεις Β (UV-B). Οι ακτινοβολίες αυτές μπο-ρούν να προκαλέσουν καρκίνους του δέρματος, βλάβες στους οφθαλ-μούς, σημαντικά προβλήματα στο ανοσοποιητικό σύστημα ή ακόμη σημαντικές ζημιές στα οικοσυστήματα και στη γεωργία.

Το όζον (Ο3) στην ατμόσφαιρα διασπάται όταν απορροφήσει υπε-ριώδη ακτινοβολία. Αυτή η φυσική διαδικασία διαταράσσεται από την παρουσία ρύπων. Το ατομικό χλώριο (Cl) και το ατομικό βρώμιο (Br)

Οκτώβριος 86

Οκτώβριος 88

Οκτώβριος 90

70

για παράδειγμα, επιταχύνουν τη διάσπαση των μορίων του όζοντος, καταστρέφοντας έτσι τη στιβάδα του όζοντος, στην περιοχή της στρα-τόσφαιρας.

Οι χλωροφθοράνθρακες (CFC) είναι μια ομάδα οργανικών ενώσε-ων που ευθύνονται κατά πολύ για την εμφάνιση της τρύπας του όζο-ντος. Οι CFC αποτελούνται από άτομα χλωρίου, φθορίου και άνθρα-κα, είναι μη τοξικοί, δεν αντιδρούν με το νερό, δεν είναι εύφλεκτοι και γενικά είναι χημικά αδρανείς. Χρησιμοποιούνται για την παρασκευή μιας σειράς βιομηχανικών προϊόντων, όπως είναι τα αεροζόλ, τα διο-γκωτικά για πολυουρεθάνες και άλλα πλαστικά. Χρησιμοποιούνται επίσης σε συστήματα ψύξης και κλιματισμού και ως διαλύτες στη βι-ομηχανία και το χημικό καθαρισμό. Οι CFC έχουν μεγάλο χρόνο ζωής (55-140 χρόνια) και έχουν χαμηλό κόστος παραγωγής.

ΔΥΟ ΣΗΜΑΝΤΙΚΟΙ ΧΛΩΡΟΦΘΟΡΑΝΘΡΑΚΕΣ

CFC-12 CFC-11 Freon 12 Freon 11 CF2Cl2 CFCl3

διχλωροδιφθορομεθάνιο τριχλωροφθορομεθάνιο Cl

Cl – C – F F

Cl Cl – C – F

Cl

Οι αέριοι CFC στα ανώτερα στρώματα (στρατόσφαιρα) διασπώ-νται με την υπεριώδη ακτινοβολία και δίνουν άτομα χλωρίου (Cl•) (ρίζες χλωρίου):

Οι ρίζες χλωρίου, που σχηματίζονται, αντιδρούν με το όζον (Ο3) στη στρατόσφαιρα και σχηματίζουν οξυγόνο (Ο2) και ρίζες (ClO•):

Στη συνέχεια οι ρίζες ClO• αντιδρούν με ρίζες (Ο•) που βρίσκονται σ’ αυτή την περιοχή και σχηματίζουν μοριακό οξυγόνο (Ο2) και ρίζες χλωρίου:

Όταν απελευθερωθεί μία μοναδική ρίζα χλωρίου (Cl•), καταστρέ-

φει 1.000.000 περίπου μόρια όζοντος, πριν κατακαθίσει στην επιφά-νεια της Γης, ύστερα από χρόνια. Έτσι το ατμοσφαιρικό όζον ελαττώ-νεται με ταχύ ρυθμό και στη θέση του απομένει μια «τρύπα», απ’ ό-

•+−⎯→⎯ ClCClFFCCl 2UV

22

Οκτώβριος 92

Οκτώβριος 94

Η εξέλιξη του φαινομένου της τρύπας όζοντος (μοβ χρώμα) στο νότιο πόλο, όπως καταγράφτηκε από δορυφόρο, (αρχεία ΝΑSΑ). Δεν πρέπει να συγχέουμε το στρώμα του όζοντος, που βρίσκεται στη στρα-τόσφαιρα σε απόσταση 25-30 km από την επιφά-νεια της Γης και το οποίο είναι ευεργετικό, με το όζον της τροπόσφαιρας που βρίσκεται σε ύψος 0-10 km από την επιφάνεια της Γης. Το τελευταίο είναι ρυπαντής και προκαλεί βλάβες στον ανθρώπινο οργανισμό. Επειδή οι δύο αυτές ποσότητες του όζο-ντος δεν επικοινωνούν, μπορούμε να πούμε ότι οι ανθρώπινες δραστηριότη-τες έχουν ως συνέπεια να ελαττώνεται το ωφέλιμο όζον της στρατόσφαιρας (τρύπα όζοντος) και να αυξάνεται το επιβλαβές όζον της τροπόσφαιρας (φωτοχημική ρύπανση).

71

που η επικίνδυνη υπεριώδης ακτινοβολία διέρχεται ανενόχλητη και φθάνει ως την επιφάνεια της Γης. Η στιβάδα του όζοντος μειώθηκε κατά 6-7% την δεκαετία του 1990 και προβλέπεται να μειωθεί περισ-σότερο τα επόμενα χρόνια. Η διαδικασία αντικατάστασης των ουσιών που καταστρέφουν το όζον, με περισσότερο φιλικές προς το περιβάλ-λον ουσίες π.χ HFCs (υδροφθοράνθρακες) γίνεται με πολύ αργούς ρυθμούς και δεν προβλέπεται να ολοκληρωθεί νωρίτερα από το 2030.

Α 8.4 Το φαινόμενο του θερμοκηπίου

Τα αέρια που βρίσκονται στην ατμόσφαιρα, όπως οι υδρατμοί, το διοξείδιο του άνθρακα, το μεθάνιο, τα οξείδια του αζώτου και οι χλω-ροφθοράνθρακες, είναι διαφανή στην προσπίπτουσα ηλιακή ακτινο-βολία που τα διαπερνά. Απορροφούν όμως μέρος της ανακλώμενης ακτινοβολίας από τη Γη και την επιστρέφουν, θερμαίνοντας έτσι το σύστημα Γη-κατώτερη ατμόσφαιρα (Σχήμα 21). Αν δεν υπήρχε αυτό το προστατευτικό κάλυμμα των αερίων της ατμόσφαιρας, που λει-τουργεί όπως η κάλυψη από γυαλί του θερμοκηπίου, η ανακλώμενη από τη Γη ακτινοβολία θα διέφευγε στο διάστημα και η μέση επιφα-νειακή θερμοκρασία του πλανήτη μας θα ήταν αρκετές δεκάδες βαθ-μοί χαμηλότερη.

Βλέπουμε δηλαδή, ότι το αποτέλεσμα αυτής της δράσης υπό αυτές τις συνθήκες και χωρίς την έκλυση των αερίων ανθρώπινης προέλευ-σης είναι πολύ ευεργετικό. Σήμερα, όμως, με την αύξηση των συγκε-ντρώσεων διαφόρων «θερμοκηπικών» αερίων στην ατμόσφαιρα, το φαινόμενο του θερμοκηπίου έχει ενισχυθεί και προκαλεί πολλά προ-βλήματα. Τα κυριότερα ανθρωπογενούς προέλευσης αέρια που συμ-μετέχουν στο φαινόμενο του θερμοκηπίου είναι:

Το διοξείδιο του άνθρακα. Θεωρείται υπεύθυνο για το 50% της υ-περθέρμανσης της ατμόσφαιρας. Σε λιγότερο από 2 αιώνες οι άνθρω-ποι αύξησαν κατά 25% τη συνολική ποσότητα CO2 της ατμόσφαιρας με τη χρήση των φυσικών καυσίμων (γαιάνθρακες, πετρέλαιο, φυσικό αέριο) και με την καταστροφή των δασών. Υπολογίζεται ότι κάθε χρόνο οι άνθρωποι επιβαρύνουν την ατμόσφαιρα με 6 δισεκατομμύρια τόνους CO2.

Το μεθάνιο ευθύνεται για το 18% της υπερθέρμανσης της ατμό-σφαιρας. Έχει βρεθεί ότι 1 kg CH4 απορροφά 70 φορές περισσότερη ενέργεια από 1 kg CO2.

Oι χλωροφθοράνθρακες συμβάλλουν κατά 14-16%, τα οξείδια του αζώτου κατά 8% και το όζον κατά 12%.

Οι συνέπειες της υπερθέρμανσης της Γης δεν είναι ομοιόμορφα κατανεμημένες σε όλα τα γεωγραφικά μήκη και πλάτη. Πρόσφατες έρευνες σε Αμερική και Ευρώπη δείχνουν ότι υπό τις συνθήκες αυτές προβληματικά κλιματολογικά φαινόμενα, όπως οι ξηρασίες, οι πλημ-

Τα σημαντικότερα αέρια που προκαλούν το φαινό-μενο του θερμοκηπίου.

Αέ-ριο

Συμμετοχή στο φαινό-

μενο CO2 50% CH4 18% CFCs 14-16% NOx 8% O3 12%

72

μύρες, το Εl Nino και άλλα, αναμένεται να εμφανίζονται πιο συχνά. Οι σίγουρες συνέπειες της παγκόσμιας υπερθέρμανσης είναι:

1) Η μείωση στα αποθέματα του νερού. 2) Οι απότομες μεταβολές στη θερμοκρασία του αέρα. 3) Οι υψηλές θερμοκρασίες στη θερινή περίοδο. 4) Η είσοδος των θαλάσσιων υδάτων στον παράκτιο υπόγειο υ-

δροφόρο ορίζοντα και η υποβάθμισή του. 5) Οι σημαντικές μετακινήσεις πληθυσμού και αγαθών.

Σχήμα 21: Σχηματική παρουσίαση του φαινομένου του θερμοκηπίου.

Οι τεράστιες ποσότητες CO2 που παράγονται συνε-χώς από τις διάφορες καύ-σεις, δυστυχώς δεν ισο-σταθμίζονται από τη φω-τοσύνθεση (μετατροπή CO2 σε O2) κυρίως λόγω των μεγάλων καταστρο-φών στα δάση. Το CO2 που δημιουργείται εμποδί-ζει τη μεταφορά θερμότη-τας από τα κατώτερα στα ανώτερα στρώματα (θερ-μοκήπιο). Έτσι, υπολογίζε-ται ότι η μέση θερμοκρα-σία της Γης θα ανέβει τα επόμενα 100 χρόνια 2 - 6 oC. Τεράστιες μάζες πάγου θα λιώσουν στους πόλους, επιφέροντας άνοδο στη στάθμη της θάλασσας, με συνέπεια μεγάλες εκτάσεις της Γης να καλυφθούν με νερά (πλημμύρες). Πόσο αληθινά είναι τα σενάρια αυτά κανείς δεν μπορεί να είναι σίγουρος για πολλούς λόγους. Ο κυριότερος είναι ότι οι υπολογισμοί γίνονται με βάση διάφορα μοντέλα άρα υπεισέρχονται προ-σεγγίσεις με μεγάλα περι-θώρια λάθους.