Prof. dr hab. Andrzej L. Małecki 

Wydział Inżynierii Materiałowej i Ceramiki 

Katedra Chemii Nieorganicznej 

materiały do wykładów 

cz. II 

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI

 

podsumowanie (1) 

metale w związkach chemicznych występują na dodatnich 

stopniach utlenienia (+1 do +8) 

METAL 

kwas beztlenowy 

kwas tlenowy 

sól + wodór 

brak reakcji 

sól + produkty 

redukcji kwasu 

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI

 

podsumowanie (2) 

METALE 

WODORKI 

H

2

 

METALE 

tlenki

  (O

2-

)

 

 

nadtlenki

  (O-O)

2-

 

ponadtlenki

  (O-O)

-

 

O

2

 

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI

 

reakcje metali z węglem 

METALE 

WĘGLIKI 

C 

acetylenki  Me

(+)

 (C

hC)

2-

     (sp) 

węgliki o strukturze analogicznej do grafitu  (sp

2

) 

węgliki o strukturze analogicznej do diamentu  (sp

3

) 

węgliki o strukturze analogicznej do sieci metalu 

węgliki o strukturze analogicznej do grafitu  (sp

2

) 

węgliki o strukturze analogicznej do diamentu  (sp

3

) 

WĘGLIKI METALI - przykłady 

acetylenki (C

hC)

2-

 

CaC

2

, MgC

2

 

węgliki o strukturze grafitu 

C

8

Br, C

x

O

y

 („tlenek grafitu”) 

węgliki o strukturze diamentu  SiC, Al

4

C

3

 

węgliki o strukturze metalu 
 

TiC, VC 

LITOWCE 

Reaktywne  miękkie  metale  o  niskich  temperaturach  topnienia, 
małej gęstości i silnych właściwościach redukujących, tworzące w 
związkach kationy M

+

, otrzymywane drogą elektrolizy stopionych 

soli. 

Li, Na, K, Rb, Cs, 

Fr 

ns

1

 

0

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.9

pote

nc

jał

 jon

iz

ac

ji

     

/aJ

Li

Na

K

Rb

Cs

POTENCJAŁ JONIZACJI 

reaktywność 

0

50

100

150

200

250

300

r

(at), 

r

(jon

)    

 /

p

m

Li

Na

K

Rb

Cs

atomowe

jonowe

LITOWCE 

PROMIENIE ATOMOWE 

I JONOWE 

LITOWCE - reakcje 

Li, Na, K 

Li

2

O 

Na

2

O+Na

2

O

2

 

K

2

O

2

 

O

2

 

LiN 

N

2

 

LiOH, NaOH, KOH 

H

2

O 

Li

2

C

2

 

C 

LiCl, NaCl, KCl 

Cl

2

 

LiH, NaH, KH 

H

2

 

sole + H

2

 

kwasy tlenowe 

i beztlenowe 

BERYLOWCE 

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, 

Ra 

Lekkie  metale,  których  reaktywność  wzrasta  ze  wzrostem 
liczby  atomowej.  W  związkach  najczęściej  tworzą  jony  M

2+

 

(za  wyjątkiem  berylu,  który  nie  tworzy  takiego  jonu 
odbiegając 

swoimi 

właściwościami 

od 

pozostałych 

pierwiastków tej grupy). 

Be 

Cl 

Cl 

s 

s 

Cl

-

 

Mg

2+

 

Cl

-

 

ns

2

 

0

0.2

0.4

0.6

0.8

1

1.2

1.4

1.6

pote

nc

jał

 jon

iz

ac

ji

     

/aJ

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

BERYLOWCE 

reaktywność 

POTENCJAŁ JONIZACJI 

BERYLOWCE - reakcje 

Mg, Ca, Ba 

Mg(OH)

2

, Ca(OH)

2

, 

Ba(OH)

2     

(+ H

2

) 

H

2

O 

MgO, CaO, BaO 

O

2

 

MgH

2

, CaH

2

, BaH

2

 

H

2

 

Mg

3

N

2

, Ca

3

N

2

, Ba

3

N

2 

N

2

 

MgC

2

, CaC

2

, BaC

2

 

C 

sole + H

2

 

kwasy tlenowe 

i beztlenowe 

PIERWIASTKI BLOKU d

 

Pierwiastki  metaliczne,    różniące  się  na  ogół  wysokimi 
temperaturami topnienia i gęstością, występujące w związkach 
na różnych stopniach utlenienia.  

konfiguracja elektronowa: 

ns

2(1)

(n-1)d

x

  

(x

g4 lub 9 oraz g ns

2

(n-1)d

10 

) 

konfiguracja elektronowa: 

ns

2

(n-1)d

10

  

pierwiastki przejściowe 

cynk, kadm, rtęć 

120

140

160

180

200

0

5

10

15

p

ro

m

ie

n

ie

 a

to

m

o

w

e

  

  

/p

m

4 okres

5 okres
6 okres

PIERWIASTKI BLOKU d

 

promienie atomowe 

PIERWIASTKI BLOKU d 

stopnie utlenienia 

Sc 

III 

Ti 

II-IV 

V 

II-V 

Cr 

II-VI 

Mn 

II-VII 

Fe 

II 

III 

Co 

II 

III 

Ni 

II 

III 

Cu 

I 

II 

Zn 

II 

Y 

III 

Zr 

II-IV 

Nb 

III-V 

Mo 

II -VI 

Tc 

Ru 

III,IV 
VI-VIII 

Rh 

III,IV 

VI 

Pd 

II 
IV

 

Ag 

I 

Cd 

II 

La 

III 

Hf 

IV 

Ta 

IV 

W 

II -VI 

Re 

III-VII 

Os 

III,IV 
VI-VIII 

Ir 

III,IV 

VI

 

Pt 

II 
IV 

Au 

I 

III 

Hg 

I 

II 

PIERWIASTKI BLOKU d 

charakterystyczne właściwości 

Tworzenie tzw. związków kompleksowych wynikające z istnienia 
niezapełnionych  orbitali typu d. 

Zmienność  stopnia  utlenienia  przejawiająca  się  w  częstym 
udziale jonów tych metali w reakcjach utleniania i redukcji. 

Zdolność do tworzenia wielu związków niestechiometrycznych 
(wodorki, węgliki, azotki, siarczki, tlenki). 

Wzrost właściwości kwasowych ze wzrostem stopnia utlenienia 
jonu. 

DEFEKTY PUNKTOWE 

Zburzenia regularności sieci krystalicznej o rozmiarach rzędu 
rozmiarów  elementów  tworzących  kryształ  (jonów,  atomów 
lub cząsteczek) to.... 

atomowe 

elektronowe 

dotyczą  całego  atomu, 
jonu lub cząsteczki 

dotyczą  wyłącznie  sytuacji 
związanych  z  zachowaniem  się 
elektronu w sieci krystalicznej 

PRZYCZYNY NIESTECHIOMETRYCZNOŚCI 

DEFEKTY  ATOMOWE 

sieć

 

idealna 

DEFEKTY  ELEKTRONOWE 

sieć

 

idealna 

Ni

2+

 

Ni

3+

 

ATOMOWE DEFEKTY PUNKTOWE 

defekt Schottky’ego 

wakancja 

kationowa 

wakancja 
anionowa 

sieć

 

idealna 

kation 

anion 

ATOMOWE DEFEKTY PUNKTOWE 

defekt Frenkla 

sieć

 

idealna 

kation 

anion 

kation 

międzywęzłowy 

wakancja 

kationowa 

PIERWIASTKI BLOKU d 

właściwości

 

kwasowe

 amfoteryczne i 

zasadowe 

Sc 

III 

Ti 

II 

III 

IV 

V 

II 

III 

IV 

V 

Cr 

II 

III 

IV 

VI 

Mn 

II 

IV 

VII 

Fe 

II 

III 

Co 

II 

Ni 

II 

Cu 

I 

II 

Zn 

II 

Zr 

IV 

Mo 

VI 

Ru 

VII 

Ag 

I 

Cd 

II 

W 

VI 

Re 

VII 

Pt 

IV 

Hg 

II 

ŻELAZO Fe 

właściwości fizyczne i chemiczne 

Żelazo jest srebrzystoszarym, ciągliwym i kowalnym metalem o 
gęstości  7,9  g  cm

-3

,  topiącym  się  w  temperaturze  ok.  1540°C. 

Występuje w trzech odmianach alotropowych.  

Żelazo otrzymuje się w tzw. procesie wielkopiecowym, w którym 
tlenki  żelaza  redukuje  się  koksem.  Użyty  węgiel  (koks)  jest 
paliwem  potrzebnym  do  podtrzymania  wysokiej  temperatury 
pieca,  reduktorem  tlenków  żelaza  i  wchodzi  w  skład  tzw. 
surówki.  

otrzymywanie: 

Fe

2

O

3

 

koks (C) 

koks (C) 

powietrze 

CO 

Fe + C (> 2%) 

surówka 

CO,CO

2

 

powietrze 

Fe + C (< 2%) 

stal 

CO,CO

2

 

Żelazo  jest  metalem  dość  aktywnym  chemicznie  w 
temperaturze  pokojowej.  Reaguje  po  ogrzaniu  z  siarką, 
fosforem, fluorowcami i parą wodną.  

ŻELAZO Fe 

właściwości chemiczne 

Fe 

FeS, Fe

2

S

3

 

FeP, Fe

3

P 

FeX

2

, FeX

3

 

FeO(OH)F

e(OH)

2

 

Fe(OH)

3

 

X=F

2

, Cl

2

, Br

2

, I

2

 

H

2

O 

siarka 

fosfor 

Żelazo  nie  reaguje  z  powietrzem  w  temperaturze  pokojowej, 
natomiast po ogrzaniu pokrywa się warstwą tlenków. Rozpuszcza 
się  w  kwasach  nieutleniających  i  rozcieńczonym  kwasie 
azotowym,  Żelazo  występuje  w  związkach  na  +2  i  +3  stopniu 
utlenienia.  

Żelazo  tworzy  związki  z  borem, 
węglem, azotem i krzemem.  

ŻELAZO Fe 

właściwości chemiczne (cd.) 

Fe 

FeB 

bor 

Fe

2

N,  Fe

4

N 

azot 

Fe

3

C 

węgiel 

FeSi 

krzem 

MIEDŹ Cu 

Miedź  jest  metalem  o  czerwono-różowej  barwie,  mało  aktywnym 
chemicznie.  Wykazuje  dobrą  ciągliwość  i  kowalność,  jest  też 
bardzo dobrym przewodnikiem elektryczności i ciepła.  

siarczki miedzi 

(rudy) 

tlenki miedzi 

miedź czarna 

(zanieczyszczona) 

miedź Cu 

powietrze 

redukcja 

rafinacja 

elektrolityczna 

otrzymywanie: 

właściwości fizyczne i chemiczne 

Miedź  z  powietrzem  w  temperaturze  pokojowej  reaguje 
powoli  pokrywając  się  cienką  warstwą  czerwonego  Cu

2

O.  W 

obecności  wilgoci  i  CO

2

  tworzy  się  zielona  warstwa 

hydroksowęglanów  (np.  Cu

2

(OH)

2

CO

3

),  chroniąca  miedź 

przed  dalszym  działaniem  innych  czynników  (patyna).  Miedź 
łatwo reaguje z fluorowcami tworząc odpowiednie halogenki. 
Miedź nie rozpuszcza się w kwasach beztlenowych. 

Miedź w związkach występuje na +1 i +2 stopniu utlenienia.

  

MIEDŹ Cu 

właściwości chemiczne 

BOROWCE 

B, Al, Ga, In, Tl

 

Borowce są pierwiastkami o zróżnicowanych właściwościach 
fizycznych i chemicznych. 

właściwości metaliczne 

B                 Al                Ga                  In                Tl 

niemetal 

najtrwalsze stopnie utlenienia i tworzone jony: 

B(+III)            Al

3+

              Ga

3+

             In

3+ (1+)

              Tl

+ (3+)

 

nie tworzy jonu B

3+

  

metal 

amfoteryczny 

ns

2

p

1

 

GLIN Al 

otrzymywanie:  

elektroliza stopionego Al

2

O

3

 (+Na

3

AlF

6

) 

Glin  jest  srebrzystobiałym,  kowalnym  i  ciągliwym  metalem, 
o 

własnościach  amfoterycznych,  gęstość  2,7  g/cm

3

, 

temperatura  topnienia  660°C.  W  związkach  chemicznych 
występuje przede wszystkim +3 stopniu utlenienia. 

podstawowe reakcje (ilustracja amfoteryczności): 

Al + HCl 

t AlCl

3

 + H

2

 

Al + NaOH + H

2

O 

t Na[Al(OH)

4

] + H

2

 

tetrahydroksoglinian sodu 

właściwości fizyczne i chemiczne 

GLIN Al 

glin łatwo reaguje z fluorowcami: 

Al + Br

2

 

t AlBr

3

 

......  metoda  wydzielania  metali  i  stopów  (np.  chromu, 
manganu,  żelaza)  z  tlenków  tych  metali,  wykorzystująca  ich 
reakcję z granulowanym lub sproszkowanym glinem. Znaczny 
efekt  cieplny  tej  reakcji  pozwala  na  wytopienie  wolnego 
metalu, na którego powierzchni pływa Al

2

O

3

. 

ALUMINOTERMIA 

Al + Cr

2

O

3

 

t Al

2

O

3

 + Cr 

Stężone kwasy utleniające (np. HNO

3

) nie reagują z glinem. 

właściwości  chemiczne 

GLIN Al 

reakcje 

Al 

brak reakcji 

powietrze, H

2

O    

< 800°C 

Al

2

O

3

 + AlN 

powietrze              

> 800°C 

Al

2

O

3

 

O

2

                

> 800°C 

AlP 

fosfor              

> 400°C 

Al

2

S

3

 

siarka  > 400°C 

AlCl

3

 

Cl

2

                 

100°C 

AlCl

3

+H

2

 

HCl 

NaAlO

2

+H

2

 

NaOH 

Al(CH

3

O)

3

 

CH

3

OH 

FORMY WYSTĘPOWANIA NIEMETALI

 

wodór 

woda, węglowodory i pochodne 

hel 

gaz ziemny, atmosfera 

bor 

boraks Na

2

B

4

O

7

·10H

2

O 

węgiel 

CO

2

, CH

4

, węglowodory, materia ożywiona,  

wapień CaCO

3

, dolomit CaCO

3

·MgCO

3

 

azot 

atmosfera (N

2

), azotany (saletry NaNO

3

, 

KNO

3

), materia ożywiona 

FORMY WYSTĘPOWANIA NIEMETALI

 

tlen 

O

2

 (atmosfera), woda i inne tlenki, sole kwasów 

tlenowych, wodorotlenki, materia ożywiona 

fluor 

fluoryt CaF

2

, apatyty Ca

5

(PO

4

)

3

(OH,F) 

neon 

 Ne (atmosfera) 

krzem 

SiO

2

 (kwarc), krzemiany, 

glinokrzemiany 

fosfor 

fosforyt Ca

3

(PO

4

)

2

, apatyty, materia ożywiona 

FORMY WYSTĘPOWANIA NIEMETALI

 

siarka 

S (siarka rodzima), siarczki (piryt FeS

2

, galena 

PbS, sfaleryt ZnS), siarczany (gips CaSO

4

·2H

2

O

 

, 

baryt BaSO

4

, anhydryt CaSO

4

, sól gorzka 

MgSO

4

), H

2

S, SO

2

 (wyziewy wulkaniczne)

 

chlor 

halit NaCl (pokłady i woda morska), sylwin KCl 

argon 

atmosfera 

arsen 

realgar As

4

S

4

, aurypigment As

2

S

3

, arsenopiryt 

FeAsS

3

 

FORMY WYSTĘPOWANIA NIEMETALI

 

brom 

woda morska (bromki) 

krypton  atmosfera 

jod 

woda morska (jodki) 

ksenon 

atmosfera 

OTRZYMYWANIE NIEMETALI 

wodór (1) 

1) elektroliza wody 

2) konwersja gazu wodnego: 

C + H

2

O = CO + H

2

 

C 

H

2

O 

(CO+H

2

) + H

2

O = CO

2

 + 2H

2

 

CO

2

 

H

2

 

H

2

O 

OTRZYMYWANIE NIEMETALI 

wodór (2) 

konwersja alkanów: 

reakcja metanu z tlenem: 

2CH

4

 + O

2

 → 2CO + 4H

2

 

OTRZYMYWANIE NIEMETALI 

tlen, azot, gazy szlachetne 

powietrze 

skroplenie 

destylacja frakcjonowana 

O

2

,

 

N

2

,

  

Ne, Ar, Kr, Xe 

CH

4

 + He 

gaz ziemny 

skroplenie 

metanu 

CH

4

 

He 

OTRZYMYWANIE NIEMETALI 

bor i krzem 

otrzymywanie boru: 

HBr

B

H

BBr

C

1600

1000

~

2

3





















B

MgO

Mg

O

B

C

700

500

~

3

2





















otrzymywanie krzemu: 

)

O

Al

,

MgO

,

CO

(

Si

SiO

3

2

2

Al

,

Mg

,

C

2







 



)

AlCl

,

KCl

,

NaCl

(

Si

SiCl

3

Al

,

K

,

Na

4







 



OTRZYMYWANIE NIEMETALI 

fluorowce 

fluor 

elektroliza stopionych fluorków 

chlor 

elektroliza stopionych chlorków 
elektroliza wodnych roztworów chlorków (NaCl) 

       brom 

elektroliza wodnych roztworów bromków 
wypieranie bromu: KBr + Cl

2

 

d KCl + Br

2

 

     jod 

wypieranie jodu: KI + Cl

2

 

d KCl + I

2 

WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE NIEMETALI 

stan skupienia:

     

gazy, ciecze, ciała stałe 

gęstość:

     

8,8·10

-6

 (H

2

)  -  4,93 (I

2

)  g·cm

-3

 

temperatura topnienia:

  

-255 (H

2

)  do  217°C (Se) 

temperatura wrzenia:

  

-269 (He)  do  685°C (Se) 

WODÓR – podstawowe właściwości 

Bezbarwny, pozbawiony zapachu gaz, złożony z cząsteczek H

2

. 

cząsteczki H

2

 występują w dwóch odmianach: 

ortowodór 

parawodór  

izotopy: 

 

 

)

tryt

(

T

H

),

deuter

(

D

H

),

prot

(

H

3

1

3

1

2

1

2

1

1
1

odmiany alotropowe:    

BRAK 







He

3

2

WODÓR – drogi wchodzenia w reakcje chemiczne 

H

2

 + X 

H – X   wiązanie typu 

s 

przeniesienie elektronu 

H 

t X      (H

+

X

-

) 

 

przeniesienie elektronu 

H 

b X      (X

+

H

-

)  

BOR 

Bor jest niemetalem występującym w Przyrodzie w postaci kwasu 
borowego H

3

BO

3

 i lub jego soli. Posiada 6 odmian alotropowych. 

B 

Si + B

2

O

3

 

SiO

2

 

B

2

O

3

 

O

2

 

700°C 

BF

3

 

F

2

 

20°C 

BCl

3

, BBr

3

, BI

3

 

X

2

 

>300°C 

BN 

N

2

   >900°C 

B

4

C 

CO 

>900°C 

B

2 

S

3

 

S

2

 

>700°C 

H

2

+ H

3

BO

3

 

H

2

O 

WĘGLOWCE 

C, Si, Ge, Sn, Pb 

Węglowce  są  pierwiastkami  o  zróżnicowanych  właściwościach 
fizycznych  i  chemicznych,  których  charakter  metaliczny 
wzrasta ze wzrostem liczby atomowej. 

niemetale 

metaloidy (półmetale) 

metale 

C 

Si 

Pb 

Ge 

Sn 

trwałość stopnia utlenienia: 

+2 

+4 

C            Si            Ge            Sn           Pb 

Pb         Sn            Ge            Si              C  

WĘGLOWCE - połączenia z wodorem 

Ge, Sn, Pb 

C 

Si 

węglowodory 

aromatyczne 

alicykliczne 

alifatyczne 

(łańcuchowe) 

silany 

Si

n

H

2n+2

 (n

15) 

XH

4

 

C 

C 

C 

nasycone   -C-C- 

nienasycone –C=C- lub -C

hC- 

WĘGIEL 

Pierwiastek 

niemetaliczny 

posiadający 

różne 

odmiany 

alotropowe:  diament,  grafit,  węgiel  bezpostaciowy,  fullereny  i 
grafen. 

diament                            grafit 

sp

2

 

sp

3

 

fulleren C

60

 

GRAFEN 

WĘGIEL – podstawowe związki 

cyjan 

Hg(CN)

2

 

t Hg + C

2

N

2

 

HCN 

+H

2

S 

-HgS 

cyjanowodór 

+H

2

O 

HCN

aq

 

kwas 

cyjanowodorowy 

X

2

  (X – Cl, Br, I) 

kwas izocyjanowy 

kwas tiocyjanowy 

KRZEM 

Metaloid mało reaktywny w niskich temperaturach. Drugi co do 
rozpowszechnienia  pierwiastek  na  Ziemi  (15%),  występujący 
praktycznie we wszystkich skałach w postaci SiO

2

, krzemianów 

i glinokrzemianów. 

otrzymywanie: 

MgO

Si

SiO

Mg

2







Si

SiF

SiO

Al

,

K

,

Na

4

HF

2





 







KRZEM - reakcje 

Si 

MgSi 

Mg 

SiO

2

, (SiO) 

O

2

 

SiF

4

, SiCl

4

, SiBr

4

, SiI

4 

F

2

, Cl

2

, Br

2

, I

2

 

SiHCl

3

, SiHBr

3

, SiHI

3 

HCl, HBr, HI 

Si

3

N

4

 

N

2

 

Na

2

SiO

3

 

-H

2

  +NaOH 

SiS

2

 

S

2

 

SiC 

C 

AZOTOWCE 

Pierwiastki  o  umiarkowanej  elektroujemności,  których 
charakter metaliczny rośnie ze wzrostem liczby atomowej. Nie 
tworzą prostych anionów, a jedynie bizmut tworzy kation Bi

3+

. 

N, P, As, Sb, Bi 

ns

2

p

3

 

Cechą charakterystyczną jest tworzenie jonów:  









4

4

4

4

SbH

,

AsH

,

PH

,

NH

AZOT – podstawowe właściwości 

N 

N 

p 

p 

Bezbarwny,  bezwonny  gaz  o  niskiej  reaktywności  chemicznej, 
która  wynika  z  dużej  energii  wiązania  chemicznego.  Jest 
podstawowym składnikiem powietrza (ok.78%). Należy do tzw. 
biopierwiastków  wchodząc  w  skład  białek  i  kwasów 
nukleinowych. 

otrzymywanie: 

destylacja skroplonego powietrza (skala techniczna) 

rozkład termiczny NH

4

NO

2

 

t N

2

 + H

2

O (skala laboratoryjna) 

AZOT –  reakcje 

N

2

 

azotki 

różne 

pierwiastki 

>200°C 

międzywęzłowe 

Ti, Zr, W 

jonowe (N

3-

) 

Li

3

N, Mg

3

N

2

 

kowalencyjne 

Si

3

N

4

, P

3

N

5

 

NO, NO

2

, N

2

O

4

 

N

2

O, N

2

O

3

, N

2

O

5 

O

2

   > 300°C 

bezpośrednio 

O

2

 

pośrednio 

NH

3

, N

2

H

4 

H

2

 

FOSFOR – podstawowe właściwości 

Pierwiastek  o  średnim  rozpowszechnieniu  na  Ziemi  (0,19%), 
występujący  wyłącznie  w  postaci  związków  zawierających 
metale i tlen (np. Ca

3

(PO

4

)

3

).  

Fosfor  posiada  cztery  odmiany  alotropowe,  fosfor  biały,  czerwony, 
fioletowy i czarny. Odmiana biała jest bardzo reaktywna chemicznie. 

otrzymywanie - prażenie fosforytów z piaskiem i węglem: 

Ca

3

(PO

4

)

2

 + SiO

2

 

t CaSiO

3

 + P

4

O

10

 

P

4

O

10

 + C 

t P

4

 + CO 

FOSFOR – reakcje 

P 

P

2

O

3

, P

2

O

5

 

P

4

O

6

, P

4

O

10 

kwasy fosforowe 

PH

3

 

PCl

3

, PBr

3

 

fosforki 

Ca

3

P

2

, Ni

3

P, CoP

3

 

O

2

 

H

2

O 

Cl

2

, Br

2

 

metale 

H

2

 

TLENOWCE 

O, S, Se, Te, 

Po 

ns

2

p

4

 

Aktywne  pierwiastki  o  charakterze  niemetalicznym  (O,S), 
półmetalicznym (Se,Te) lub metalicznym (Po). 

Wszystkie tlenowce tworzą 
trwałe aniony X

2-

. 

Mimo  znacznej  aktywności 
chemicznej, 

tlen 

i 

siarka 

występują w stanie wolnym, co 
jest 

wynikiem 

procesów 

geologicznych 

(siarka) 

lub 

biologicznych (tlen). 

TLEN – podstawowe właściwości 

Bezbarwny  gaz  (temperatura  wrzenia:  -183°C),  bez  zapachu, 
złożony  z  cząsteczek  O

2

.  Jest  najbardziej  rozpowszechnionym 

pierwiastkiem na Ziemi (47,2%). 

odmiany alotropowe:     

O

2

,   O

3

 

ditlen 

tritlen (ozon) 

izotopy: 

16

O (99,8%), 

17

O, 

18

O 

STRUKTURA OZONU 

O 

.. 

.. ..

 

O 

.. 

.. ..

 

O 

.. 

.. ..

 

.. 

O 

..

 

O 

.. 

.. ..

 

O 

.. 

..

 

p 

. 

O 

..

 

O 

.. 

.. ..

 

O 

.. 

..

 

p 

. 

- 

+ 

O 

.. 

O 

.. 

.. ..

 

O 

.. 

..

 

p 

- 

+ 

struktury rezonansowe cząsteczki ozonu 

DROGI REAKCJI TLENU 

tworzenie jonu tlenkowego O

2- *) 

 

tworzenie jonu nadtlenkowego (O-O)

2-

 

tworzenie jonu ponadtlenkowego (O-O)

-

 

*)

 faktycznie lub formalnie

 

O + 2e

-

 

t O

2-

 









2
2

2

O

e

2

O









2

2

O

e

O

tworzenie jonu tlenowego 

O - 2e

-

 

t O

2+

 

E

 

1s

 

2s

 

2p

 

1s

2

2s

2

2p

4 

Budowa jonu tlenkowego O

2-

 

atom tlenu 

E

 

1s

 

2s

 

2p

 

1s

2

2s

2

2p

6 

jon tlenkowy O

2-

 

E

 

s

2

s

*

s

2

s

z

p

2

s

x

p

2

p

y

p

2

p

*

p

x

2

p

*

p

y

2

p

*

z

p

2

s

E

 

s

2

s

*

s

2

s

z

p

2

s

x

p

2

p

y

p

2

p

*

p

x

2

p

*

p

y

2

p

*

z

p

2

s

cząsteczka O

2

 

jon nadtlenkowy (O-O)

2-

 

Budowa jonu nadtlenkowego (O

2

)

2-

 

E

 

s

2

s

*

s

2

s

z

p

2

s

x

p

2

p

y

p

2

p

*

p

x

2

p

*

p

y

2

p

*

z

p

2

s

E

 

s

2

s

*

s

2

s

z

p

2

s

x

p

2

p

y

p

2

p

*

p

x

2

p

*

p

y

2

p

*

z

p

2

s

cząsteczka O

2

 

jon ponadtlenkowy (O-O)

-

 

Budowa jonu ponadtlenkowego (O

2

)

-

 

SIARKA 

Niemetal barwy żółtej, nierozpuszczalny 
w 

wodzie, 

występujący  w  kilku 

odmianach  alotropowych,  z  których 
najważniejszymi  są  siarka  rombowa, 
jednoskośna i plastyczna. 

Jednostką strukturalną w odmianach 
siarki jest cząsteczka S

8

 

siarka 

rombowa 

siarka 

jednoskośna 

96°C 

siarka ciekła 

113°C 

siarka plastyczna 

szybkie chłodzenie 

ogrzewanie 

SIARKA - reakcje 

S 

SO

2

 

O

2

 

SO

3

 

O

2

 

halogenki 

tionylu SO

2+

 

SOX

2

 

X

2

 

halogenki 

sulfurylu 

SO

2

X

2

 

X

2

 

SF

2

, SCl

2

, S

2

F

2

, S

2

Cl

2

, 

SF

4

, SCl

4

, SF

6

, SCl

6

 

X

2

 

H

2

S, H

2

S

2

 

H

2

 

siarczki M

x

S

y

 

M 

CS

2

 

C 

H

2

SO

3

 

H

2

O 

H

2

SO

4

 

H

2

O 

FLUOROWCE 

HALOGENY 

F, Cl, Br, I, 

At 

ns

2

p

5

 

Niemetaliczne pierwiastki o dużych 
elektroujemnościach i wynikającej z 
tego znacznej reaktywności. 

Wszystkie  tworzą  jony  X

-

.  Za 

wyjątkiem  fluoru  występują 
także  na  dodatnich  stopniach 
utlenienia z zakresu +1 do +7. 

otrzymywanie: 

elektroliza 

stopionych 

halogenków 

lub 

wypieranie mniej aktywnych fluorowców przez 
bardziej aktywne 

KBr + Cl

2

 

t KCl + Br

2

 

FLUOR 

Praktycznie bezbarwny gaz, o przenikliwym zapachu i dużej 
aktywności chemicznej. 

Jest  najaktywniejszym  pierwiastkiem  dlatego  otrzymać  go 
można wyłącznie przez elektrolizę w środowisku bezwodnym. 
W praktyce prowadzi się elektrolizę mieszaniny HF+KF. 

Fluor  reaguje  z  większością  substancji  organicznych  i 
nieorganicznych  już  w  temperaturze  pokojowej,  tworząc 
związki typu: 

M

+

 

F

-

 

F 

- 

- 

- 

-                                           

- 

- 

- 

+ 

+ 

+ 

+ 

+ 

M 

s 

CHLOR 

Żółto-zielony  gaz  o  gęstości  większej  ok.  2,5  razy  od  gęstości 
powietrza. Jest pierwiastkiem bardzo aktywnym chemicznie. 

otrzymywanie: 

elektroliza stopionych chlorków 

utlenianie chlorków: 

Cl

-

 + MnO

2

 + H

+

 

t Cl

2

 + Mn

2+

 + H

2

O 

W  związkach  chlor  występuje  na  –1,  +1,  +4,  +6  i  +7  stopniu 
utlenienia.  W  związkach  o  wiązaniu  kowalencyjnym 
występuje w tetraedrycznym stanie walencyjnym (sp

3

). 

utleniacz 

Najważniejsze pochodne chloru 

Cl 

HCl 

H

2

 

kwas solny HCl

aq

 

H

2

O 

Cl

2

O, ClO

2

, ClO

3

, Cl

2

O

7

 

O

2

 

kwasy tlenowe 

HClO, HClO

2

, HClO

3

, HClO

4

 

H

2

O 

chlorki (Cl

-

) 

metale 

GAZY SZLACHETNE 

występowanie: 

He – atmosfera, gaz ziemny 

Ne, Ar, Kr, Xe - atmosfera 

zawartość w atmosferze: 

Ar – 0,93% 

Ne – 0,0018% 

Kr – 0,0011% 

He – 0,0005% 

Xe – 0,000008% 

Rn

Ra

222

86

226

88







GAZY SZLACHETNE 

reakcje chemiczne 

znany jest jeden związek kryptonu KrF

2

: 

2

C

180

2

KrF

F

Kr



 









Ksenon tworzy szereg połączeń w bezpośredniej reakcji z 
fluorem: 

6

4

2

C

250

2

XeF

XeF

XeF

F

Xe







 







w XeF

4

 i XeF

6

  reakcji z wodą tworzą tlenek ksenonu(VI) 

będący bezwodnikiem kwasu ksenonowego(VI) H

2

XeO

4

: 

3XeF

4

 + 6H

2

O = XeO

3

 + 2Xe + 1,5O

2

 + 12HF 

XeF

6

 + 3H

2

O = XeO

3

 + 6HF 

ZWIĄZKI 

CHEMICZNE 

NIEORGANICZNE 

ORGANICZNE 

DALSZE SYSTEMY KLASYFIKACJI 

wodorki 

połączenia z 

tlenem 

kwasy 

zasady 

sole 

związki 

kompleksowe 

ZWIĄZKI 

NIEORGANICZNE 

x

Y

 < x

H

 (2,20)       

YH

n

  

x

Y

 > x

H

 (2,20)        

H

n

Y

 

jonowe 

kowalencyjne 

metaliczne 

WODORKI JONOWE 

MH

      (M: Li, Na, K, Rb, Cs) 

MH

2

     (M: Ca, Sr, Ba) 





2

C

700

500

2

MH

MH

H

M

















H

-

 

M

2+

 

H

-

 

M

+

 

H

-

 

budowa: 

otrzymywanie: 

WODORKI JONOWE 

podstawowe właściwości 

występowanie w stanie stałym lub ciekłym 

małe ciepła tworzenia (< 100 kJ mol

-1

) 

duża reaktywność w stosunku do donorów protonów 

M

+

H

-

   +   H

+

X

-

   =   MX + H

2

 

donor protonu 

(kwas) 

LiH + HCl = LiCl + H

2

 

przykład: 

WODORKI 

KOWALENCYJNE (1) 

podstawowe właściwości 

występowanie przede wszystkim w stanie gazowym 
lub ciekłym, rzadziej w stałym; 

reaktywność i charakter chemiczny wodorków 
kowalencyjnych zależy od polaryzacji wiązania X-H;  

wyróżnia się dwa rodzaje wodorków kowalencyjnych: 

X

(-)

-H

(+)

                         X

(+)

-H

(-)

 

HCl, H

2

O, H

2

S 

SiH

4

, B

2

H

6

, MgH

2

 

w wodorkach X

(-)

-H

(+) 

  wodór ma zwykle charakter kwasowy 

np. HCl (tendencja do oddawania protonu H

+

 ) 

w wodorkach

 

X

(+)

-H

(-)

 wodór ma charakter zasadowy 

np. SiH

4

 (tendencja do pobierania protonu H

+

) 

SiH

4

  +  2H

2

O  =  SiO

2

  +  4H

2

 

WODORKI 

KOWALENCYJNE (2) 

HCl  +  NaOH  = NaCl  + H

2

O 

Amoniak NH

3

 

otrzymywanie: 

N

2

 + 3H

2

 

 2NH

3

 

(metoda przemysłowa) 

NH

4

Cl + Ca(OH)

2

 

d NH

3

 + CaCl

2

 + H

2

O 

(metody laboratoryjne) 

N 

H 

H 

H 

Amoniak NH

3

  

właściwości fizyczne i chemiczne (1) 

bezbarwny gaz o charakterystycznym zapachu, łatwo ulegający 
skropleniu  na  bezbarwną  ciecz,  w  której  NH

3

  dysocjuje  wg 

równania: 







2

4

3

NH

NH

NH

2





jon 

amonowy 

jon 

amidkowy 

jon amidkowy jest bardzo mocną zasadą (akceptorem protonów), 
mocniejszą niż OH

-

 

3

2

NH

H

NH









Amoniak NH

3

  

właściwości fizyczne i chemiczne (2) 

amoniak bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie (700 dm

3

 NH

3

 

w 1 dm

3

 wody w 20°C) 

w roztworze wodnym NH

3

 obserwuje się tworzenie 

jonów amonowych i wodorotlenkowych: 









OH

NH

O

H

NH

4

2

3



nie obserwuje się powstawania cząsteczek NH

4

OH 

w 0,1M roztworze NH

3

 tylko 1% cząsteczek tworzy jony amonowe 

Związki krzemu z wodorem – 

silany  

struktura 

silanów

 jest analogiczna do 

struktury węglowodorów nasyconych 

Si

n

H

2n+2

    

n

15 

otrzymywanie 

silanów

 prowadzi 

się w środowiskach bezwodnych 
i beztlenowych: 

2

n

2

n

NH

2

H

Si

HBr

Si

Mg

)

ciecz

(

3















Si 

Si 

Si 

H 

H 

H 

H 

H 

H 

H 

H 

Związki krzemu z wodorem – silany 

podstawowe właściwości 

wszystkie silany reagują gwałtownie z tlenem 
(powstaje SiO

2

 i H

2

O) 

w reakcji z wodą zachodzi hydroliza cząsteczkowa: 

SiH

4

 + H

2

O 

d SiO

2

·xH

2

O + H

2

 

SiH

4

 + HCl 

d SiClH

3

 + SiCl

2

H

2

 + SiCl

3

H 

chlorowcosilany 

powstawanie 

siloksanów

: 

H

3

Si - Cl + H – O – H + Cl – SiH

3

 

d H

3

Si – O – SiH

3

 + 2HCl 

w reakcji z fluorowcowodorami: 

WODORKI METALICZNE 

...to  związki  powstające  w  wyniku  egzotermicznych 
reakcji metali bloku d i f z wodorem, których rezultatem 
jest  powstawanie  związków  stałych  o  wzorze  ogólnym 
MeH

x

  (x  zwykle  nie  jest  liczbą  naturalną)  wykazujących 

wyraźne właściwości metaliczne 

3

H

9

,

1

H

7

,

1

H

UH

U

ZrH

Zr

TiH

Ti

2

2

2













wodorki niestechiometryczne 

wodorek stechiometryczny 

POŁĄCZENIA PIERWIASTKÓW Z TLENEM 

tlenki

 – związki zawierające jon tlenkowy O

2- *)

 

nadtlenki

 – związki zawierające jon nadtlenkowy (O-O)

2-

 

ponadtlenki

 – związki zawierające jon ponadtlenkowy (O-O)

-

 

*)

 faktycznie lub formalnie

 

Otrzymywanie połączeń pierwiastków z

 

tlenem (1) 

bezpośrednia synteza: 

Li + O

2

 

d Li

2

O           Mg + O

2

 

d MgO         N

2

 + O

2

 

d NO

2

 

2

spalanie

,

O

2

2

C

300

,

O

KO

K

O

K

K

2

2























Wszystkie  pierwiastki,  za  wyjątkiem  helu,  neonu  i  argonu, 
tworzą  połączenia  z  tlenem,  chociaż  nie  wszystkie  z  tych 
związków  można  otrzymać  drogą  bezpośredniej  syntezy  z 
pierwiastków 

Otrzymywanie połączeń pierwiastków z

 

tlenem (2) 

utlenianie związków 

2

2

2

5

2

2

O (10 MPa ), 400 C

2

O , V O , 250 C

2

3

O , 20 C

2

powietrze, 400 C

2

2

3

2

CO , 300 C

3

4

SrO

SrO

SO

SO

NO

NO

FeS

Fe O

SO

MnO

Mn O































nadtlenek 

tlenki 

Otrzymywanie połączeń pierwiastków z

 

tlenem (3) 

rozkład termiczny związków zawierających tlen 

900 C

3

4

2

450 C

3

2

3

2

Co O

CoO

O

CrO

Cr O

O













200 C

3

2

3

2

200 C

2

2

Al(OH)

Al O

H O

Ni(OH)

NiO

H O





















~300 C

3

2

2

2

2

2

~950 C

3

2

Zn NO

6H O

ZnO

NO

NO

O

H O

CaCO

CaO

CO





















rozkład tlenków 

rozkład wodorotlenków 

rozkład soli kwasów tlenowych 

Połączenia fluoru z tlenem 

Elektroujemności fluoru i tlenu wynoszą odpowiednio: x

O

 = 3,44 

i  x

F

  =  3,98,  dlatego  w  związkach  tych  pierwiastków  tlen  tworzy 

formalnie jon dodatni 

OF

2

*)

 

2F

2

 + 2NaOH = OF

2

 + 2NaF + H

2

O 

*)

 bezbarwny gaz, temperatura wrzenia – 145°C, trwały do 250°C

 

103° 

+ 

- 

- 

- 

- 

-  - 

- 

- 

+ + 

TLENKI X

m

O

n

 

kwasowe 

zasadowe 

obojętne 

amfoteryczne 

+kwas 

+zasada 

brak reakcji 

sól z pierwiastkiem X w anionie 

+kwas 

+zasada 

brak reakcji 

sól z pierwiastkiem X w kationie 

+kwas 

+zasada 

sól z pierwiastkiem X w kationie 

sól z pierwiastkiem X w anionie 

brak reakcji 

brak reakcji 

+kwas 

+zasada 

EFEKT: 

TLENKI X

m

O

n

 

kwasowe 

zasadowe 

obojętne 

amfoteryczne 

+HCl 

+NaOH 

brak reakcji 

sól z pierwiastkiem X w anionie 

brak reakcji 

sól z pierwiastkiem X w kationie 

sól z pierwiastkiem X w kationie 

sól z pierwiastkiem X w anionie 

brak reakcji 

brak reakcji 

EFEKT: 

+HCl 

+NaOH 

+HCl 

+NaOH 

+HCl 

+NaOH 

SO

3

 

Na

2

SO

4

 

CaO 

CaCl

2

 

ZnO 

ZnCl

2

 

Na

2

[Zn(OH)

4

] 

CO 

TLENKI o budowie jonowej M

(+)

O

2-

 

warunek istnienia: 

(x

O

 – x

Me

) > 

l2,1 













2

3

3

2

2

2

2

2

O

M

O

M

O

M

należą do tlenków zasadowych: 

Na

2

O + H

2

O  

d  2NaOH

 

CaO + 2HCl  

dH

2

O + CaCl

2

 

TLENKI o budowie 

kowalencyjnej 

warunek istnienia: 

(x

O

 – x

Me

) < 

l1,7 

są to 

tlenki kwasowe

: 

N

2

O

5

 + H

2

O  

d  HNO

3

 

SO

2

 + H

2

O 

d H

2

SO

3

 

lub amfoteryczne: 

SnO + 2H

+

 

d Sn

2+

 + H

2

O 

SnO + 2OH

-

 + H

2

O 

d 

[Sn(OH)

4

]

2-

 

Przegląd właściwości najważniejszych tlenków 

tlenki pierwiastków bloku s  

reakcje z wodą: 

Me

2

O + H

2

O 

d MeOH 

reakcja gwałtowna 

MeO + H

2

O 

d Me(OH)

2

 

*)

 

*)

 BeO nie reaguje z wodą, MgO reaguje powoli

 

WODA (H

2

O) 

podstawowe właściwości 

Bezbarwna ciecz, bez zapachu 
(t. top. 0°C,    t. wrz. 100°C,      
t. kryt. 374°C) 

gęstość 

  /g

 cm

-

3

 

temperatura   /°C 

1 

0 

3,98°C 

0,99987 

istnienia dwóch wolnych par elektronowych, które 
mogą angażować się w wiązania chemiczne 

WODA (H

2

O) 

podstawowe właściwości 

Woda należy do związków dość łatwo wchodzących w reakcje 
chemiczne. Reaktywność wody wynika z: 

..

 

O 

.. 

.. 

H 

H 

..

 

zdolności do zachowywania się jako donor jonów wodorowych i 
wodorotlenowych 

HOH + Cl

2

 

t HCl + HClO 

HOH + Na 

t NaOH + H

2

 

HYDRATY 

....  to  substancje  złożone  z  cząsteczek 
(jonów) związku i cząsteczek wody.

 

Me

(+)

 

O

 

H

 

H

 

X 

- 

- 

- 

-                                           

- 

- 

- 

X 

- 

- 

- 

-                                           

- 

- 

- 

Y 

Me

(+)

 

X 

- 

- 

- 

-                                            

- 

- 

- 

X 

- 

- 

- 

-                                            

- 

- 

- 

Y 

Sposoby wiązania wody 

w hydratach 

Przegląd właściwości najważniejszych tlenków 

tlenki pierwiastków bloku d (1) 

Sc 

III 

Ti 

IV 

V 

II 

III 

IV 

V 

Cr 

II 

III 

IV 

VI 

Mn 

II 

IV 

VII 

Fe 

II 

III 

Co 

II 

Ni 

II 

Cu 

I 

II 

Zn 

II 

Zr 

IV 

Mo 

VI 

Ru 

VII 

Ag 

I 

Cd 

II 

W 

VI 

Re 

VII 

Pt 

IV 

Hg 

II 

stopnie utlenienia: 

O

2-

 

)

II

(
3

)

III

(

2

O

V





Przegląd właściwości najważniejszych tlenków 

tlenki pierwiastków bloku d (2) 

podstawowe właściwości: 

właściwości kwasowe tlenku rosną ze wzrostem 

stopnia utlenienia metalu 

kwasowość 

CrO                 Cr

2

O

3

                  CrO

2

                CrO

3

 

II                        III                          IV                      VI 

tlenek słabo 

zasadowy 

tlenki 

amfoteryczne 

tlenek 

kwasowy 

ciała stałe słabo rozpuszczalne w wodzie 

Przegląd właściwości najważniejszych tlenków 

tlenki pierwiastków bloku p (1) 

B 

III 

C 

II, IV 

N 

I,II,III,IV,V 

O 

F 

I 

Al 

III 

Si 

IV 

P 

III

, 

V 

S 

IV, VI 

Cl 

I,III,

IV

,

VII 

Ge 

IV 

As 

III

, 

V 

Sn 

II

, 

IV 

Sb 

III

, 

V 

Pb 

II

, 

IV 

Bi 

III 

stopnie utlenienia wybranych pierwiastków w 
tlenkach, stany skupienia i rozpuszczalność: 

stały 

ciekły 

gazowy 

kursywa oznacza 
rozpuszczalność w 
wodzie 

TLENEK WĘGLA 

CO 

p 

p 

C 

O 

Bezbarwny, pozbawiony zapachu gaz, silnie toksyczny. 

CO + O

2

 

t CO

2

 

CO + Cl

2

 

t COCl

2

 

fosgen 

CO + Ni 

t [Ni(CO)

4

] 

tetrakarbonylek 

niklu 

Fe

2

O

3

 + CO 

t FeO + CO

2

 

utlenianie 

właściwości redukujące 

tworzenie kompleksów 

CO

2

 + C = 2CO 

otrzymywanie: 

DITLENEK WĘGLA 

CO

2

 

p 

C 

O 

p 

O 

otrzymywanie: 

C + O

2

 = 

CO

2

 

CaCO

3

 = CaO + 

CO

2

 

>900°C 

Bezbarwny gaz, bez zapachu, nie podtrzymujący palenia, toksyczny 
przy zawartości w powietrzu > 10%. Słabo rozpuszczalny w wodzie. 









3

3

2

)

aq

(

2

2

2

HCO

H

CO

H

CO

O

H

CO















2

3

3

CO

H

HCO



Posiada słabe właściwości utleniające: 

Mg + CO

2

 

t MgO + C 

TLENEK GLINU 

 Al

2

O

3

 

Ciało  stałe,  nierozpuszczalne  w  wodzie,  o  temp.  topnienia 
>2000°C,  występujące  w  kilku  odmianach  krystalicznych.  W 
Przyrodzie występuje jako minerał korund o wysokiej twardości 
(z domieszkami Cr

2

O

3

 lub TiO

2

 znany jest jako rubin i szafir) .  

otrzymywanie: 

Al(OH)

3

 

t Al

2

O

3

 + H

2

O 

Al

2

O

3

 jest tlenkiem o właściwościach 

amfoterycznych: 

Al

2

O

3

 

AlCl

3

 

Na(AlO

2

) 

TLENEK AZOTU(II)   

NO 

NO jest bezbarwnym, reaktywnym 
gazem, co wynika z jego struktury 
elektronowej. 

otrzymywanie: 

N

2

 + O

2

 

t NO

   (r. endotermiczna)  

4NH

3

 + 5O

2

 

Pt 

4NO + 6H

2

O 

redukcja azotanów: 

NO

2

O

H

4

Cu

3

H

8

NO

2

Cu

3

2

2

3

















TLENEK AZOTU(II)   

NO - 

właściwości chemiczne 

utlenianie: 

NO + O

2

 

t NO

2

 

tworzenie kompleksów: 

zdolność do tworzenia kationu nitrozylowego NO

+

 

NO 

 NO

+

 + e

-

 

NO(HSO

4

) 

kwas 

nitrozylosiarkowy 

K

3

[Fe(CN)

6

] + NO 

t K

2

[Fe(CN)

5

NO] + K

+

 + CN

-

 

TLENEK AZOTU(IV)   

NO

2

 

132° 

O 

O 

N 

Brunatny,  silnie  toksyczny  gaz  o  ostrym 
zapachu  ulegający  dimeryzacji  w  temperaturze 
< 100°C. 

2NO

2

 

 N

2

O

4

 

NO

2

  jest  tlenkiem  kwasowym,  ale  nie  jest 

bezwodnikiem żadnego konkretnego kwasu: 















H

2

NO

NO

O

H

NO

2

3

2

2

2

NO

2

 mając 17 elektronów walencyjnych (nieparzysta liczba) 

łatwo tworzy tzw. jon nitroniowy 







e

NO

NO

2

2



DITLENEK KRZEMU   

SiO

2

 

Jeden  z  najbardziej  rozpowszechnionych  związków  na  Ziemi, 
występujący  w  trzech  odmianach  krystalicznych:  kwarc, 
trydymit  i  krystobalit,  posiadający  wiele  odmian  form 
uwodnionych SiO

2

·nH

2

O (np. agat, chalcedon). 

SiO

2

 jest tlenkiem kwasowym, chociaż jest nierozpuszczalny 

w wodzie: 

2NaOH + SiO

2

 = Na

2

SiO

3

 + H

2

O 

4NaOH + SiO

2

 = Na

4

SiO

4

 + 2H

2

O 

TLENKI SIARKI(IV) i (VI)   

SO

2

 i SO

3 

O 

120° 

O 

O 

S 

125° 

O 

O 

S 

sp

2

 

TLENKI SIARKI(IV) i (VI)   

SO

2

 i SO

3 

W temperaturze pokojowej SO

2

 jest gazem a SO

3

 cieczą. 

Tlenki te w rekcji z wodą tworzą kwasy: 

otrzymywanie: 

S  + O

2

 

t SO

2

 

SO

2

 + O

2

                        SO

3

 

V

2

O

5

  (kat.) 

SO

2

 + H

2

O  

t  H

2

SO

3

 

SO

3

 + H

2

O  

t  H

2

SO

4

 

Cechą charakterystyczną są reakcje podstawiania jednego atomu 
tlenu dwoma atomami fluorowca: 

SO

2

 + Cl

2

 

t  

SO

Cl

2

 

SO

3

 + Cl

2

 

t  

SO

2

Cl

2

 

chlorek tionylu 

chlorek sulfurylu 

definicja Arrheniusa 

KWASAMI

 

H

n

R

  nazywamy  substancje, 

które w roztworach wodnych dysocjują na 
jony 

wodorowe 

H

+

 

i 

aniony 

reszt 

kwasowych 

H

n-x

 R

x-

 

H

3

PO

4

 

  H

+

 +  

              

  H

+

 +  

              

 H

+

 + 

 



4

2

PO

H



4

2

PO

H



2
4

HPO



2
4

HPO



3

4

PO

definicja Arrheniusa 

ZASADAMI

 

Me(OH)

n

 

nazywamy 

substancje, 

które 

w 

roztworach 

wodnych  dysocjują  na  kationy  metali 

Me

n+

  (lub  jony 

[Me(OH)

n-x

]

x+

)  i  aniony 

wodorotlenkowe 

OH

-

 

Ca(OH)

2

 

 Ca

2+

 + 2OH

- 

Mg(OH)

2

 

 Mg(OH)

+

 + OH

-

 

Mg(OH)

+

 

 Mg

2+

 + OH

- 

dysocjacja jednostopniowa 

dysocjacja wielostopniowa 

definicja Brönsteda 

i Lowry’ego 

KWASEM

  jest  substancja  (lub  jon), 

która  w  reakcji  dostarcza  proton  (jest 
donorem protonu) 





















4

4

2

3

4

ClO

H

HClO

Na

O

H

NH

NaOH

NH

definicja Brönsteda 

i Lowry’ego 

ZASADĄ

  jest  substancja  (lub  jon),  

która  w  reakcji  pobiera  proton  (jest 
akceptorem protonu) 















4

3

2

NH

H

NH

O

H

NaCl

HCl

NaOH

definicja Lewisa 

KWAS

  –  jon,  atom  lub  substancja,  która 

jest akceptorem pary elektronowej 

ZASADA

  -  jon,  atom  lub  substancja,  która 

jest donorem pary elektronowej 

:O:H

-

 

: 

: 

H

+

   

H:O:H 

: 

: 

kwas 

zasada 

KWASY H

n

R 

(w sensie Arrheniusa lub Brönsteda) 

BEZTLENOWE 

H

n

X 

TLENOWE 

(HO)

n

H

m

XO

r

 

SŁABE 

w roztworach dysocjują 

częściowo 

MOCNE 

w roztworach dysocjują 

całkowicie 

MOC KWASÓW (1) 

Jako umowną miarę mocy kwasów można przyjąć wartość 
stałej dysocjacji K

d(1)

 

H

q

R 

 H

+

 + H

q-1

R

-

 

]

R

H

[

]

R

H

][

H

[

K

q

1

q

)

1

(

d









*) 

*)

 [x] to stężenia równowagowe jonów i cząsteczek

 

Czym mocniejszy kwas tym większa 

wartość stałej dysocjacji K

d(1)

 

Liczba atomów wodoru, które mogą ulec odszczepieniu 

w wyniku dysocjacji nosi nazwę 

protonowości kwasu 

REAKCJE KWASÓW Z METALAMI 

kwas 

beztlenowy 

brak reakcji 

sól + wodór 

kwas 

tlenowy 

sól + produkty 

redukcji kwasu 

REAKCJE KWASÓW Z METALAMI 

przykłady 

kwas 

beztlenowy 

HCl 

brak reakcji 

ZnCl

2

 + H

2

 

kwas 

tlenowy 

HNO

3

 

Cu(NO

3

)

2

 + NO + 

NO

2

 + H

2

O 

Cu 

Zn 

Zn(NO

3

)

2

 + H

2

 

Zn 

Cu 

SZEREG NAPIĘCIOWY METALI 

Szereg,  w  którym  ustawiono  metale  w  kolejności  malejącej 
reaktywności,  nosi  nazwę

 

SZEREGU  NAPIĘCIOWEGO 

METALI 

Li > K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Cd > Co > > 

Ni > Fe > H > 

Cu

 > 

Ag

 > 

Au 

można  ten  szereg  traktować  umownie  jako  szereg  rosnącej 
„szlachetności” metali 

w reakcji z kwasami nie 

wypierają wodoru 

KWASY BEZTLENOWE H

n

X 

budowa: 

n (

 3) spolaryzowanych wiązań 

s

   H

(+)

  

–

  X

(-)

 , 

czyli x

X

 > x

H

 (2,20) 

dysocjacja w roztworach wodnych: 

n=1 

HX 

d () H

+

 + X

-

 

n > 1 

 

H

n

X 

 H

+

 + H

n-1

X

-

  

H

n-1

X

-

 

 H

+

 + H

n-2

X

2-

 

 

H

n-2

X

2-

 

 H

+

 + X

3- 







































2

2

ny

rozcienczo

S

H

HS

HS

H

S

H

F

H

HF

I

H

HI







Kwasy beztlenowe H

n

X - otrzymywanie 

ogólne metody polegają na otrzymaniu H

n

X i rozpuszczeniu 

go w wodzie

 

bezpośrednia synteza H

2

 + X 

d H

n

X 

otrzymywanie H

n

X: 

rozkład soli kwasów H

n

X w reakcji z mocnymi kwasami 

H

2

 + Cl

2

 

d HCl         H

2

 + S  

d  H

2

S 

NaCl + H

2

SO

4

 

d HCl + NaHSO

4

         FeS + HCl 

d FeCl

2

 + H

2

S 

Najważniejsze kwasy beztlenowe H

n

X – właściwości  

kwasy fluorowcowodorowe 

Kwasy fluorowcowodorowe wykazują słabe właściwości redukujące 
(za wyjątkiem HF, który nie jest reduktorem): 

utleniacz + HX 

d X

2

 + inne produkty 

KMnO

4

 + 16HCl = 5Cl

2

 + 2MnCl

2

 + 2KCl + 8H

2

O 

0

20

40

60

80

100

m

ak

sy

m

al

ne

 s

tę

że

ni

e 

r

o

zt

w

o

r

u

 w

o

d

n

e

g

o

  

/%

HF

HCl

HBr

HI

  

Najważniejsze kwasy beztlenowe H

n

X – właściwości 

kwas fluorowodorowy HF 

właściwości 

kwasu  fluorowodorowego

  znacznie  odbiegają  od 

właściwości  pozostałych  kwasów  fluorowcowodorowych  co  jest 
wynikiem istnienia silnych wiązań wodorowych w roztworach HF 

F-H...F-H 

d H

2

F

2

 

asocjacja 

wiązanie wodorowe jest tak mocne, że H

2

F

2

 zachowuje się jak 

cząsteczka związku chemicznego ulegając w roztworze wodnym 
dysocjacji: 







2

2

2

HF

H

F

H



co umożliwia istnienie 

wodorosoli

 takich jak np. KHF

2

 

Najważniejsze kwasy beztlenowe H

n

X – właściwości 

kwas siarkowodorowy H

2

S 

kwas siarkowodorowy to roztwór wodny siarkowodoru H

2

S. 

1 dm

3

 wody rozpuszcza 3,15 dm

3

 H

2

S (15°C) 

Jest bardzo słabym kwasem dwuprotonowym (K

1d

 

l 10

-7

) 

o właściwościach redukujących: 

H

2

S + I

2

 

d HI + S 

H

2

SO

4

 + H

2

S 

d S + SO

2

 + H

2

O 

z zasadami tworzy sole i wodorosole: 

KOH + H

2

S 

d KHS + K

2

S + H

2

O