1 

1. Czym rózni sie opis materii na poziomie 
makroskopowym i na poziomie 
mikroskopowym?  
OPIS MAKROSKOPOWY 
Materia jest „ciagła”. Prostymi metodami 
fizycznymi można ją dzielić na dowolnie małe 
cześci.  
Cechy charakterystyczne : stan skupienia, 
masa, objetość, gęstość, przewodnictwo 
cieplne,elektryczne; lepkość, kolor, zdolnosc 
do pzremian fizycznych i chemicznych, 
wytrzymałość mechaniczna 
OPIS MIKROSKOPOWY 
Materia nie jest „ciągła”. Składa sie z atomów 
(jednostek materii) pomiedzy atomami jest 
próżnia 
 
2. Jakie znamy rodzaje promianiowania 
jądrowego, jak możemy je 
scharakteryzować? 
Atomy niektórych pierwiastków samoistnie 
wyrzucają z siebie jakieś cząstki, które w rózny 
sposób zachpwują się w polu elektrycznym i 
magnatycznym , takie promianiowanie 
nazywamy JĄDROWYM.  
α– strumień jąder helu 42 He, cechuje się małą 
przenikliwością  
β -strumie elektronów lub pozytronów, silnie 
pochłaniany przez materię, jest zatrzymywany 
przez aluminiową blachę 
γ- promieniowanie o energii kwantu większej 
niż 10 keV , jest silnie przenikliwe , 
pochłaniane przez ołów 
 
3. Jakie sa podstawowe składniki materii, w 
jaki sposób dzielimy cząstki elementarne? 
BOZONY(mezony, nośniki oddziaływań) – 
spin całkowity 
FERMIONY ( leptony, bariony) – spin 
połówkowy 
 
4. Jak przebiega rozpad swobodnego 
nautronu? 
Neutron w stanie wolnym jest nietrwały, 
rozpada sie wg. schematu: 
10n→11p + 0-1e + ~v 
Neuton zbudowany jest z 2 kwadków dolnych 
d i jednego górnego u 
 
5. Na czym polegał eksperyment z czastkami 
alfa i folia ze złota? Jakie wnioski mozna 
wyciagnac z tego eksperymentu? ( 
eksperyment Rutherforda) 
Eksperyment polegał na skierowaniu zródła 
czastek alfa na złota folię. Jedna na 8000 
czastek alfa została odbita pod dużym katem.  
WNISEK: w atomach obecne sa jądra, w 
kórych jest skupiona prawie cała amsa atomu , 
poza tym atom jest „pusty” 
 
6. Jak jest rola protonów i neutronów w 
jądrze atomowym? Jakie są warunki 
trwałości jądra atomowego? 
Protony oraz neutrony tworzą jądro atomowe. 
W nim skupiona jest praktycznie cała masa 
atomu. Gdy w jądrze są przynajmniej dwa 
protony do stabilności potrzebny jest 
przynajmniej jeden neutron. Neutrony w jądrze 
zapewniają jego stabilność. Najbardziej 
stabilnymi są jądra o zbliżonej liczbie 
protonów i neutronów. 
 
7. Jakie są skutki wypromieniowania 
określonego rodzaju promieniowania 
jądrowego dla jądra atomowego, które je 
wypromieniowało? 
Skutkiem jest, w przypadku różnych 
promieniowań: emisja pozytonu, elektronu, 
jądra helu, protonu bądź neutronu, emisja 
promieniowania gamma (pozbycie się 
nadmiaru energii), jak również zmiana liczby 
protonów w jądrze atomu. 
 
8. Jakie są na poziomie atomowym skutki 
oddziaływania promieniowania jądrowego z 
materią? 
W zależności od typu i własności 
promieniowania, czyli jego energii, zasięgu, 
ładunku, materia, którą owo promieniowanie 
napotyka na swej drodze, reaguje inaczej. Na 
podstawie opisanych w rozdziale 3 typów 
promieniowania, najogólniej można podzielić 
promieniowanie jonizujące na dwie kategorie. 
Do pierwszej z nich należy promieniowanie, w 
którym nośnikiem energii są ciężkie cząstki 
naładowane lub prędkie elektrony. Cząstki te 
poprzez swój ładunek elektryczny, 
bezpośrednio siłą coulombowską, oddziałują w 
sposób ciągły z elektronami obecnymi w 
środowisku, przez które przechodzą. 
Do drugiej kategorii zalicza się 
promieniowanie γ, X oraz neutrony, które nie 
podlegają siłom coulombowskim, ponieważ nie 
mają ładunku elektrycznego. W tych 
przypadkach musi najpierw zajść 
oddziaływanie (często angażujące jądra 
atomów środowiska), w którym całkowita lub 
częściowa energia przekazana jest wtórnej 
cząstce naładowanej. Jeżeli to pierwotne 
oddziaływanie nie zajdzie wewnątrz 
określonego obszaru materii, promieniowanie 
tej kategorii może przeniknąć, nie 
pozostawiając żadnego śladu. W przypadku 
obu rodzajów promieniowania w efekcie 
końcowym całkowita lub częściowa energia 

przekazana jest bezpośrednio lub za 
pośrednictwem cząstki wtórnej elektronom 
środowiska. Elektrony atomów absorbujących 
promieniowanie mogą być przenoszone na 
wyższe poziomy energetyczne, co oznacza 
wzbudzenie atomu lub mogą być z nich 
całkowicie usunięte, co odpowiada jonizacji. 
Zwykle mamy do czynienia z sytuacją, w której 
absorbowana energia wystarcza do jonizacji 
wielu atomów 
 
9. W jaki sposób jądro atomowe może 
zmniejszyć stosunek liczby protonów do 
liczby neutronów? 
Poprzez rozpad alfa, beta - i pochłonięcie 
promieniowania neutronowego 
 
10. W jaki sposób powstają sztuczne źródła 
promieniotwórcze? 
1. Aparaturę rentgenowską lub inną, lecz 
wytwarzającą promie-niowanie jonizujące na 
podobnej zasadzie. W aparaturze tego typu 
promieniowanie rentgenowskie jest 
wytwarzane przez ha-mowanie na metalowych 
elektrodach lub szklanych ekranach strumienia 
elektronów rozpędzanych uprzednio w silnym 
polu elektrycznym, zazwyczaj w odpowiedniej 
komorze próżniowej. Aparatura tego typu to 
przede wszystkim lampy rentgenowskie, a 
także kineskopy telewizyjne, prostowniki 
próżniowe, beta-trony, akceleratory itp.  
2. Izotopy promieniotwórcze. Izotopami 
nazywane są atomy pier-wiastków, które mają 
tę samą liczbę protonów w jądrze atomu, a 
różną liczbę neutronów. Izotopy tego samego 
pierwiastka mają te same właściwości 
chemiczne, różnią się jedynie masą atomową. 
 
11. Jak powstaje i czym się charakteryzuje 
reakcja łańcuchowa? 
Reakcja łańcuchowa to ciąg szeregów 
przebiegających samorzutnie po ich 
zainicjowaniu. Będzie ona zachodziła po 
zbombardowaniu neutronami jądra 235U. 
Podczas tego procesu wydzielane są nowe 
neutrony zdolne do rozszczepiania kolejnych 
jąder. Reakcja ta przebiega bardzo szybko i 
podczas jej trwania wydzielane są duże ilości 
energii. 
 
12. Jak ilościowo opisujemy szybkość 
rozpadu promieniotwórczego? Jakie 
parametry są z nim związane? 
Szybkość rozpadu promieniotwórczego jest 
określona równaniem różniczkowym, którego 
rozwiązaniem jest funkcja N(t). dN/dt=kN(t), 
gdzie k jest stałą rozpadu. Po rozdzieleniu 
zmiennych otrzymujemy: dN/N=kdt. Po 
obliczeniu całki oznaczonej w granicach od N0 
w czasie t=0 do N po czasie t otrzymamy: N= 
N0e-kt co daje nam t=1/k*ln(N0/N). Gdy 
N=N0/2 mamy wzór na czas połowicznego 
rozpadu: t1/2=1/k*ln(2N0 /N0). 
 
13. Jak jest zdefiniowana i skąd pochodzi 
energia wiązania nukleonów w jądrze 
atomowym. 
Energia wiązania jest to energia potrzebna do 
rozdzielnia jadra atomowego na protony i 
neutrony. Im większa energia tym trwalsze 
jądro. Suma mas wszystkich nukleonów w 
jądrze jest większa niż masa całego jądra 
utworzonego z tych nukleonów. Różnicę 
między tymi masami nazywamy deficytem 
masy i oznaczamy delta m. Ta brakująca masa 
jest równa energii wiązania nukleonów zgodnie 
ze wzorem Einsteina: delta E = delta m*c2. 
 
14.Oblicz energię wydzielającą się przy 
powstawaniu 10 jąder atomowych berylu: 
mBe=9.012182u 
mp=1,007825u 
Mn=1,008665u  
 
1u=931,494MeV 
Zatem energia wiązania dla 1 jadra wynosi: 
0,062443*931,494=58,16MeV 
A dla 10 jader: 10*58,16=581,6MeV 
 
15.Co to są i jakie znamy szeregi 
promieniotwórcze: 
Szereg promieniotwórczy – szereg nuklidów 
promieniotwórczych przekształcających się 
kolejno jedne w drugie na drodze rozpadów 
promieniotwórczych. Kolejne produkty 
rozpadów promieniotwórczych tworzą szereg, 
który rozpoczyna się izotopem 
promieniotwórczym o długim okresie 
półtrwania, a kończy izotopem trwałym 
(niepromieniotwórczym). 
Rodzaje: 
1.uranowo-radowy 
2.uranowo-aktynowy 
3.szereg torowy 
4.szereg neptunowy 
 
16.Opisać przebieg poszczególnych zmian w 
szeregu uranowo-radowym (uranowo-
aktynowym , torowym, neptunowym) 
SZEREG URANOWO-RADOWY: 
Szereg rozpoczyna się izotopem uranu 238U o 
okresie półtrwania wynoszącym 4,5 miliarda 
lat, a kończy na stabilnym ołowiu 206Pb. 
Szereg opisuje wzór 4n + 2 i należy do niego 

16 nuklidów, między innymi: 238U, 234U, 
226Ra, 222Rn, 210Po, 210Pb. 
nuklid 
typ rozpadu 
czas połowicznego rozpadu 
uwolniona energia, MeV 
produkt rozpadu 
U 238 
α 
4,51•109 lat 
4,270 
Th 234 
Th 234 
β- 
24.10 d 
0,273 
Pa 234 
Pa 234 
β- 
1,18 min 
2,197 
U 234 
U 234 
α 
2,44∙105 lat 
4.859 
Th 230 
Th 230 
α 
7,50∙104 lat 
4,770 
Ra 226 
Ra 226 
α 
1599 lat 
4,871 
Rn 222 
Rn 222 
α 
3,823 d 
5,590 
Po 218 
Po 218 
α 
3,05 min 
6,88 
Pb 214 
Pb 214 
β- 
26,8 min 
1,024 
Bi 214 
Bi 214 
β- 99,98% 
α 0,02% 
19,7 min 
3,272 
5,617 
Po 214 
Tl 210 
Po 214 
α 
0,162 ms 
7,883 
Pb 210 
Tl 210 
β- 
1,32 min 
5,484 
Pb 210 
Pb 210 
β- 
22,3 lat 
0,064 
Bi 210 
Bi 210 
β- 99,99987% 
α 0,00013% 
5,0 d 
1,426 
5,982 
Po 210 
Tl 206 
Po 210 
α 
138,375 d 
5,407 
Pb 206 
Pb 206 
. 
Trwały 
. 
. 
 
SZEREG URANOWO-AKTYNOWY: 
Szereg rozpoczyna się izotopem uranu 235U o 
okresie półtrwania wynoszącym 700 milionów 
lat a kończy na stabilnym ołowiu 207Pb. 
Szereg opisuje wzór 4n + 3 i należy do niego 
14 nuklidów, między innymi: 235U, 231Pa, 
223Ra. 
nuklid 
typ rozpadu 
czas połowicznego rozpadu 
uwolniona energia, MeV 
produkt rozpadu 
U 235 
α 
6,96•108 lat 
4,678 
Th 231 
Th 231 
β- 
25,64 h 
0,391 

Pa 231 
Pa 231 
α 
32760 lat 
5,150 
Ac 227 
Ac 227 
β- 98,62% 
α 1,38% 
21,772 lata 
0,045 
5.042 
Th 227 
Fr 223 
Th 227 
α 
18,72 d 
6,147 
Ra 223 
Fr 223 
β- 
21,8 min 
1,149 
Ra 223 
Ra 223 
α 
11,434 d 
5,979 
Rn 219 
Rn 219 
α 
3,920 s 
6,946 
Po 215 
Po 215 
α 99,99977% 
β- 0,00023% 
1,78 ms 
7,527 
0,715 
Pb 211 
At 215 
Pb 211 
β- 
36,1 min 
1,367 
Bi 211 
Bi 211 
α 99,724% 
β- 0,276% 
2,15 min 
6,751 
0,575 
Tl 207 
Po 211 
Po 211 
α 
510 ms 
7,595 
Pb 207 
Tl 207 
β- 
4,79 min 
1,418 
Pb 207 
Pb 207 
. 
Trwały 
. 
. 
SZEREG TOROWY: 
Szereg rozpoczyna się izotopem toru 232Th o 
okresie półtrwania wynoszącym 14 miliardów 
lat, a kończy stabilnym ołowiem 208Pb. Szereg 
jest opisanym wzorem 4n + 0, należy do niego 
12 nuklidów, między innymi: 232Th, 228Th, 
228Ra, 220Rn. 
nuklid 
typ rozpadu 
czas połowicznego rozpadu 
uwolniona energia, MeV 
produkt rozpadu 
Th 232 
α 
1,405•1010 lat 
4,081 
Ra 228 
Ra 228 
β- 
5,75 lat 
0,046 
Ac 228 
Ac 228 
β- 
6,13 h 
2,124 
Th 228 
Th 228 
α 
1,913 lat 
5,520 
Ra 224 
Ra 224 
α 
3,64 d 
5,789 
Rn 220 
Rn 220 
α 
54,5 s 
6,404 
Po 216 
Po 216 
α 
0,158 s 

 

2 

6,906 
Pb 212 
Pb 212 
β- 
10,64 h 
0,570 
Bi 212 
Bi 212 
β- 64,06% 
α 35,94% 
60,55 min 
2,252 
6,208 
Po 212 
Tl 208 
Po 212 
α 
3∙10-7 s 
8,955 
Pb 208 
Tl 208 
β- 
3,0 min 
4,999 
Pb 208 
Pb 208 
. 
Trwały 
 
 
 
SZEREG NEPTUNOWY: 
Szereg rozpoczyna się izotopem neptunu 
237Np o okresie półtrwania 2,1 miliona lat, a 
kończy na stabilnym bizmucie 209Bi. Szereg 
opisany jest wzorem 4n + 1 i należy do niego 
13 nuklidów, między innymi: 237Np, 233U, 
229Th. 
Szereg neptunowy występuje jedynie w wyniku 
sztucznego otrzymywania (naświetlanie uranu 
strumieniem neutronów). Okres półtrwania 
neptunu jest około 2000 razy krótszy od wieku 
Ziemi przez co zostały jedynie niewykrywalne 
jego ilości. Obecnie w rudach uranowych 
występuje go ok. 1,8∙10-12% (2 atomy neptunu 
na bilion atomów uranu). 
nuklid 
typ rozpadu 
czas połowicznego rozpadu 
uwolniona energia, MeV 
produkt rozpadu 
Np 237 
α 
2,14•106 lat 
4,959 
Pa 233 
Pa 233 
β- 
27,0 d 
0,571 
U 233 
U 233 
α 
1,59•105 lat 
4,909 
Th 229 
Th 229 
α 
7340 lat 
5,168 
Ra 225 
Ra 225 
α 
14,8 d 
0,36 
Ac 225 
Ac 225 
α 
10 d 
5,935 
Fr 221 
Fr 221 
α 
4,8 min 
6,3 
At 217 
At 217 
α 
32,3 ms 
7,0 
Bi 213 
Bi 213 
β- 
α 
46 min 
. 
5,87 
Po 213 
Tl 209 
Po 213 
α 
4,2∙10-6 s 
. 
Pb 209 
Tl 209 
β- 
2,2 min 
3,99 
Pb 209 
Pb 209 
β- 
3,25 h 
0,644 
Bi 209 
Bi 209 

. 
quasi trwały* 
. 
. 
*Izotop 209Bi, choć często opisywany jako 
trwały, ma okres połowicznego rozpadu 
1,9·1019 lat, a produktem jego rozpadu α jest 
205Tl. Tak długi okres rozpadu (setki milionów 
razy dłuższy od wieku wszechświata) pozwala 
traktować bizmut jako praktycznie trwały. 
 
17. W jaki sposób przebiega synteza He w 
gwiazdach: 
Reakcje termojądrowe w gwiazdach: 
I.Cykl protonowy: 
Cykl rozpoczyna fuzja dwóch protonów, która 
jest możliwa, gdy mają one dostatecznie dużą 
energię, by pokonać barierę kulombowską. 
Zbliżenie protonów jest możliwe także dzięki 
znanemu z mechaniki kwantowej efektowi 
tunelowemu, którego prawdopodobieństwo 
zajścia zależy od energii kinetycznej protonów 
i rośnie wraz z nią. Tempo przebiegu tej reakcji 
w temperaturze Słońca jest rzędu 109 lat. Z 
powodu powolności tej reakcji Słońce nadal 
świeci - w przeciwnym wypadku reakcje 
przebiegały by na tyle szybko, że wodór 
zostałby w gwieździe wyczerpany. 
Do wytworzenia jąder helu z czterech jąder 
wodoru może dojść w wyniku różnych reakcji 
jądrowych. Stosuje się podział na trzy 
zazębiające się cykle: ppI, ppII i ppIII. 
1. Cykl ppI 
Pierwsze zachodzące reakcje składają się na 
tzw. cykl ppI. W wyniku fuzji dwóch jąder 
wodoru 1H (dwóch protonów) powstaje jądro 
deuteru 2D, pozyton i neutrino elektronowe. 
Pozyton natychmiast anihiluje z elektronem i 
zostają wypromieniowane dwa kwanty 
promieniowania gamma. Następnie jądro 
deuteru 2D łączy się z jądrem wodorem 1H 
tworząc jądro helu 3He. Dodatkowo zostaje 
wypromieniowany kwant promieniowania 
gamma. 
Cykl ppI kończy reakcja fuzji dwóch jąder helu 
3He w efekcie której powstają jądro helu 4He i 
dwa jądra wodoru 1H, Zachodzi on głównie w 
przedziale temperatur 107<T<1,4107K. W 
temperaturze T<107 K produkowane jest 
niewiele jąder helu. 
2. Cykl ppII 
W przedziale temperatur 1,4107<T<2,3107K 
dominuje cykl ppII. Po dwóch pierwszych 
reakcjach cyklu ppI dochodzi do syntezy helu 
3He z helem 4He. Wytworzone zostaje jądro 
berylu 7Be i kwant promieniowania gamma. 
Nietrwałe jądro berylu 7Be szybko wychwytuje 
elektron i tworzy się jądro litu 7Li i neutrino 
elektronowe. 
Następnie w wyniku reakcji litu 7Li i jądra 
wodoru 1H powstają dwa jądra helu 4He. 
3. Cykl ppIII 
W temperaturze T>2,3107K, po pierwszej 
reakcji cyklu ppII może zamiast reakcji 
wychwytu elektronu przez jądro berylu zajść 
fuzja wodoru i berylu w wyniku której 
powstaje jądro boru 8B i kwant 
promieniowania gamma. 
Jądro boru 8B szybko wychwytuje elektron i 
rozpada się na jądro berylu 8Be, pozyton i 
neutrino elektronowe. Wzbudzone jądro berylu 
8Be rozpada się na dwa jądra helu 4He 
emitując energię 18,072 MeV. 
Cykl ppIII nie jest istotnym źródłem energii w 
Słońcu, ale generuje on wysokoenergetyczne 
neutrina (do 14.06 MeV), z którymi związany 
był problem neutrin słonecznych. 
4. Energia 
W wyniku każdego z cyklów ppI, ppII, ppIII z 
czterech jąder wodoru powstaje jedno jądro 
helu i dwa neutrina. Energia uwalniana w tych 
reakcjach wynosi 26,74 MeV, ale neutrina 
unoszą jej część. W cyklu ppI neutrina unoszą 
1,9% , w cyklu ppII 3,9% i w cyklu ppIII - 
27,3% energii całkowitej. 
 
II.Cykl węglowo-azotowo-tlenowy: 
Cykl węglowo-azotowo-tlenowy (CNO) - cykl 
przemian jąder atomowych, których efektem 
jest przemiana wodoru w hel oraz powstawanie 
dużych ilości energii. Jest źródłem energii dla 
masywnych gwiazd, ponieważ może zachodzić 
tylko w bardzo dużych temperaturach (rzędu 20 
milionów kelwinów). 
 
W wyniku takiego cyklu reakcji następuje 
przemiana czterech protonów w jądro helu i 
uwolnienie energii: 41H → 4He + energia. 
Węgiel-12 działa tu tylko jako katalizator i nie 
ulega zużyciu, zatem nie potrzeba go w dużych 
ilościach. Powstaje on natomiast w wyniku 
oddziaływania ze sobą trzech jąder 4He, 
zwanych też cząstkami alfa. W gwieździe 
posiadającej dość zapasów wodoru 
oddziaływanie to występuje sporadycznie. 
Zaczyna jednak odgrywać coraz większą rolę, 
gdy cały wodór zostanie zużyty i gwiazda staje 
się tzw. czerwonym olbrzymem. To właśnie 
przemiana helu w węgiel jest wtedy głównym 
źródłem energii. 
W cyklu CNO, raz na tysiąc reakcji, w wyniku 
połączenia azotu-15 z protonem, powstaje jądro 
tlenu-16 i foton (nie powstaje cząstka alfa). Ale 
nawet w tym przypadku po kilku przemianach 

otrzymujemy jądro helu, a azot powraca do 
cyklu. 

Szczegółowy przebieg cyklu 

Reakcja1) 

Wydzielona energia2) 

w MeV  w  

12C + p → 13N + γ 

1,944 

14,4 

13N → 13C + e+ 

2,22 

16,5 

13C + p → 14N 

7,551 

52 

14N + p → 15O + γ  7,297 

46,9 

15O → 15N + e+ 

2,754 

17,7 

15N + p → 12C + 
4He 

4,966 

30,1 

raz na tysiąc reakcji zachodzi 

15N + p → 16O + γ   

 

16O + p → 17F + γ   

 

17F → 17O + e+ 

 

 

17O + p → 14N + 
4He 

 

 

 
 
17A. Zdefiniuj pojecie amsy atomowej 
pierwiastka chemicznego? 
MASA ATOMOWA PIERWIASTKA  
Artmetyczba srednia ważona mas atomów 
nuklidów, gdzie wagami sa udziały masowe, 
wyrazonaw [u] 
1u=1/12 masy atomu 12C = 1,66057*10-27 
Opisz prawa Rydberga okreslające mozliwe 
długosci fal w widmie emijyjnym wodoru.? 
 
Rydberg wykazał, że długości fal w liniach 
widma wodoru mozna wyrazić równaniem. 
λ - długość fali emisyjnej  
l-stała równa 2 (dla seri Balmera) 
n- liczba całkowita ≥3 
R- stała ryderga 
 
R=1,09677*10-7 m-1 
 
18. Czym róznią sie i od czego zaleza 
poszczególne serie widmowe w widmie 
promieniowania elektromagnetycznego 
wydzielanego przez atom wodoru? 
Mamy pare serii widm emisyjnych wodoru. 
Różnice w nich wynikaja z róznych zakresów 
długosci fali swiatła ,w którym dane widmo 
ejst widzialne. Wywyłuje to rónice w wartości 
stałej l.  
Seria Balmera –leży w swietle widzialnym, l=2 
Seria Lymana- lezy w nadfiolecie, l=1 
Seria Paschena – lezy w podczerwieni, l=3 
Seria Bracketta – ley w podczerwieni, l=4 
 
19. Wyznacz promień dla n-tej orbity Bohra, 
dla elektronu w atomie wodoru. 
r=n2*(h/4*Π2*e2*m*k) 
r=0,5292*n2*10-8 cm  
r- promień orbity m 
n-liczba porządkowa orbity 
e- łądunek elektyczny elektronu 1,60217 * 10-
19 C 
m- masa elektronu 9,10938 *10-31 kg 
k- stała oddziaływania elektrostatycznego w 
próżni  
h- stała Plancka 6,62607 *10-34 J*s 
 
20. Jak przebiegał i czego dowodził 
eksperyment Franck'a Hertz'a? 
Eksperyment Franck'a Hertz'a. 
Para rtęci jest przezroczysta, gdy elektrony 
mają niską energię. 
Gdy elektrony osiągną energię minimalną 
4,9eV (energia fotonu o dł. fali 254nm) to gaz 
zaczyna świecić. 
Dowodzi to, że istnieją stany wzbudzone dla 
rtęci. 
 
21. Scharakteryzuj model Bohra-
Sommerfelda. 
Orbity elektronów – okręgi i elipsy 
elektrony poruszają się jedynie po niektórych, 
dozwolonych okręgach i elipsach 
liczba poboczna kwantowa l (określa kształt, 
„spłaszczenie” orbity), przyjmuje wartości 
l=0,1,n-1 
elektrony poruszające się po 2 orbitach o 
jednakowej liczbie n, ale posiadających różne 
kształty, różnią się nieco energiami 
zbiór orbit o tym samym n – powłoka 
n = 1 -> K 
n = 2 -> L 
n = 3 -> M 
magnetyczna liczba kwantowa (ml) określa 
orientację (położenie w przestrzeni) orbit, 
przyjmuje wartości (2*l+1) 
ml = -l , ... , -1 , 0 , 1 , .... , l 
zbiór orbit o tych samych n i l – podpowłoka 
l = 0 -> s 
l = 1 -> p 
l = 2 -> d 
magnetyczna spinowa liczba kwantowa (ms), 
przyjmuje wartości: ½ i - ½ 
 

22. Jakie znaczenie ma zakaz Pauliego, gdy 
jest on zastosowany do elektronów w 
atomie? 
W atomie nie może być dwóch elektronów w 
tym samym stanie, tzn. że w atomie nie może 
być 2 elektronów o takich samych 4 liczbach 
kwantowych (n, l, ml, ms) 
 
23. Jak zakaz Pauliego wpływa na 
pojemność poszczególnych powłok i 
podpowłok elektronowych? 
 
Maksymalna liczba elektronów dla podpowłok 
wynosi: s - 2, p - 6, d - 10, f – 14 
 

 
 
24. Czym charakteryzuje się i jak opisujemy 
prostą falę sinusoidalną rozchodzącą się w 
ośrodku jednowymiarowym? 
Fala sinusoidalna powstaje wówczas, gdy 
ośrodek jest pobudzany cyklicznie do drgań. 
Chwilowe wychylenie cząsteczki ośrodka 
uczestniczącej w ruchu falowym zależy 
zarówno od czasu, jak i położenia tej 
cząsteczki. 
Parametrami charakterystycznymi fali są: 
prędkość rozprzestrzeniania się, u [m/s]; 
amplituda; A [wymiar – różnie]; długość fali 
[m]; częstotliwość drgań f, v [1/s]; okres drgań, 
T [s]; energia [J]. 
 
25. Opisz podstawowe zjawiska związane z 
rozchodzeniem się fali (lub fal) w ośrodku. 
prostoliniowe rozchodzenie się fali w 
ośrodkach jednorodnych; 
odbicie – po dojściu do granicy ośrodków fale 
zmieniają kierunek poruszając się nadal w tym 
samym ośrodku. Odbicie może dawać obraz 
lustrzany lub być rozmyte, zachowując tylko 
właściwości fali, ale nie dokładny obraz jej 
źródła; 
załamanie – na granicy ośrodków fala 
przechodząc do ośrodka, w którym porusza się 
z inną prędkością, zmienia kierunek swego 
biegu. Zmiana prędkości powoduje zmianę 
długości fali, a częstotliwość pozostaje stała. 
dyfrakcja – uginanie się fali na krawędziach, 
czego skutkiem jest zdolność do omijania 
przeszkód mniejszych niż długość fali, oraz 
powstawanie pasków dyfrakcyjnych po 
przejściu fali przez wąską szczelinę albo 
przeszkodę. 
 
26. Jakie są falowe właściwości 
promieniowania elektromagnetycznego? 
Promieniowanie elektromagnetyczne 
demonstruje swe właściwości falowe 
zachowując się jak każda fala, ulegając 
interferencji, dyfrakcji, spełnia prawo odbicia i 
załamania. W wyniku superpozycji fal 
elektromagnetycznych może powstać fala 
stojąca. 
Jednak niektóre właściwości promieniowania 
elektromagnetycznego (szczególnie jego 
oddziaływanie z materią) zależą od długości 
fali (częstotliwości promieniowania) i dlatego 
dokonano podziału promieniowania 
elektromagnetycznego na zakresy ze względu 
na jego częstotliwość. 
Właściwości: 
Mogą uginać się przy przejściu przez 
przeszkodę; 
Mogą oddziaływać ze sobą – wzmacniać się 
lub wygaszać; 
Konieczne jest wprowadzenie pojęcia kwantu 
energii promieniowania elektromagnetycznego; 
Określone zachowania promieniowania 
elektromagnetycznego każą nam myśleć o nim 
jak o strumieniu cząstek. 
 
27. Co to jest kwant energii promieniowania 
elektromagnetycznego i jak go wyrażamy? 
Kwant energii – jest to energia jednego fotonu 
padającego światła, absorbowana przez jeden 
fotoelektron katody. Promieniowanie 
elektromagnetyczne jest więc wysyłane i 
pochłaniane w określonych porcjach 
(kwantach) energii zależnych od częstości 
promieniowania, które obecnie nazywamy 
fotonami. Promieniowanie zachowuje się jak 
strumień cząstek. 
Energia całkowita fotoelektronu jest równa: 
hv=Ek+W (gdzie W to praca przejścia 
potrzebna do uwolnienia fotoelektronu z 
metalu, a Ek to energia kinetyczna elektronu 
zmieniana na energię potencjalną w polu 
hamowania). 
 
28. Na czym polega zjawisko fotoelektryczne 
(zewnętrzne) i jakie wnioski z niego 
wynikają? 

Nr powłoki 

Maksymalna ilość 
elektronów 

1 

2 

2 

8 

3 

18 

4 

32 

5 

50 

 

3 

Efekt fotoelektryczny - zjawisko fizyczne 
polegające na emisji elektronów z powierzchni 
przedmiotu (substancji) pod wpływem światła 
(zjawisko fotoelektryczne zwane również 
zjawiskiem fotoelektrycznym zewnętrznym dla 
odróżnienia od wewnętrznego).  
Emitowane w zjawisku fotoelektrycznym 
elektrony nazywa się czasem fotoelektronami. 
Energia kinetyczna fotoelektronów nie zależy 
od natężenia światła a jedynie od jego 
częstotliwości.  
Zjawisko to odkrył Hertz w 1887r. 
 
29. Wyznacz energię kinetyczną elektronu 
wybitego z płytki potasowej, jeśli długość fali 
promieniowania wynosi 400nm, a praca 
wyjścia dla potasu wynosi 223kJ/mol. 
(h=6,62*10-34 J/s) 
h=6,62*10-34 J/s 
c=299792458 m/s 
λ=400nm=400*10^-9m 
W=223kj/mol=223000J/mol 
223000J – 6,02214179*1023 cząst. 
X – 1 cząst. 
X=3,703001486*10-19 J 
Ek=hν-W 
Ek=(hc)/λ – X 
Ek=1,258563694*10^-19 J 
(najprawdopodobniej w dżulach) 
 
30. Na czym polega zjawisko Comptona, 
związane z przejściem promieniowania 
rentgenowskiego przez płytkę grafitową? 
Jakie wnioski z niego wynikają? 
Zjawisko Comptona polega na rozpraszaniu 
promieniowania rentgenowskiego na swo-
bodnych elektronach, w wyniku czego pro-
mieniowanie rozproszone ma większą długość 
fali niż promieniowanie padające.  
Aby to zjawisko wyjaśnić, należy założyć, że 
miało miejsce sprężyste zderzenie dwóch 
poruszających się cząstek: fotonu i elektronu, 
podczas którego spełniona była zasada 
zachowania energii i pędu. W czasie zderzenia 
foton przekazuje część swojej energii i pędu 
elektronowi, stąd wzrost długości fali 
rozproszonego fotonu (zmiana długości fali 
promieniowania zależna od kąta rozpraszania). 
Zjawisko Comptona stanowi potwierdzenie 
korpuskularnej natury promieniowania 
elektromagnetycznego. 
 
31.  Co dla opisu zachowania się elektronów 
w atomie oznacza zasada nieoznaczoności 
Heisenberga?  
Nie można jednocześnie dokładnie zmierzyć 
dwóch sprzężonych ze sobą 
(komplementarnych) wielkości fizycznych, np. 
pewnej składowej położenia i odpowiadającej 
jej składowej pędu cząstki. 



x - niepewność pomiaru współrzędnej po-

łożenia; 



px - niepewność pomiaru odpowiedniej 

składowej pędu. 
h- stała Plancka 
Z zasady nieoznaczoności wynika, że im 
dokładniej wyznaczy się jedną wielkość (np. 
położenie lub energię), tym mniej dokładnie 
zostanie określona ta druga wielkość 
(odpowiednio: składowa pędu lub czas). 
Zasada nieoznaczoności jest konsekwencją 
dualizmu korpuskularno-falowego i stosuje się 
ją do wszystkich obiektów, które wykazują 
dwoistą naturę.  
Nie jest możliwe jednoczesne dokładne 
określenie położenia elektronu w atomie i jego 
pędu w danej chwili. 
 
32.  Czego dotyczy i jak zapisujemy hipotezę 
de Broglie’a? 
Według de Broglie'a nie tylko fotonom, lecz 
wszystkim cząstkom można przypisać 
jednocześnie naturę korpuskularną i falową. 
Przypuszczenie to zostało potwierdzone 
eksperymentalnie (np. dyfrakcja i interferencja 
elektronów, neutronów, atomów helu, 
cząsteczek wodoru).  
Każdej poruszającej się cząstce może być 
zatem przypisywana odpowiednia fala materii, 
zwana falą de Broglie'a, której długość 



 jest 

uzależniona od pędu p cząstki: 
h - stała Plancka. 
h= 6,02 



 10-34 J



s  

 
33.  W jaki sposób wyprowadzamy równanie 
Schrodingera z ogólnego równania ruchu 
falowego? 
7-10 slajd z wykładu VI (chyba nie ma sensu 
żeby to wszystko tutaj przepisywać) 
 
34.  Jakie warunki musi spełnić funkcja 
falowa będąca rozwiązaniem r. 
Schrodinegra, aby mogła być wykorzystana 
do opisu zachowania się elektronu w atomie? 
Funkcja Ѱ –musi być: ciągła i skończona. Jeśli 
x ∞ to Ѱ 0 
Funkcja Ѱ –musi być znormalizowana: 
Ѱ2dv=1 
 
35. W jaki sposób energia elektronu zależy 
od liczb kwantowych w przypadku atomu 
zawierający tylko jeden elektron? 
Energia elektronu może przyjmować tylko 
wartości określone główną liczbą kwantową. 
 

36.Co to są części radialne i kątowe funkcji 
falowych i jak je uzyskujemy? 
Część radialna -pokazuje zależność 
prawdopodobieństwa napotkania elektronu w 
atomie w stanie podstawowym w funkcji 
odległości od jądra (prawdopodobieństwo 
napotkania elektronu w at. w zależności od 
długości promienia r). Czyli podaje 
prawdopodobieństwo napotkania elektronu w 
objętości zawartej pomiędzy powierzchnią kuli 
o promieniu r, a powierzchnią kuli o promieniu 
r+dr. Wykres części radialnej funkcji 
przedstawia tą funkcję jako funkcję promienia 
r. 
Część kątowa- określa prawdopodobieństwo 
znalezienia elektronu w danym kierunku w 
przestrzeni. Miarą tego prawdopodobieństwa 
jest odległość między początkiem układu 
współrzędnych i punktem przecięcia prostej 
poprowadzonej pod danym kątem z wykresem 
funkcji. Aby przedstawić graficznie jej 
przebieg, kreślimy we wszystkich kierunkach 
w przestrzeni promienie wodzące wychodzące 
z początku układu współrzędnych. Na każdym 
z tych promieni odkładamy następnie odcinek o 
określonej długości. Końce odcinków tworzą 
jedna lub więcej powierzchni zamkniętych, 
które można łatwo narysować, są to kontury 
orbitalu. 
 
37.  Jaki jest związek między wartością 
funkcji falowej w określonym miejscu w 
przestrzeni a prawdopodobieństwem 
znalezienia tam elektronu? 
Wartość funkcji falowej dla danych 
parametrów (w określonym miejscu w 
przestrzeni) nazywa się amplituda 
prawdopodobieństwa, a kwadrat jej modułu jest 
proporcjonalny do gęstości 
prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w 
danym punkcie w przestrzeni. 
 
38. Co to jest gęstość prawdopodobieństwa 
znalezienia elektronu i jaki jest jej związek z 
rozwiązaniami równania Shondlingera 
Gęstość prawdopodobieństwa znalezienia 
elektronu to wielkość opisująca 
prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w 
danym miejscu. Zależy ona od kwadratu 
modułu funkcji falowej elektronu, która jest 
rozwiązaniem równania Schodingera. 
39. Jaki mają przebieg i od jakich 
parametrów zależą części kątowe funkcji 
falowej dla elektronu w atomie wodoru? 
Części kątowe funkcji falowej dla elektronu w 
atomie wodoru zależą od dwóch liczb 
kwantowych l i m (orbitalnej i magnetycznej). 
Dla wszystkich kierunków w przestrzeni 
funkcja ma taką samą wartość, czyli promienie 
wodzące mają taka sama długość, gdyż 
odpowiada ona wartości funkcji. Końce tych 
promieni wodzących tworzą sferę 
(powierzchnię kuli). 
 
40. Jak zależy prawdopodobieństwo 
znalezienia elektronu od odległości od jądra 
atomowego w zależności od wartości licz 
kwantowych? 
Im większa odległość od jadra atomowego tym 
mniejsze prawdopodobieństwo znalezienia 
elektronu. Im większe wartości mają liczby 
kwantowe tym większy jest obszar orbitalny, 
czyli zwiększa się odległość od jądra, a wraz z 
większą odległością maleje 
prawdopodobieństwo znalezienia elektronu. 
 
41. JAKIE SĄ KSZTAŁTY ORBITALI 
NALEŻĄCYCH DO POWŁOKI L? 
L,M,N to powłoki na których występują 
elektrony o podobnej energii. Elektrony z danej 
powłoki rozmieszczone są na podpowłokach. I 
właśnie w tych podpowłokach znajdują się 
elektrony, które poruszają się w przestrzeni o 
określonym kształcie - i to są właśnie orbitale. 
*tak poprawnie to orbital jest funkcją falową, 
której kształt opisuje przestrzeń występowania 
elektronu. Orbital s przyjmuje kształt sferyczny 
orbital p jest ich 3 są to tj. osómki 
ukierunkowane wzdłuż osi ox, oy,oz. Orbital d 
to tj.konczynka. 
 
42. W jaki sposób energia elektronu zależy 
od liczb kwantowych w przypadku atomów 
zawierających wiele elektronów? 
Istotna różnica pomiędzy atomami wodoru a 
AT. Wieloelektronowymi polega na tym że w 
pierwszym przypadku o energii decyduje 
wyłącznie główna liczba kwantowa n, podczas 
gdy w drugim wpływ na energie ma również 
liczba kwantowa l. Zwraca się uwagę na fakt, 
że w miarę wzrostu liczby kwantowej n 
zachodzą na siebie poziomy energetyczne. 
Poziom elektronowy odpowiadający w atomie 
wodoru liczbie kwantowej n, rozszczepia się 
zatem w at. Wieloelektrodowym na tyle 
nowych blisko siebie położonych poziomów, 
ile różnych wartości może przyjąć ( przy tej 
samej liczbie kwantowej n) liczba kwantowa n 
. atomy wieloelektrodowe są w związku z tym 
bogatsze o dozwolone poziomy energetyczne 
niż atom wodoru. Poszczególnym poziomom 
odpowiada natomiast mniejsza liczba orbitali 
czyli jak mówimy zmniejsza się degeneracja 
poziomów energetycznych. Im większa liczba 
kwantowa n tym większa energia orbitalu i tym 

słabiej związany jest elektron w atomie. Jądro 
w tym atomie przyciąga silniej elektrony 
zmniejszając ich energię. W atomie wodoru nie 
występuje odpychanie wieć wszystkie orbitale 
mają jednakową energię. W atomach 
wieloelektrodowych jednak odpychanie 
powoduje iż en. Elektronu w orbitalu 2p jest 
większa niż w 2s. 
 
43. Czego dotyczy i jak brzmi AUFBAŁ? 
Konstruując konfigurację elektronowe stanu 
podstawowego korzystamy z reguły zwaną 
zasadą rozbudowy powłok czyli zasady 
Aufbau. Dotyczy ona kolejności obsadzania 
orbitali atomowych. Po każdym dodaniu 
jednego elektronu przesuwamy się o jedno 
miejsce w prawo. Po zakończeniu jednego 
okresu rozpoczynamy następny.  
 
44. Jakie konsekwencje dla konfiguracji 
elektronów w atomie mają zasady 
PAULIEGO i HUNDAE 
W atomie nie mogą występować elektrony 
które nie różnią się przynajmniej jedną liczbą 
kwantową. Z tej reguły zwanej ZAKAZEM 
PAULIEGO wynika że jeden orbital o liczbach 
kwantowych n, l, oraz m może opisywać 
zachowanie się co najwyżej dwóch elektronów, 
a mianowicie tych różniących się spinową 
liczbą kwantową która przyjmuje dwie 
wartości. Dowolny orbital może być osadzony 
przez najwyżej dwa elektorny. Jeżeli w 
podpowłoce dostępnych jest kilka orbitali 
elektrony obsadzają puste orbitale zanim 
utworzą parę w jednym z orbitali. Orbitale 
zdegenerowane a więc orbitale o takiej samej 
energii, przyporządkowywane są kolejno 
elektronom w taki sposób by liczba 
niesparowanych elektronów w stanie 
podstawowym atomu była możliwie 
największa. To twierdzenie zwane REGUŁĄ 
HUNDA umożliwia rozstrzygnięcie w jaki 
sposób są przyporządkowane elektronom np. 
orbitale 2p. Znając wymienione zasady 
możemy prześledzic strukturę powłok 
elektronowych atomów poszczególnych 
pierwiastków. Elektrony obsadzają orbitale w 
taki sposób by całkowita energia atomu była 
najmniejsza. Zostaje to osiągnięte przez 
obsadzenie orbitali o najmniejszej energii 
dzięki właśnie regule Pauliego.  
 
45. Jak definiujemy energię jonizacji i jak 
ona zależy od położenia w układzie 
okresowym? 
Energią jonizacji pierwiastka(Ej) nazywa się 
minimum energii jaką należy użyć by oderwać 
elektron od atomu tego pierwiastka w stanie 
gazowym. 
Energia jonizacji: 
-wyraźny wzrost w okresie 
-spadek w grupie 
E.J. I- usunięcie pierwszego elektronu 
E.J.II- usunięcie drugiego elektronu 
E.J.III- usunięcie trzeciego elektronu 
E.J.I< E.J.II< E.J.III (MJ/mol; eV/atom) 
 
46. W jaki sposób opisuje się powstawanie 
orbitali molekularnych? 
Orbital molekularny (inaczej: cząsteczkowy, 
skrót: MO) jest funkcją, opisującą stan 
elektronu w cząsteczce, w ramach teorii orbitali 
molekularnych. Zwykle przedstawia się go jako 
kombinację orbitali atomowych - "zwykłych" 
bądź zhybrydyzowanych. 
Orbitale molekularne dzieli się głównie na: 
zlokalizowane, np. H-O w H2O 
zdelokalizowane, np. w cząsteczce benzenu 
C6H6 
Jednakże każdą funkcję falową elektronów w 
cząsteczce można przedstawić jako wyznacznik 
Slatera orbitali totalnie zdelokalizowanych lub 
całkiem zlokalizowanych. 
Zarówno jedne, jak i drugie mogą być: 
wiążące (stabilizują cząsteczkę) 
antywiążące (destablilizują cząsteczkę, są 
oznaczane gwiazdką [*]) 
niewiążące (są obojętne przy oznaczaniu 
trwałości cząsteczki) 
Przykłady orbitali molekularnych: 
σs-s - wszystkie MO utworzone z orbitali s to 
wiązania σ 
σs-p - wiązanie powstałe przez czołowe 
nakładanie się orbitali s i p 
σs-sp3 - wiązanie pomiędzy orbitalem s, a 
hybrydą sp3, jak np. w CH4 - metanie 
πp-p - wiązanie π może występować tylko z 
orbitalami innymi niż s, czyli p, d i f. 
πp-p* antywiążący orbital π 
δ - orbital powstały przez boczne nakładanie 
się dwóch orbitali d, lub orbitalu d z orbitalem 
π*, posiada dokładnie dwie płaszczyzny 
węzłowe zawierające oś wiązania 
W wiązaniu σ występuje czołowe nakladanie 
się orbitali, a w wiązaniu π - boczne. 
 
47. Jakie są różnice pomiędzy orbitalami 
atomowymi i cząsteczkowymi? 
Różnice: 
-w atomie pole potencjalne(pudło potencjału)-
jednego jądra; 
w cząsteczce dwóch jąder o odległości R . 
-w cząsteczce: stare rozwiązania(orbitale 
atomowe) nowe rozwiązania(orbitale 
cząsteczkowe) 

 
48. Jakie są cechy wspólne orbitali 
atomowych i cząsteczkowych? 
-Funkcja falowa elektronu w tym polu 
-dopuszczalne rozwiązania-orbitale 
dopuszczalne energię elektronu w atomie 
-rozmieszczenie gęstości prawdopodobieństwa 
znalezienia elektronu w atomie 
 
49. Jak energia orbitali molekularnych 
zależy od odległości pomiedzy atomami? 
Elektrony znajdujące sie w atomie( na ostatniej 
powłoce bo te tylko biorą udział w reakcji) 
mają wyższą energie wtedy kiedy są bliżej 
innych atomów(ligandów ) to powoduje wzrost 
energi całego atomu( układu). 
 
50. Opisz przypadki tworzenia cząsteczki 
dwuatomowej homojądrowej dla 
pierwiastków ktróch powłoką walencyjną 
jest powłoka K(L) 
Weźmy H2. Ma on 2 elektrony na powłoce K.  
Orbital 1s z jednego atomu wodoru oraz 1s z 
drugiego nakładają sie na siebie tworząc 
wspólny orbital wiążący sigma1s na którym 
znajdują sie 2 elektrony. Taki stan zapewnia 
niższą energię w więc wiekszą trwałość. 
Następną cząsteczką homojądrową będzie Li2. 
Posiada on 2 elektrony na powłoce K i jeden na 
L. 
Jest to podobny przykład jak dla wodoru jednak 
tutaj mamy doczynienia z nakładaniem sie 
orbitali typu 2s  
Konfigurację dla cząsteczki litu możemy 
zapisać następująco  
[Li2]=KK(sigma2s)2 
K-to orbital 1s  
Z przytoczonych tutaj rozważań należy 
zauważyć że w tworzeniu orbitali 
cząsteczkowych biorą udział tylko orbitalami 
powłoki walenyjnej i elektronami znajdujacymi 
się na niej. 
 
51. Scharakteryzuj możliwe kształty orbitali 
wiążących i antywiążących powstającyh w w 
yniku nakładania się orbitali atomowych 
jednakowego typu 
Patrz Bielański str. 128 ( naprawde nie wiem co 
mam tu innego napisać:P) 
 
52. Opisz efekty nakładania sie orbitali 
atomowych odmiennych typów 
Im większa liczba atomowa tym dalsze 
powłoki są obsadzane przez elektrony np. dla 
litu powłoka ta to s a dla boru to już p. 
Zaczynają być obsadzane orbitale antywiążące 
tzn energia się zwiększa a trwałość maleje. 
 
53. W jaki sposób poziomy energetyczne 
orbitali cząsteczkowych homojądrowych 
cząsteczek pierwiastków okresu drugiego 
zależą od liczby atomowej? 
Homojądrowe cząsteczki pierwiastków okresu 
drugiego to: Li2, Be2, B2, C2, N2, O2, F2. W 
tej kolejności liczba atomowa wzrasta. 
Normalna kolejność poziomów energetycznych 
to sigma2s, sigma*2s, pi2p, sigma2p, pi*2p, 
sigma*2p. Przy O2 (Z=8) kolejność się zmienia 
i inna kolejność obejmuje O2 i F2 i jest to: 
sigma2s, sigma*2s, sigma2p, pi2p, pi*2p, 
sigma*2p. 
 
54. Określ (zapisz i przedstaw na diagramie) 
konfigurację elektronową cząsteczki Li2 
(Be2, B2, C2, N2, O2, F2). (wszystkie 
przykłady w wykładzie VIII rozrysowane). 
Li2  
Li: 1s2 2s2 
[Li2]: 1s2 1s2 sigma2s2 
[Li2]: [He] [He] sigma2s2 
[Li2]: K K sigma2s2 może byc różny zapis 
RW = 1/2 (4-2) = 1 
B2, C2, N2, O2 i F2 analogicznie.  
Be2 --> w przypadku berylu 1s2 2s2 mamy 
sytuację podobną jak w He. Tyle samo 
elektronów na orbitalu antywiążącym co na 
wiążącym. Efekt antywiążący będzie większy 
niż efekt wiążący. RW = 0. Uniemożliwia to 
powstanie trwałej cząsteczki Be2. 
 
55. Wyjaśnij na podstawie wyglądu i 
charyzmy p. Żukowskiego dlaczego jest 
starym kawalerem. 
 
56. Jak różnica poziomów energetycznych 
orbitali atomowych wpływa na powstawanie 
orbitali cząsteczkowych w cząsteczkach 
heterojądrowych? 
Wspólna para elektronowa jest przyciągana 
przez oba atomy, choć różnice w 
elektroujemności powodują, że orbital 
molekularny nie jest symetryczny. 
 
57. Co to jest moment dipolowy i jak go 
wyznaczamy? 
Moment dipol występuje w cząsteczkach w 
przypadku nierównomiernego rozmieszczenia 
ładunku dodatniego i ujemnego w 
cząsteczkach. Są to tzw. cząsteczki polarne 
czyli biegunowe. Wielkość momentu 
dipolowego określa iloczyn ładunku i 
odległości między biegunami w cząsteczce 
dwubiegunowej. Moment dipolowy wyraża się 
w tzw. Debajach. Moment dipolowy odnosi się 
do obiektow makroskopowych, ukladow 

 

4 

wieloatomowych lub do pojedynczego 
wiązania. Moment dipolowy jest wielkoscia 
wektorowa, wypadkowy moment dipolowy dla 
obiektow zlozonych jest suma wektorowa. 
Wartosc momentu dipolowego decyduje o 
wielu wlasciwosciach związku chemicznego 
m=e*l  
gdzie: m - moment dipolowy  
e - wielkość ładunku 
l - odległość między biegunami dipolu 
 
58. Jak okreslac wartość momentu 
dipolowego dla dowolnego wiązania 
pomiędzy A-B ? 
Rozwiązania MO  rozkład gestosci 
elektronowej, metoda bardzo trudna. 
Przypisac pewne wartości pierwiastkom A i B 
Xa i Xb tak aby roznica dawala moment 
dipolowy wyrażony w Debajach 
 
59. Zdefiniuj pojęcie elektroujemności. 
Elektroujemność, elektronegatywność. 
Zdolność atomów danego pierwiastka do 
przyciągania elektronów. 
To miara tendencji do przyciągania elektronów 
przez atomy danego pierwiastka gdy tworzy on 
związek chemiczny z atomami innego 
pierwiastka. Bardziej elektroujemny 
pierwiastek „sciaga” do siebie elektrony 
tworzące wiązanie z atomem mniej 
elektroujemnym co prowadzi do polaryzacji 
wiązania. W skrajnym przypadku gdy 
elektroujemności obu pierwiastków bardzo się 
różnią (np. chlor i sód) dochodzi do pełnego 
przeskoku elektronów na bardziej 
elektroujemny atom co prowadzi do powstania 
wiązania jonowego, Według R.S. Mullikena, 
wartość elektroujemności jest średnią 
arytmetyczną z powinowactwa elektronowego i 
pierwszej energii jonizacji. Elektroujemność 
rośnie w okresie a maleje w grupie. Największa 
dla fluoru, tlenu, azotu, chloru (niemetale). 
Najmniejsza Cs, Fr. 
 
60. Opisz sposób tworzenia skali 
elektroujemności wg Maullikena. 
Skala Mullikena 
Skalą biorącą pod uwagę rzeczywisty stan 
atomu w danej cząsteczce, a więc liczbę i 
rodzaj wiązań w jakich uczestniczy atom w 
danym momencie, jest skala Mullikena. W 
skali tej jednak pierwiastki mają zmienną 
elektroujemność, zależną od tego w jakim 
związku występują, więc jest ona trudna do 
stosowania w praktyce. 
 
61. Opisz sposób tworzenia skali 
elektroujemności wg Allereda i Rochowa 
Skala Allreda-Rochowa 
Inną skalę zaproponowali Allred i Rochow , 
którzy obliczyli elektroujemność na podstawie 
liczby atomowej i efektywnego promienia 
walencyjnego atomów. Różnice między skalą 
Allreda i Paulinga dochodzą do 0,5. 
 
62. W jaki sposób elektroujemność zmienia 
się w układzie okresowym? 
Elektroujemność rośnie w okresach od strony 
lewej do prawej. W grupach zmniejsz się przy 
przejściu od pierwiastków o mniejszych 
liczbach atomowych do pierwiastków o 
większych liczbach atomowych. Wodoru nie 
zaliczamy do litowców, ponieważ jego 
elektroujemność znacznie różni się od 
elektroujemności innych pierwiastków 
pierwszej grupy układu okresowego. Skala 
wprowadzona przez Linusa Paulinga ułatwia 
określenie rodzaju wiązań występujących 
między atomami pierwiastków.Według skali 
wprowadzonej przez Linusa Paulinga 
największą elektroujemność ma fluor (4,0), a 
najmniejszą frans (0,7). Dużą wartość 
elektroujemności wykazują niemetale, 
natomiast metale charakteryzują się małymi 
wartościami elektroujemności.Elektroujemność 
rośnie ze wzrostem liczby atomowej w 
okresach i maleje w grupach układu 
okresowego. 
 
63. Na czym polega hybrydyzacja orbitali 
atomowych w atomie centralnym cząsteczki? 
Hybrydyzacja to zabieg matematyczny 
polegający na kombinacji liniowej 
walencyjnych orbitali atomowych tego samego 
atomu. Otrzymane zhybrydyzowane orbitale są 
mieszaninami (hybrydami) orbitali 
wyjściowych i charakteryzują się jednakowym 
kształtem konturu i energią (co odróżnia je od 
orbitali, z których powstały). Typ hybrydyzacji 
określa, które walencyjne orbitale atomowe 
zostały poddane matematycznemu 
przekształceniu, a jednocześnie wyznacza 
rozmieszczenie przestrzenne powstałych 
hybryd. Hybrydy w przestrzeni ułożone są w 
sposób gwarantujący ich minimalne 
oddziaływania.  
 
 
 
 
 
 
 
 
 

64. Opisz wybrane 4 typy hybrydyzacji:  

typ 
hybrydyzacji 

liczba i ułożenie 
hybryd 

nazwa 
hybrydyzacji 

sp 
(wymieszanie 
jednego 
orbitalu s i p) 

dwie hybrydy 
ułożone liniowo 
 

hybrydyzacja 
dygonalna 

sp2  

trzy hybrydy 
skierowane do 
naroży trójkąta 
równobocznego, 
leżące w jednej 
płaszczyźnie 

hybrydyzacja 
trygonalna 

sp3 

cztery hybrydy 
skierowane do 
naroży tetraedru 

hybrydyzacja 
tetragonalna 

 
dsp2 cztery hybrydy skierowane od środka ku 
wierzchołkom kwadratu h.kwadratowa 

 

 

 

Hybrydyzacja 
sp 

Hybrydyzacja 
sp2 

Hybrydyzacja 
sp3 

 
65. Porównaj orbitale powstające w wyniku 
hybrydyzacji z odpowiednimi orbitalami, z 
których powstały:  
Orbitale powstające w wyniku hybrydyzacji 
mają takie same właściwości, odpowiada im 
taka sama energia i taki sam kształt, ale ta 
energia i kształt są inne niż orbitali z których 
powstały. 
 
66. Scharakteryzuj możliwe kształty 
cząsteczek, jeśli w atomie centralnym 
zachodzi hybrydyzacja sp3 : 
Tetraedr (109 stopni) - CH4 (liczba WP =0) 
Piramida trygonalna (107 stopni) -NH3 (liczba 
WP =1) 
Kątowa (105 stopni)- H2O (liczba WP =0) 
 
67. Scharakteryzuj możliwe kształty 
cząsteczek, jeśli w atomie centralnie 
zachodzi hybrydyzacja sp2 : 
Trójkąt równoboczny – NO2- (liczba WP =1) 
Trójkąt równoramienny – BCl2 (liczba WP =0) 
Kryształ lodu dzięki wiązaniom wodorowym 
ma strukturę heksagonalną- lód Ih Jego 
komórka elementarna (najmniejszy fragment 
powtarzający się w sieci krystalicznej) ma 
kształt graniastosłupa o podstawie sześciokąta. 
Stąd kryształy lodu mają sześciokrotną oś 
symetrii co przesądza o kształcie płatków 
śniegu. 
Płatki śniegu powstają w chmurach, gdzie 
znajduje się duże nasycenie pary wodnej. Gdy 
temperatura staje się ujemna i znajdzie się 
jakieś centrum krystalizacji na przykład 
drobinka kurzu lub pyłek kwiatowy i to na nim 
rozpoczyna się kondensacja cząsteczek wody i 
tworzenie kryształu Tworzące się płatki mogą 
mieć, zależnie od temperatury i wilgotności 
powietrza różne kształty. Najpierw wszystkie 
kryształki lodu rosną tak samo, formując 
sześcian foremny. W czasie podróży płatka 
śniegu w kierunku powierzchni ziemi zmienia 
się zarówno wilgotność, jak i temperatura 
otoczenia. Na wystających krawędziach mogą 
się tworzyć nowe kryształy inaczej ustawione 
w przestrzeni niż wcześniejsze formy. 
Zachowana jest jednak symetria bowiem 
odległość pomiędzy ramionami śniegowej 
gwiazdki jest na tyle mała, że każde z ramion 
rośnie praktycznie w tej samej temperaturze i 
wilgotności. W bardzo niskich temperaturach, 
poniżej -20°C brak jest w padającym śniegu 
wymyślnych kształtów podobnych do 
gwiazdek. Na ziemskich biegunach pada śnieg 
w kształcie kolumienek czy płaskich płytek o 
podstawie sześciokąta. Największe i 
najpiękniejsze śnieżynki powstają w przedziale 
temperatur od -10°C do -20°C przy dużej 
wilgotności powietrza. Generalnie, im wyższa 
wilgotność, tym kryształki lodu mają bardziej 
złożone kształty. 
 
Ponieważ woda w niejednakowym stopniu 
przepuszcza promienie różnych barw będące 
składowymi światła białego, światło barwy 
czerwonej i żółtej zostanie dość silnie 
pochłonięte nawet przez cienkie warstwy 
wody, ale już niebieskie i fioletowe znacznie 
słabiej. Tak więc światło przenikające coraz 
głębiej nabiera wyraźnego 
zielonkawoniebieskiego koloru. Promienie 
niebieskie są słabo pochłaniane przez wodę, 
natomiast silnie się w niej rozpraszają, zostają 
najszybciej skierowane w górę i dzięki 
niewielkiemu pochłanianiu nie osłabną tak 
bardzo jak promienie innych kolorów.  
 
68. Scharakteryzuj możliwe kształty 
cząsteczek, jeśli w atomie centralnym 
zachodzi hybrydyzacja z udziałem orbitali 
podpowłoki d 
bipiramida trygonalna 
bipiramida tetragonalna 
bipiramida pentagonalna 

 
69.  Opisz metode VSEPR i podaj 
przykłady jej zastosowania 
Teoria VSEPR zakłada, że pary elektronów są 
rozmieszczone wokół atomu centralnego tak, 
aby siły wzajemnego odpychania były 
możliwie jak najmniejsze, przy czym w 
sumarycznym efekcie wszystkich odpychań 
istotny jest udział wolnych (niewiążących) i 
wiążących par elektronowych. Najsłabiej 
odpychają się pary wiążące, potem para 
wiążąca z wolną parą elektronową, a najsilniej 
dwie wolne pary elektronowe. Inaczej mówiąc, 
jeżeli odległości par decydujących o geometrii 
cząsteczki są maksymalne, to w zależności od 
liczby tych par powstają pewne 
uprzywilejowane struktury o 
charakterystycznym rozmieszczeniu wolnych i 
wiążących par elektronowych na wyróżnionych 
kierunkach wokół atomu centralnego. 
 
Regularne kształty cząsteczek powstają tylko 
wtedy, gdy wszystkie pary elektronów 
wiążących zostaną wykorzystane do związania 
takich samych atomów. Występowanie w 
cząsteczce różnych ligandów wokół atomu 
centralnego i niewiążących par elektronowych 
zaburza idealne struktury, np. wraz z rosnącą 
liczbą wolnych par elektronowych może 
następować zmiana kąta wiązania.  
Zastosowanie: 
poszukiwanie kształtu niewielkich, zwykle 
nieorganicznych cząsteczek 
 
70. Opisz możliwe geometrie cząsteczek dla 
których liczba przestrzenna przypisana do 
atomu centralnego wynosi 3, 4, 5, 6 
Dla liczby przestrzennej równej 3: 
Powstałe trzy orbitale shybrydyzowane sp2 
układają się na płaszczyźnie, a kąty między 
nimi wynoszą ok. 120o. Cząsteczka z atomem 
centralnym o takiej hybrydyzacji ma budowę 
płaską, trygonalną. Hybrydyzację sp2 można 
przypisać atomom węgla w graficie i w 
pierścieniach aromatycznych, a także w 
węglowodorach zawierających podwójne 
wiązanie. 
Dla liczby przestrzennej równej 4: 
powstają cztery orbitale zhybrydyzowane sp3 o 
jednakowej uśrednionej energii, ułożone w 
przestrzeni ku wierzchołkom czworościanu 
foremnego. Cząsteczka z atomem centralnym o 
takiej hybrydyzacji ma budowę przestrzenną w 
kształcie czworościanu (tetraedru) foremnego.  
Hybrydyzację sp3 można przypisać atomom 
węgla w diamencie, we wszystkich alkanach i 
cykloalkanach oraz atomowi tlenu w cząsteczce 
wody, czy atomowi azotu w cząsteczce 
amoniaku. 
 
71. Charakteryzuj budowę cząsteczki C2H6 
(lub C2H4, C2H2) 
Cząsteczka C2H6 
Zbudowana z ośmiu atomów. Wiązanie 
pomiędzy atomami węgla: C – C typu σ, węgle 
czterowartościowe, w hybrydyzacji sp3. 
 
Cząsteczka C2H4 
Zbudowana z sześciu atomów. Wiązanie 
podwójne pomiędzy atomami węgla. Wyróżnia 
się wiązanie C – C typu σ oraz wiązanie C – C 
typu π, słabsze niż wiązanie σ. Cztery wiązania 
C – H typu σ. Węgle czterowartościowe w 
hybrydyzacji sp2. Cząsteczka jest bardziej 
reaktywna w porównaniu z cząsteczką etanu. 
Możliwe usztywnienie cząsteczki, czyli 
podstawienie dodatkowymi atomami lub 
grupami atomów. 
 
Cząsteczka C2H2 
Zbudowana z czterech atomów. Wiązanie 
potrójne pomiędzy atomami węgla. Wyróżnia 
się wiązanie C – C typu σ oraz dwa wiązania C 
– C typu π. Węgle czterowartościowe w 
hybrydyzacji sp. Cząsteczka reaktywna, 
nienasycona. Istnieje możliwość przyłączania 
atomów lub cząstek. 
 
72.  Jakie są różnice pomiędzy wiązaniem 
kowalencyjnym zlokalizowanym a 
zdelokalizowanym? 
Wiązanie chemiczne zlokalizowane łączy oba 
atomy sąsiadujące ze sobą, natomiast wiązanie 
chemiczne zdelokalizowane obejmuje kilka 
atomów. 
 
73.  Opisz budowę cząsteczki O3 (lub CO2, 
BF3, C3O2, C4H6, C6H6). 
Cząsteczka O3 
Atom centralny – O. Hybrydyzacja sp2. 
Cząsteczka wygięta. Wiązania są jednakowe. 
Jedna wolna para elektronowa. 18 elektronów 
walencyjnych. 
 
Cząsteczka CO2 
Atom centralny – C. Hybrydyzacja sp. 
Cząsteczka liniowa. Atom węgla w środku a 
odległości do atomów tlenu są takie same. Nie 
posiada wolnych par elektronowych. 16 
elektronów walencyjnych. 
 
Cząsteczka BF3 
Atom centralny – B. Hybrydyzacja sp2. 
Cząsteczka trygonalna płaska. Nie posiada 

wolnych par elektronowych. 24 elektrony 
walencyjne. 
 
Cząsteczka C3O2 
Cząsteczka liniowa wzdłuż osi OX. Węgle 
czterowartościowe w hybrydyzacji sp. 24 
elektrony walencyjne. 
 
Cząsteczka C4H6 
Węgle czterowartościowe w hybrydyzacji sp2. 
Posiada 22 elektrony walencyjne. Zawiera 3 
wiązania C – C typu σ oraz 6 wiązań C – H 
typu σ. 
Cząsteczka C6H6 
Węgle czterowartościowe w hybrydyzacji sp2. 
Posiada 30 elektrony walencyjne. Istnieje w 
niej 6 wiązań C – C typu σ i drugie 6 wiązań C 
– H typu σ. 
 
74. Jakie są charakterystyczne właściwości 
cząsteczek związków organicznych, w 
których występują orbitale 
zdelokalizowane? 
Właściwości fizyczne: 
Delokalizacja prowadzi do powstania szeregu 
orbitali położonych blisko siebie (w skali 
energii). Powoduje to, że cząstki mogą 
absorbować kwanty promieniowania 
elektromagnetycznego o stosunkowo małej 
energii (w zakresie światła widzialnego). 
 
Właściwości chemiczne: 
- sprzężenie prowadzi do aromatyczności 
(związki cykliczne) 
- możliwość powstawania wiązań 
koordynacyjnych 
- mogą wychwytywać wolne elektrony, 
dezaktywując wolne rodniki 
- mogą transportować elektrony w 
makrocząsteczkach. 
 
75. Jak różnice w budowie odmian 
alotropowych węgla wpływają na ich 
właściwości? 
Różnice w budowie odmian alotropowych 
węgla sprawiają że mają one całkiem odmienne 
właściwości. Poszczególne odmiany różnią się 
między sobą jeśli chodzi o twardość, łupliwość, 
przewodnictwo elektryczne, cieplne, czy też 
gęstość. 
 
76. Jakie są warunki powstawania wiązań 
wodorowych? 
Wiązanie wodorowe powstaje między 
cząsteczkami związków zbudowanych z atomu 
wodoru (zgromadzony cząstkowy ładunek 
dodatni) połączonego z innym silnie 
elektroujemnym pierwiastkiem posiadającym 
niewiążące pary elektronowe (zgromadzony 
cząstkowy ładunek ujemny). Atom jest 
związany kowalentnie z atomami F,O,N. Przy 
H(-) występuje wiązanie spolaryzowane (+). 
Druga cząsteczka musi posiadać wolne pary 
elektronowe przy F,O,N. Atomy biorące udział 
w tworzeniu wiązania wodorowego mogą 
należeć do tej samej cząsteczki lub innych 
cząsteczek.  
 
77. Opisz budowę HF2- 
Jon HF2- powstaje przez połączenie F+HF. 
Wiązania w nim występujące są równocenne. 
Nakładają się na siebie równocześnie 3 
orbitale.  
 
78. Opisz przypadki powstawanie mostków 
wodorowych między cząsteczkami związków 
organicznych. 
Mostki wodorowe tworzą się np. w DNA 
łącząc ze soba dwie nici tego kwasu.  
Mostki wodorowe pomiędzy zasadowymi 
połączeniami azotowymi (a) cytozyna-
guanidyna (trzy mostki wodorowe) (b) tymina 
adenina (dwa mostki wodorowe). Występuja w 
alkoholach R-OH, fenolach Ar-OH, kwasach 
organicznych R-COOH i aldehydach R-CHO. 
Powstaja w stosunkowo dużych cząsteczkach.  
 
79. Opisz przypadki powstawania mostków 
wodorowych między cząsteczkami związków 
nieorganicznych. 
H2O, NH3, HF- silne wiązania wodorowe. 
Powstaja tak jak w zad 5…. 
 
80. Jak obecność wiązań wodorowych 
wpływa na właściwości fizyczne substancji? ( 
ciepło parowania, temperatura wrzenia) 
Im więcej mostków siarczkowych tym 
mniejsze ciepło parowania. Mostkom 
zawdzięcza swoje dziwne właściwości woda, 
one są odpowiedzialne za stały stan skupienia 
wielu związków, one determinują drugo- i 
trzeciorzędową strukturę białek i odgrywają 
zasadniczą 
rolę w kształtowaniu ich właściwości. 
Wysoka temp wrzenia, np. fluorowodoru 
 
81. Przykladowe proste ligandy i spos w jaki 
lacza sie z atomem centralnym w zwiazku 
kompleksowym. 
Ligand w związku kompleksowym jest zawsze 
donorem pary elektronowej.  
Może on być dawcą jednej pary elektronowej i 
wtedy zajmuje jedno miejsce  
koordynacyjne taki ligand nazywamy ligandem 
jednopozycyjnym np. Cl-, CN-, OH-, NH3.  

 

5 

 
82. Podstawowe cechy budowy zwiazkow 
kompleksowych: 
Związki kompleksowe jest to specyficzna 
grupa związków złożona z:  
− rdzenia (jednego lub kilku); rdzeń takiego 
związku stanowi najczęściej  
jon metalu przejściowego lub ciężkiego metalu 
grupy głównej,  
− ligandów – skoordynowanych przez atom 
centralny jonów lub cząsteczek  
elektroobojętnych ułożonych w ściśle 
określonym porządku wokół jonu  
centralnego.  
Rdzeniem (atomem centralnym) jest zwykle 
atom lub jon o strukturze  
elektronowej umożliwiającej przyjęcie par 
elektronowych i wytworzenie wiązania  
koordynacyjnego, w którym jest akceptorem 
elektronów. Ligandami są cząsteczki  
lub jony dysponujące wolnymi parami 
elektronów, które odgrywają rolę donorów  
par elektronowych. W wyniku utworzenia 
związku kompleksowego atom centralny  
uzyskuje konfiguracje elektronową 
najbliższego gazu szlachetnego (lub zbliżoną).  
Liczbę ligandów w cząsteczce podaje liczba 
koordynacyjna. 
 
Związki kompleksowe możemy podzielić:  
ze względu na ładunek sfery koordynacyjnej 
na:  
− kationowe,  
− anionowe,  
ze względu na strukturę elektronową jonu 
centralnego na:  
− przenikowe – związki koordynacyjne, w 
których jon centralny przyjmuje  
konfigurację elektronową gazu szlachetnego,  
− przylegowe – związki koordynacyjne, w 
których jon centralny nie ma  
konfiguracji elektronowej gazu szlachetnego,  
ze względu na liczbę jonów centralnych na:  
− jednordzeniowe,  
− wielordzeniowe,  
ze względu na szybkość wymiany ligandów na:  
− labilne – szybko wymieniające ligandy,  
− bierne – wolno wymieniające ligandy. 
 
83. Charakterystyka budowy ligandow 
wielokleszczowych na przykladach 
rozniacych sie iloscia mozliwych wiazan 
Ligandy zawierające dwa lub wiecej atomów, z 
których każdy moze jednocześnie utworzyc 
dwuelektronowe wiązanie donorowe z tym 
samym atomem metalu, noszą nazwę ligandów 
wielokleszczowych 
(wielofunkcyjnych) lub chelatowych, gdyż 
chwytają one niejako kation miedzy dwa lub 
wiecej atomów donorowych. 
Ligandy dwukoordynacyjne, np. 
Ligandy trój, cztero, a nawet 
sześciokoordynacyjne, przykład - kwas 
etylenodwuaminoczterooctowy 
Zwiazek kompleksowy chelatowy (chelat) 
Liczba ligandów otaczających bezpośrednio 
jon centralny nazywa się liczbą koordynacyjną 
i zwykle wynosi 2, 4, 6, 8. 
Ponieważ ładunek drobiny kompleksowej jest 
algebraiczną sumą ładunków jonu centralnego 
oraz ligandów, więc może ona być kationem 
[Cu(NH3)2]+ lub anionem [Zn(CN)4]2- lub 
cząsteczką elektrycznie obojętną Ni(CO)4, 
PtCl2(NH3)2. 
Ligand może posiadać dwa lub więcej atomów 
będących donorem pary  
elektronowej. Taki ligand zajmuje odpowiednio 
więcej miejsc koordynacyjnych  
wokół jonu centralnego. Nazywamy go 
ligandem wielopozycyjnym lub chelatowym 
 
(kleszczowym). Do najpopularniejszych 
ligandów dwupozycyjnych należą: diaminy,  
difosfiny i dietery, (etylenodiamina (en) 
2,2’bipirydyl (bpy), dimetryloglioksym  
(dmg), anion kwasu szczawiowego (ox)) które 
tworzą z metalem trwałe pierścienie.  
Do najpopularniejszych ligandów 
trójkleszczowych należy: dietylenotriamina 
(dien),  
czterokleszczowych – trietylenotetraamina 
(yrien) a sześciokleszczowych anion  
kwasu etylenodiaminotetraoctowego (EDTA).  
Przykładem kompleksu wielokleszczowego jest 
hemoglobina.  
 
84. Czym jest EDTA i jakie ma zastosowania 
? 
EDTA (kwas etylenodiaminotetraoctowy, kwas 
wersenowy, komplekson II) – organiczny 
związek chemiczny kwas polikarboksylowy i 
jednocześnie α-aminokwas. Z mocnymi 
zasadami tworzy sole werseniany. Jest szeroko 
stosowanym czynnikiem kompleksującym 
wiele kationów metali, takich jak Ca2+, Mg2+ 
czy Fe3+. Zazwyczaj stosowany w postaci soli 
disodowej (wersenian disodowy) ze względu na 
jej większą rozpuszczalność w wodzie (tzw. 
komplekson III). 
Jego skrót pochodzi od nazwy angielskiej: 
EthyleneDiamineTetraacetic Acid. 
Ważnym zastosowaniem EDTA jest 
maskowanie jonów metali, takich jak bizmut, 
chrom(III), cynk, cyrkon, glin, kadm, kobalt, 
magnez, miedź, nikiel, ołów, tor, wanad i 

żelazo(III), które jest możliwe na skutek 
tworzenia kompleksów chelatowych z jonami 
metali. Własności chelatujące EDTA są na tyle 
silne, że tworzy ona kompleksy nawet z 
berylowcami.  
kompleks chelatowy EDTA z jonem metalu M. 
Zastosowania EDTA 
-odczynnik kompleksujący w chemii 
analitycznej 
-środek konserwujący żywność (wiązanie 
kationów metali ciężkich - kofaktorów 
niepożądanych enzymów) 
-składnik roztworów buforowych 
-zapobieganie pozaustrojowemu krzepnięciu 
krwi (wiązanie jonów wapnia) 
-stosowany jako odtrutka w zatruciach 
metalami ciężkimi 
-stosowany w nawozach mikroelementowych 
-inhibitor metaloproteaz 
 
85. Kiedy występuje i na czym polega 
izomeria optyczna w kompleksach 
oktaedrycznych? 
Zgodnie z definicją izomerami optycznymi są 
cząsteczki, które mają się do siebie tak, jak 
obraz i jego zwierciadlane odbicie. Takie 
cząsteczki nazywane są enacjomerami. 
Enacjomery różnią się pod wzgledem 
skręcalności optycznej. 
Taką właściwość posiadają pewne typy 
kompleksów oktaedrycznych. Do 
najważniejszych enancjomerów 
oktaedrycznych należą kompleksy zawierające 
dwa lub trzy ligandy kleszczowe, tj. typu M(L-
L)2X2 oraz kompleksy typu M(L-L)3. 
Przykłady na rysunkach poniżej. 
 
86. Omów oddziaływanie pola ligandów na 
orbitale d atomu centralnego 
Sześć wiążących orbitali molekularnych 
występujących w kompleksach oktaedrycznych 
jest wypełnionych przez elektrony ligandów 
natomiast elektrony metalu przejściowego z 
orbitali d zajmują orbitale niewiążące lub 
antywiążące. Różnica w w energii pomiędzy 
orbitalem niewiążącym a antywiążącym dla 
kompleksu o geometrii oktaedru opisywana jest 
jako ΔO, jej wartość zależy od rodzaju 
oddziaływań orbitali π ligandów z orbitalami d 
jonu centralnego. Jak przedstawiono w 
poprzednim paragrafie ligandy π-donorowe 
prowadzą do spadku wartości ΔO i są 
nazywane ligandami słabego pola natomiast 
ligandy π-akceptorowe zwiększają wartość ΔO 
i nazywane są ligandami silnego pola. Ligandy 
nie uczestniczące w formowaniu wiązań π 
mogą mieć różnorodny wpływ na wartość ΔO. 
 
Wartość ΔO ma znaczący wpływ na strukturę 
elektronową jonów metali o konfiguracjach d – 
d . W przypadku wymienionych konfiguracji 
niewiążące i antywiążące orbitale molekularne 
mogą zostać wypełnione na dwa sposoby: w 
pierwszym najpierw dochodzi do wypełnienia 
orbitali niewiążących a dopiero później 
zapełniane są orbitale antywiążące. Tego 
rodzaju kompleksy, z uwagi na brak lub małą 
liczbę niesparowanych elektronów nazywa się 
kompleksami niskospinowymi. Jeżeli natomiast 
obserwuje się równomierne wypełnianie obu 
typów orbitali przez elektrony to powstały 
kompleks nazywany jest kompleksem 
wysokospinowym z uwagi na dużą liczbę 
niesparowanych elektronów. Niska wartość ΔO 
może zostać przezwyciężona przez stabilizację 
energetyczną wynikłą z braku odpychania się 
parujących elektronów w kompleksach 
wysokospinowych. W przypadku wysokiej 
wartości ΔO energia parowania spinów staje 
się zaniedbywalnie mała w porównaniu do 
spadku energii wynikającego z formowania się 
stanów niskospinowych 
 
Spinowość cząsteczki ma wpływ na własności 
makroskopowe związku koordynacyjnego 
ponieważ obecność niesparowanych 
elektronów powoduje paramegnetyczność 
związku. 
 
87. Pzedstaw zależność energi jonizacji od 
położenia pierwiastka w układzie 
okresowym 
Energia odpowiadająca energii potrzebnej do 
usunięcia jednego elektronu z obojętnej 
cząsteczki lub atomu zwana jest energią 
jonizacji. Wyróżniamy pierwszą energię 
jonizacji, drugą energię jonizacji, itd., które 
odpowiadają usunięciu pierwszego, drugiego, 
trzeciego, itd. elektronu. Energia jonizacja 
wyznaczana jest za pośrednictwem pomiarów 
spektroskopowych i wyrażamy ją w eV/atom. 
Pierwsza energia jonizacji określa energię 
konieczną do oderwania z obojętnego atomu, 
bądź cząsteczki jednego elektronu. Można więc 
stwierdzić, że im bliżej jądra znajduje się 
elektron (im mniejszy jest promień atomowy), 
tym większa jest energia potrzebna do jego 
oderwania. W obrębie okresu promień 
atomowy zmniejsza się przy przejściu od 
strony lewej do prawej, więc energia jonizacji 
zwiększa się w tym samym kierunku i dla 
gazów szlachetnych, które posiadają w swojej 
powłoce walencyjnej oktet elektronowy, osiąga 
największą wartość. W grupach układu 
okresowego energia jonizacji maleje ze 

wzrostem liczby atomowej (ze zwiększeniem 
się liczby powłok elektronowych i wzrostem 
promieni atomowych). Druga, trzecia, czwarta, 
itd. energia jonizacji ma wartość większą niż 
pierwsza, ponieważ do oderwania drugiego, 
trzeciego i kolejnych elektronów z jonu 
posiadającego ładunek dodatni konieczna jest 
znacznie większa energia. 
 
88. Zdefiniuj powinowactwo elektronowe i 
opisz jego zmienność w układzie okresowym 
Powinowactwo elektronowe to wielkość 
charakteryzująca zdolność atomu (lub 
cząsteczki) do przyłączania elektronu i 
tworzenia jonu ujemnego (anionu). Ilościowo 
określa się je jako energię, która wydziela się w 
wyniku tego procesu. Tradycyjnie energię tę 
podaje się w elektronowoltach (eV). 
Powinowactwo elektronowe jest pośrednią 
miarą elektroujemności pierwiastków 
chemicznych. Czym większa wartość 
powinowactwa tym większa elektroujemność 
pierwiastka. 
Miarą powinowactwa elektronowego jest 
energia wydzielona podczas przyłączenia 
jednego elektronu do cząsteczki lub atomu i 
utworzenia jednoujemnego anionu. 
Przyłączeniu kolejnych elektronów odpowiada 
drugie, trzecie, czwarte, itd. powinowactwo 
elektronowe. Największe powinowactwo mają 
atomy pierwiastków o największej 
elektroujemności. Powinowactwo elektronowe 
jest efektem energetycznym, który towarzyszy 
przyłączaniu jednego dodatkowego elektronu 
do powłoki walencyjnej danego atomu. Zatem 
im mniejszy jest promień atomowy, tym 
większe jest powinowactwo elektronowe, 
ponieważ tym mocniejsze jest oddziaływanie 
dodatnio naładowanego jądra na elektron. W 
obrębie grupy obserwuje się zwiększanie 
promieni atomowych i zmniejszanie 
powinowactwa elektronowego ze wzrostem 
liczby atomowej. Natomiast w obrębie okresu 
idąc od strony lewej do prawej zauważa się 
zmniejszanie promieni atomowych oraz wzrost 
powinowactwa elektronowego. 
 
89.Opisz oddziaływanie pary jonów 
tworzących strukturę ciała stałego. 
  Atomy (cząsteczki ) tworzące ciało stałe 
oddziałują ze sobą tak, że tworzą sztywną 
strukturę. Siły istniejące między nimi mają tę 
własność, że na dużych odległościach są 
przyciągające, zaś na małych - odpychające. 
Wskutek tego odległości między atomami 
ustalają się tak, że atomy przyjmują położenia 
równowagowe. Oznacza to, że energia 
potencjalna V każdego atomu osiąga w tych 
punktach wartość minimalną.  Oddziaływania 
między atomami lub cząsteczkami mogą być 
różnego pochodzenia, zależnie od rodzaju 
atomów (cząsteczek), czyli od rodzaju 
pierwiastka (związku chemicznego). Siły 
wiązania można podzielić na pięć grup: 
jonowe, kowalencyjne, metaliczne, wodorowe i 
van der Waalsa. 
 
90. czym jest i od czego zależy energia 
sieciowa. 
Energia sieciowa kryształu, energia jaka należy 
dostarczyć, by jeden mol danej substancji 
krystalicznej rozłożyć na atomy lub jony 
znajdujące się w nieskończenie dużych 
odległościach od siebie. Energia sieciowa 
kryształu jest miarą spójności kryształu, zależą 
od niej - temperatura topnienia, rozszerzalność 
cieplna, ściśliwość, rozpuszczalność i inne 
charakterystyczne wielkości. 
Dla kryształu utworzonego z jonów o 
wartościowościach z- i z+ energia sieciowa 
kryształu Uo wyraża się wzorem: U0 = -
(N0Az-z+e2/r0)·(1-1/n), gdzie: N0 - stała 
Avogadra, e - ładunek elektronu, A - stała 
Madelunga, zależna od typu struktury 
krystalicznej, r0 - odległość dwóch sąsiednich 
jonów przeciwnego znaku w krysztale, n - 
wykładnik Borna zależny od ściśliwości 
kryształu. 
 
91. Jaka jest zależność makroskopowych 
właściwości substancji o budowie jonowej od 
jej cech na poziomie atomowym? 
Przepraszam nie znalazłam odpowiedzi na to 
pytanie uzupełnię je jak tylko będę mogła 
otworzyc wykład albo wczesniej jeśli gdzies 
znajde. 
 
ROZWIĄZANIA NIEKTÓRYCH ZADAŃ 
OBLICZENIOWYCH: 
III 8 
Oblicz energie wydzielającą się przy 
powstawaniu 10 jader atomowych 9 4Be. mBe 
= 9,012182u, mp = 1,007825u, mn = 
1,008665u. 
 
Energie musimy wyliczyc ze znanego wzoru 
ΔE = Δm*c2, gdzie Δm to deficyt masy, a c to 
predkosc swiatla. Deficyt masy wyraza się 
wzorem Δm = Z*Mp + N*Mn – mjadra, gdzie 
Z – liczba protonow, N – liczba neutronow (A-
Z). W przypadku tego zadania mamy: 
Δm = (4*mp + 5*mn – mj) *10 
10 – mamy 10 jader 
Δm = (4*1,007825 + 5*1,008665 - 
9,012182)*10 = 0,62443 [u] 

1u = 1,6605387313*10-27kg 
0,62443u = 1,03689*10-27 
ΔE = 1,03689*10-27* (299 792 458)2 = 
9,319*10-11 [kg*m2/s2 = J] 
 
Odp: Energia wydzielona przy powstaniu 10 
jader boru wynosi 9,319*10-11 J. 
 
IV 5 
Wyznacz energie calkowita elektronu dla n-tej 
orbity Bohra, dla elektronu w atomie wodoru 
(należy wykorzystac postulaty Bohra). 
Postulaty Bohra: 
Ze wszystkich możliwych klasycznych orbit 
kołowych dozwolone są tylko takie, na których 
wartość momentu pędu elektronu jest całkowitą 
wielokrotnością stałej Plancka h podzielonej 
przez 2π: 
 
mVr = nh/2π = n* ħ 
 
gdzie m - masa elektronu, V - prędkość 
elektronu, r - promień orbity elektronu, n - 
główna liczba kwantowa będąca liczbą 
całkowitą większą bądź równą 1, h - stała 
Plancka h = 6,63·10-34 Js, ħ = h/2π = 1,05·10-
34 Js. 
Orbity Bohra nazwane zostały orbitami 
stacjonarnymi: znajdujące się na nich elektrony 
nie promieniowały z założenia. Promienie orbit 
stacjonarnych mogą przybierać jedynie ściśle 
określone, dyskretne wartości, dlatego orbity 
stacjonarne określa się mianem 
skwantowanych. Liczba n, nazwana główną 
liczbą kwantową, określa numer orbity 
stacjonarnej elektronów w atomie liczonej od 
orbity o najmniejszym promieniu. 
Emisja lub absorpcja energii następuje tylko 
podczas przejścia elektronu z jednej orbity 
stacjonarnej na drugą, a energia 
wypromieniowanego bądź pochłoniętego 
kwantu promieniowania elektromagnetycznego 
równa jest wartości bezwzględnej różnicy 
energii stanu końcowego Ek i początkowego 
Ep: 
|Ek – Ep| = hν 
gdzie ν – częstotliwość wyemitowanej bądź 
pochłoniętej fali elektromagnetycznej. 
 
 
 
Na podstawie założeń Bohra można wyznaczyć 
promienie orbit stacjonarnych. 
W atomie wodoru H na elektron o masie m 
poruszający się po orbicie kołowej wokół jądra 
działa siła dośrodkowa: 
F = mV2/r 
gdzie F - siła dośrodkowa, m - masa elektronu, 
V - prędkość elektronu, r - promień orbity 
elektronu. 
Siła ta wynika z oddziaływania 
coulombowskiego między ładunkami elektronu 
i jądra:  
F = e2/(4 π ε0 r2) 
gdzie F - siła oddziaływania elektronu z jądrem 
atomowym, e - ładunek elementarny e = -
1,6·10–19 C, ε0 - przenikalność elektryczna 
próżni ε0 = 8,85·10-12 F/m, r – odległość 
między elektronem a jądrem atomowym. 
 
Przekształcając wzór z pierwszego postulatu 
Bohra: mVr = nh/2π, uzyskuje się wzór na 
prędkość elektronu na dowolnej orbicie 
stacjonarnej: 
V = nh/(2 πrm) 
Podstawiając otrzymany wzór do zależności 
siły dośrodkowej i siły Coulomba otrzymuje się 
wzór na promień dowolnej orbity elektronu w 
atomie wodoru: 
rn = ε0 h2n2/(πme2) 
gdzie rn – promień n-tej orbity elektronu, ε0 – 
przenikalność elektryczna próżni, h – stała 
Plancka, n – główna liczba kwantowa, m – 
masa elektronu, e – ładunek elementarny. 
Stosując podobną analogię można wyznaczyć 
całkowitą energię elektronu znajdującego się na 
dowolnej orbicie stacjonarnej. Energia 
całkowita elektronu w atomie wodoru jest sumą 
jego energii kinetycznej: 
Ek = mV2/2 
I potencjalnej: 
Ep = -e2/ (4 π ε0 r) 
Energia calkowita jest suma tych energii: 
Ec = Ek + Ep = mV2/2 - e2/ (4 π ε0 r) 
Po wykorzystaniu w powyższym wzorze 
zależności opisanej w pierwszym postulacie 
Bohra otrzymuje się ostateczny wzór na 
energię całkowitą elektronu znajdującego się na 
n-tej orbicie atomu wodoru: 
 
En = -me4/ (8h2 ε02)*1/n2 
 
V 6 
Wyznacz energie kinetyczna elektronu 
wybitego z plytki potasowej, jeśli dlugosc fali 
promieniowania wynosi 400nm, a praca 
wyjscia dla potasu wynosi 223 kJ/mol. 
(h=6,62*10-34 J/s). 
 
Energia calkowita elektronu jest opisana 
wzorem: 
Ec = Ek + W 
Gdzie Ec = hν = h*c/λ, czyli: 
Ek = h*c/λ – W 
 

 

6 

 
W = 223 kJ/mol 
1 mol = 6,022 * 10 23 czast. 
W = 3,7031 *10-22 kJ = 3,7031 *10-19 J 
λ = 400nm = 400 *10-9 m 
 
Ek = (6,626 * 10-34* 299 792 458/400*10-9) – 
3,7031*10-19 
Ek = 1.26296 * 10-19 J 
 
Odp: Energia kinetyczna tego elektronu wynosi 
1,26296 * 10-19 J. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. Czym rózni sie opis materii na poziomie 
makroskopowym i na poziomie 
mikroskopowym?  
2. Jakie znamy rodzaje promianiowania 
jądrowego, jak możemy je 
scharakteryzować? 
3. Jakie sa podstawowe składniki materii, w 
jaki sposób dzielimy cząstki elementarne? 
4. Jak przebiega rozpad swobodnego 
nautronu? 
5. Na czym polegał eksperyment z czastkami 
alfa i folia ze złota? Jakie wnioski mozna 
wyciagnac z tego eksperymentu? ( 
eksperyment Rutherforda) 
6. Jak jest rola protonów i neutronów w 
jądrze atomowym? Jakie są warunki 
trwałości jądra atomowego? 
7. Jakie są skutki wypromieniowania 
określonego rodzaju promieniowania 
jądrowego dla jądra atomowego, które je 
wypromieniowało? 
8. Jakie są na poziomie atomowym skutki 
oddziaływania promieniowania jądrowego z 
materią? 
9. W jaki sposób jądro atomowe może 
zmniejszyć stosunek liczby protonów do 
liczby neutronów? 
10. W jaki sposób powstają sztuczne źródła 
promieniotwórcze? 
11. Jak powstaje i czym się charakteryzuje 
reakcja łańcuchowa? 
12. Jak ilościowo opisujemy szybkość 
rozpadu promieniotwórczego? Jakie 
parametry są z nim związane? 
13. Jak jest zdefiniowana i skąd pochodzi 
energia wiązania nukleonów w jądrze 
atomowym. 
14.Oblicz energię wydzielającą się przy 
powstawaniu 10 jąder atomowych berylu: 
15.Co to są i jakie znamy szeregi 
promieniotwórcze: 
16.Opisać przebieg poszczególnych zmian w 
szeregu uranowo-radowym (uranowo-
aktynowym , torowym, neptunowym) 
17. W jaki sposób przebiega synteza He w 
gwiazdach: 
17A. Zdefiniuj pojecie amsy atomowej 
pierwiastka chemicznego? 
18. Czym róznią sie i od czego zaleza 
poszczególne serie widmowe w widmie 
promieniowania elektromagnetycznego 
wydzielanego przez atom wodoru? 
19. Wyznacz promień dla n-tej orbity Bohra, 
dla elektronu w atomie wodoru. 
20. Jak przebiegał i czego dowodził 
eksperyment Franck'a Hertz'a? 
21. Scharakteryzuj model Bohra-
Sommerfelda. 
22. Jakie znaczenie ma zakaz Pauliego, gdy 
jest on zastosowany do elektronów w 
atomie? 
23. Jak zakaz Pauliego wpływa na 
pojemność poszczególnych powłok i 
podpowłok elektronowych? 
24. Czym charakteryzuje się i jak opisujemy 
prostą falę sinusoidalną rozchodzącą się w 
ośrodku jednowymiarowym? 
25. Opisz podstawowe zjawiska związane z 
rozchodzeniem się fali (lub fal) w ośrodku. 
prostoliniowe rozchodzenie się fali w 
ośrodkach jednorodnych; 
26. Jakie są falowe właściwości 
promieniowania elektromagnetycznego? 
27. Co to jest kwant energii promieniowania 
elektromagnetycznego i jak go wyrażamy? 
28. Na czym polega zjawisko fotoelektryczne 
(zewnętrzne) i jakie wnioski z niego 
wynikają? 
29. Wyznacz energię kinetyczną elektronu 
wybitego z płytki potasowej, jeśli długość fali 
promieniowania wynosi 400nm, a praca 
wyjścia dla potasu wynosi 223kJ/mol. 
(h=6,62*10-34 J/s) 
30. Na czym polega zjawisko Comptona, 
związane z przejściem promieniowania 
rentgenowskiego przez płytkę grafitową? 
Jakie wnioski z niego wynikają? 
31.  Co dla opisu zachowania się elektronów 
w atomie oznacza zasada nieoznaczoności 
Heisenberga?  
32.  Czego dotyczy i jak zapisujemy hipotezę 
de Broglie’a? 

33.  W jaki sposób wyprowadzamy równanie 
Schrodingera z ogólnego równania ruchu 
falowego? 
34.  Jakie warunki musi spełnić funkcja 
falowa będąca rozwiązaniem r. 
Schrodinegra, aby mogła być wykorzystana 
do opisu zachowania się elektronu w atomie? 
35. W jaki sposób energia elektronu zależy 
od liczb kwantowych w przypadku atomu 
zawierający tylko jeden elektron? 
36.Co to są części radialne i kątowe funkcji 
falowych i jak je uzyskujemy? 
37.  Jaki jest związek między wartością 
funkcji falowej w określonym miejscu w 
przestrzeni a prawdopodobieństwem 
znalezienia tam elektronu? 
38. Co to jest gęstość prawdopodobieństwa 
znalezienia elektronu i jaki jest jej związek z 
rozwiązaniami równania Shondlingera 
39. Jaki mają przebieg i od jakich 
parametrów zależą części kątowe funkcji 
falowej dla elektronu w atomie wodoru? 
40. Jak zależy prawdopodobieństwo 
znalezienia elektronu od odległości od jądra 
atomowego w zależności od wartości licz 
kwantowych? 
41. JAKIE SĄ KSZTAŁTY ORBITALI 
NALEŻĄCYCH DO POWŁOKI L? 
42. W jaki sposób energia elektronu zależy 
od liczb kwantowych w przypadku atomów 
zawierających wiele elektronów? 
43. Czego dotyczy i jak brzmi AUFBAŁ? 
44. Jakie konsekwencje dla konfiguracji 
elektronów w atomie mają zasady 
PAULIEGO i HUNDAE 
45. Jak definiujemy energię jonizacji i jak 
ona zależy od położenia w układzie 
okresowym? 
46. W jaki sposób opisuje się powstawanie 
orbitali molekularnych? 
47. Jakie są różnice pomiędzy orbitalami 
atomowymi i cząsteczkowymi? 
48. Jakie są cechy wspólne orbitali 
atomowych i cząsteczkowych? 
49. Jak energia orbitali molekularnych 
zależy od odległości pomiedzy atomami? 
50. Opisz przypadki tworzenia cząsteczki 
dwuatomowej homojądrowej dla 
pierwiastków ktróch powłoką walencyjną 
jest powłoka K(L) 
51. Scharakteryzuj możliwe kształty orbitali 
wiążących i antywiążących powstającyh w w 
yniku nakładania się orbitali atomowych 
jednakowego typu 
52. Opisz efekty nakładania sie orbitali 
atomowych odmiennych typów 
53. W jaki sposób poziomy energetyczne 
orbitali cząsteczkowych homojądrowych 
cząsteczek pierwiastków okresu drugiego 
zależą od liczby atomowej? 
54. Określ (zapisz i przedstaw na diagramie) 
konfigurację elektronową cząsteczki Li2 
(Be2, B2, C2, N2, O2, F2). (wszystkie 
przykłady w wykładzie VIII rozrysowane). 
Li2  
55. Wyjaśnij na podstawie wyglądu i 
charyzmy p. Żukowskiego dlaczego jest 
starym kawalerem. 
56. Jak różnica poziomów energetycznych 
orbitali atomowych wpływa na powstawanie 
orbitali cząsteczkowych w cząsteczkach 
heterojądrowych? 
57. Co to jest moment dipolowy i jak go 
wyznaczamy? 
58. Jak okreslac wartość momentu 
dipolowego dla dowolnego wiązania 
pomiędzy A-B ? 
59. Zdefiniuj pojęcie elektroujemności. 
60. Opisz sposób tworzenia skali 
elektroujemności wg Maullikena. 
61. Opisz sposób tworzenia skali 
elektroujemności wg Allereda i Rochowa 
62. W jaki sposób elektroujemność zmienia 
się w układzie okresowym? 
63. Na czym polega hybrydyzacja orbitali 
atomowych w atomie centralnym cząsteczki? 
64. Opisz wybrane 4 typy hybrydyzacji:  
65. Porównaj orbitale powstające w wyniku 
hybrydyzacji z odpowiednimi orbitalami, z 
których powstały:  
66. Scharakteryzuj możliwe kształty 
cząsteczek, jeśli w atomie centralnym 
zachodzi hybrydyzacja sp3 : 
67. Scharakteryzuj możliwe kształty 
cząsteczek, jeśli w atomie centralnie 
zachodzi hybrydyzacja sp2 : 
68. Scharakteryzuj możliwe kształty 
cząsteczek, jeśli w atomie centralnym 
zachodzi hybrydyzacja z udziałem orbitali 
podpowłoki d 
69.  Opisz metode VSEPR i podaj 
przykłady jej zastosowania 
70. Opisz możliwe geometrie cząsteczek dla 
których liczba przestrzenna przypisana do 
atomu centralnego wynosi 3, 4, 5, 6 
71. Charakteryzuj budowę cząsteczki C2H6 
(lub C2H4, C2H2) 
72.  Jakie są różnice pomiędzy wiązaniem 
kowalencyjnym zlokalizowanym a 
zdelokalizowanym? 
73.  Opisz budowę cząsteczki O3 (lub CO2, 
BF3, C3O2, C4H6, C6H6). 
74. Jakie są charakterystyczne właściwości 
cząsteczek związków organicznych, w 

których występują orbitale 
zdelokalizowane? 
75. Jak różnice w budowie odmian 
alotropowych węgla wpływają na ich 
właściwości? 
76. Jakie są warunki powstawania wiązań 
wodorowych? 
77. Opisz budowę HF2- 
78. Opisz przypadki powstawanie mostków 
wodorowych między cząsteczkami związków 
organicznych. 
79. Opisz przypadki powstawania mostków 
wodorowych między cząsteczkami związków 
nieorganicznych. 
80. Jak obecność wiązań wodorowych 
wpływa na właściwości fizyczne substancji? ( 
ciepło parowania, temperatura wrzenia) 
81. Przykladowe proste ligandy i spos w jaki 
lacza sie z atomem centralnym w zwiazku 
kompleksowym. 
82. Podstawowe cechy budowy zwiazkow 
kompleksowych: 
83. Charakterystyka budowy ligandow 
wielokleszczowych na przykladach 
rozniacych sie iloscia mozliwych wiazan 
84. Czym jest EDTA i jakie ma zastosowania 
? 
85. Kiedy występuje i na czym polega 
izomeria optyczna w kompleksach 
oktaedrycznych? 
86. Omów oddziaływanie pola ligandów na 
orbitale d atomu centralnego 
87. Pzedstaw zależność energi jonizacji od 
położenia pierwiastka w układzie 
okresowym 
88. Zdefiniuj powinowactwo elektronowe i 
opisz jego zmienność w układzie okresowym 
89.Opisz oddziaływanie pary jonów 
tworzących strukturę ciała stałego. 
90. czym jest i od czego zależy energia 
sieciowa. 
91. Jaka jest zależność makroskopowych 
właściwości substancji o budowie jonowej od 
jej cech na poziomie atomowym? 
 
ROZWIĄZANIA NIEKTÓRYCH ZADAŃ 
OBLICZENIOWYCH: