Kamil Guzy

 

  

  

Notatki z wykładów                              

z chemii nieorganicznej. 

1 

 

Spis treści 

Chemia ogólna i nieorganiczna ...............................................................................................................2 

1.  Równowagi w roztworach ...............................................................................................................2 

2.  Kompleksy, związki koordynacyjne, nomenklatura, liczba koordynacyjna, izomery ......................7 

3.  Reakcje chemiczne ..........................................................................................................................9 

4.  Roztwory ...................................................................................................................................... 13 

5.  Amfotery i bufory ......................................................................................................................... 19 

6.  Budowa materii ............................................................................................................................ 22 

7.  Hybrydyzacja, struktura jądra, przemiany promieniotwórcze ..................................................... 24 

8.  Struktura blokowa układu okresowego ....................................................................................... 28 

9.  Wiązania chemiczne ..................................................................................................................... 31 

10. Utlenianie i redukcja .................................................................................................................... 33 

Systematyka pierwiastków .................................................................................................................. 37 

11. Wodór ........................................................................................................................................... 37 

12. Litowce ......................................................................................................................................... 39 

13. Berylowce ..................................................................................................................................... 42 

14. Pierwiastki bloku p ....................................................................................................................... 45 

15. Borowce........................................................................................................................................ 47 

16. Węglowce ..................................................................................................................................... 52 

17. Azotowce ...................................................................................................................................... 57 

18. Tlenowce ...................................................................................................................................... 63 

19. Fluorowce ..................................................................................................................................... 68 

20. Metale d-elektronowe ................................................................................................................. 71 

 
 

 

2 

 

Wykład 1.  

Analiza I, II grupy.  
 

Wykład 2. 

Równowagi w roztworach. 
 
Dysocjacja elektrolityczna – rozkład cząsteczek na jony pod wpływem rozpuszczalnika  

        (rozpuszczalnik pozostaje bez zmian). 

 
 

 

 
 

Bardziej elektroujemny pierwiastek ściąga bardziej do siebie elektrony. 
 
 

 

Stała dysocjacji – iloczyn stężeń produktów (jonów) przez iloczyn stężeń substratów. 
 
 
 

 

 

Im wyższa K

d

 tym większa ilość substratu(-ów) rozłożyła się na jony. 

 
Stopień dysocjacji –  stosunek liczby moli cząsteczek danego związku chemicznego, które uległy  

         rozpadowi na jony do łącznej liczby moli cząsteczek tego związku 

 

 
 

 

 

 

 

 



dla: CH

3

OH, C

2

H

5

OH, N

2

, O

2

, CH

4

, CO, C

4

H

12

O

6 



dla: HCl, HNO

3

, CH

3

COOH, Ca(OH)

2

, NaCl, Na

2

SO

4

 

 

 

3 

 

 

Czynniki wpływające na stopień dysocjacji: 



 

rodzaj elektrolitu 

o  mocne i słabe elektrolity 



 

rodzaj rozpuszczalnika 

o  polarne i niepolarne 



 

temperatura 

o  ze wzrostem temperatury 



 jest wyższy 



 

stężenie 

 
Elektrolity: 



 

mocne 

o  a >30% 
o  prawie wszystkie sole, niektóre kwasy nieorganiczne, organiczne (chlorokwasy), 

wodorotlenki I i II grupy (oprócz Be(OH)

2

 i Mg(OH)

2

) 



 

średniej mocy 

o  5%<a<30% 



 

słabe 

o  a<5% 
o  część kwasów nieorganicznych (H

3

BO

3

, H

2

CO

3

, H

2

SO

3

, HF), część zasad 

nieorganicznych (NH

4

OH) 

 
Prawo rozcieńczeń Ostwalda – przybliżona zależność stopnia dysocjacji słabego elektrolitu  

             od jego stężenia 

 
 
 

 

 

 

 

 

 

 

Gdy 



 



 5% lub gdy C/K >400: 

 

 

 

 

Jeśli C

o

 spada 



 rośnie!!! 

 

4 

 

Dla roztworów rzeczywistych 
a – aktywność jonu 
f – współczynnik aktywności jonu 

= constans 

Dysocjacja wielostopniowa: 



 

stałe dysocjacji kolejnych etapów – następcze stałe dysocjacji, są niższe od poprzednich (np. 
w H

3

PO

4

; protony są bardziej trzymane i ciężej je oderwać) 



 

stała kumulatywna: 
 

 

 

Autodysocjacja: 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Pomiar pH umożliwiają wskaźniki: 



 

Błękit bromotymolowy – kwasowe pH czerwony – zasadowe pH fioletowy 



 

Oranż metylowy – kwasowe pH czerwony – zasadowe pH żółty 

W zależności od [H

+

] indykator może występować w postaci uprotonowanej lub zdeprotonowanej. 

 
Iloczyn rozpuszczalności - iloczyn stężeń jonów w roztworze nasyconym charakterystyczny  

    dla substancji w danej temperaturze 

 
 
 

 

 

 

 

Ujemny logarytm ze stężenia 

5 

 

niższe współczynniki – lepsza rozpuszczalność 

 

 

 

 

roztwory przesycone – układy nierównowagowe i termodynamicznie nietrwałe i z biegiem czasu  

              wytrąci się z nich osad 

 
Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność. 
 

 

 

 

 

 

 

 

 

 
S – rozpuszczalność molowa, ilość moli substancji rozpuszczonej w roztworze nasyconym 
 

Czynniki wpływające na rozpuszczalność: 



 

rozdrobnienie substancji 



 

temperatura 



 

mieszanie 



 

efekt wspólnego jonu 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

roztwór nasycony 

roztwór nienasycony 

wytrącenie osadu 

6 

 

iloczyn aktywności jonów 

wprowadzamy obce jony, spada aktywność 
jonów, rośnie rozpuszczalność 

zwiększają rozpuszczalność 

- sole są trudno rozpuszczalne 
- kompleksy są łatwo rozpuszczalne 



 

efekt solny 

 
 

 
 

 

 

 

 

 

 

 

 



 

hydroliza – reakcja jonów z cząsteczkami wody w wyniku której następuje rozkład cząsteczek 
wody z uwolnieniem jonu wodorowego lub hydroksylowego 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 



 

jony H

+

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 



 

kompleksowanie 

 
 

 

 

 

 

hydroliza będzie poprawiać rozpuszczalność 

7 

 

Wykład 3.  

Kompleksy, związki koordynacyjne, nomenklatura, liczba koordynacyjna, izomery.  
 
kompleks – centralnie położony jon metalu otoczony podstawnikami 

o  elektrycznie obojętny związek 
o  jon [Fe(CN)

6

]

4-

 

związek koordynacyjny – jeden jon jest kompleksem 

o  elektrycznie obojętny 

 
W nawiasie kwadratowym [xy] metal i ligandy. 
 
Jony centralne – jony „d” lub „f” elektronowe; np.: Ti

3+

, V

3+

, Cr

2+

, Cr

3+

, Mn

2+

, Mn

3+

, Fe

3+

, Co

3+

 

Podstawniki – cząsteczki polarne NH

3

, H

2

O; jony Cl

-

, CN

-

, F

- 

 

Nie mają niesparowanych elektronów zawsze układy zamkniętopowłokowe. 
 
Nomenklatura: 



 

I miejsce – atom centralny – metal 

o  w kompleksach anionowych – końcówka „-an” 
o  w kompleksach obojętnych i kationowych nie zmienia się nazwy 



 

w kwasach odpowiadających kompleksom anionowym końcówka „-owy” 



 

w nawiasie stopień utlenienia 



 

[atom centralny (ligand 1)

n

 (ligand 2)

m

] 



 

ligandy ujemne końcówka “-o” 



 

ligandy podaje się w kolejności alfabetycznej 

 
Nazwy ligandów: 



 

H

2

O – akwa 



 

NH

3

 – amina 



 

CO – karbonyl 



 

NH

2

CH

2

CH

2

NH

2

 – etylodiamina (en) 



 

NO

2

-

 - azotynowy (nitrito-N) 



 

O

2

-

 - tlenowy (okso) 



 

SCN – tiocyjanianowy 

o  tiocyjanino-N – azot 
o  tiocyjanino-S – siarka  



 

N

3 

- nitrydo 



 

Br

-

 - bromo 



 

CO

3

2-

 - węglano 



 

SO

4

2-

 - siarczano 



 

OH

-

 - hydrokso 

 
Liczba koordynacyjna: mówi o ilości ligandów związanych z atomem centralnym 



 

LK2 – Struktura liniowa; najczęstsze Cu, Au, Ag Hg 



 

LK3 – Struktura trójkąta; równoboczny jeśli te same ligandy 



 

LK4 – Struktura tetraedryczna; płaska kwadratowa – metale o konfiguracji d

8

; najczęściej 

rod(I), iryd (I), platyna(II) 



 

LK5 – Struktura bipiramidy trygonalnej; piramida trygonalna 



 

LK6 – Odkształcenia tetragonalne, odkształcenie rombowe 

 

8 

 

Izomery: 



 

ta sama liczba atomów różniąca się ich przestrzennym uporządkowaniem 



 

typy izomerii 

o  geometryczna – różne konfiguracje wiązań pomiędzy tymi samymi atomami; cis-trans 
o  optyczna – cząsteczki optycznie czynne, nie pokrywają się w odbiciach lustrzanych,  

      skręcają płaszczyznę 

o  koordynacyjna – wymiana jednego lub więcej ligandów kationu lub anionu 

  [Cr(NH

3

)

6

]

3+

 [Fe(CN)

6

]

3-

 

  [Fe(NH

3

)

6

]

3+

 [Cr(CN)

6

]

3-

 

o  wiązaniowa – ligandy ambichelatowe – łączą się z metalem na więcej sposobów 

  [Cr(H

2

O)

5

(SCN)]

2+

 

  [Cr(H

2

O)

5

(NCS)]

2+

 

o  jonowa – następuje wymiana ligandu z cząsteczkom lub anionem spoza sfery 

koordynacyjnej 

  [CoBr(NH

3

)

5

]SO

4

 

  [CoSO

4

(NH

3

)

5

]Br 

o  hydratacyjna – nienaładowany, skoordynowany ligand przemieszcza się poza  

kompleks w to miejsce wchodzi np. woda 

  [Cr(H

2

O)

6

]Cl

3

 - fioletowy 

  [Cr(H

2

O)

6

]Cl

2

.

H

2

O – niebiesko-zielony 

  [Cr(H

2

O)

6

]Cl

2

.

H

2

O – zielony 

 
Ligandy: 



 

monodentante 



 

dwudentante 



 

polidentante (EDTA – jedna cząsteczka wiąże kilka metali; czynnik helatujący) 

 
Białka jako ligandy: 



 

atom N grupy aminowej 



 

atom O grupy karbonylowej 



 

amidowy atom N z wiązania peptydowego 



 

atom O grupy karboksylowej 



 

atomy donorowe łańcuchów bocznych reszt aminokwasów 

 
Kwasy nukleinowe jako ligandy: 



 

endocykliczne atomy N zasad nukleotydowych 



 

ujemnie naładowane atomy O grup fosfodiestrowych 

 
Rozszczepienie orbitalu „d”: (umieć schemat rozszczepienia) 



 

teoria pola krystalicznego – tłumaczy powstawanie kompleksów oddziaływaniem  

        elektrostatycznym pomiędzy elektronami znajdującymi się  
        na podpowłokach d atomu centralnego a elektronami ligandu. 



 

teoria pola ligandów 

 
W oktaedrze większe (mocniejsze) rozszczepienie niż w tetraedrze. 
Szereg spektrochemiczny ligandów: 



 

I

-

 < Br

-

 < SCN

-

 < Cl

-

 < OH

-

 

~ 

ONO

-

 < C

2

O

4

2-

 < H

2

O < NCS

-

 < EDTA

+

 < NH3 < bipy < phen < 

CN- ~ CO

 

 
 
 

9 

 

Wpływ na wielkość rozszczepienia ma: 



 

ładunek jonu metalu (wzrost ładunku => silniejsze przyciąganie ładunku) 



 

symetria pola 



 

rodzaj ligandów 



 

struktura elektronowa metalu 

 
 

Wykład 4.  

Reakcje chemiczne.  
 
reakcja chemiczna – proces w którym z cząsteczek, atomów powstają cząsteczki, atomy lub jony. 
 
Substraty i produkty mają inne właściwości. 
 
Reakcje chemiczne: 



 

przegrupowanie atomów 



 

tworzenie wiązań w produktach 



 

niszczenie wiązań w substracie 



 

częste zmiany w zewnętrznych powłokach elektronowych. 

 
Reakcja chemiczna 



 Proces fizyczny 

 
Prawa w reakcji chemicznej: 



 

zachowania masy – masa substratów = masa produktów 



 

stosunków stałych – pierwiastki reagują ze sobą w stałych stosunkach ilościowych 



 

stosunków wielokrotnych – liczności i masy jednego z pierwiastków  



 

stosunków objętościowych – objętości gazowe substratów i produktów w jednakowych 
warunkach mają się do siebie jak niewielki liczby całkowite (H

2

 + Cl

2

 -> 2HCl) 



 

Avogadra – w jednakowej objętości gazów (doskonałych) znajduje się taka sama liczba 
cząsteczek; w tych samych warunkach. 

 
Równanie reakcji: 
 
 



 

znamy skład substratów i produktów 



 

znamy towarzyszące produkty energetyczne 



 

znamy wymagane warunki (ciśnienie, temperatura, katalizator) 



 

znamy mechanizm reakcji chemicznej 



 

nie znamy stopnia przereagowania 

 
Typy reakcji: 



 

syntezy: A + B → C 

o  polimeryzacja 



 

wymiany: AB + C → AC + B 



 

analizy: AB → A + B 

o  piroliza: CaCO

3

 →T→ CaO + CO

2

 

o  fotoliza: 2AgCl →hv→ 2Ag + Cl

2

 

o  radioliza: O

2

 → 



→ O + O

+

 + e 

 
*** 

10 

 

 
 



 

endotermiczna – wymagane dostarczenie energii (ciepła) z otoczenia 



 

egzotermiczna – powstające produkty o energii wewnętrznej mniejszej niż suma energii  

  wewnętrznej substratów; uwolnienie energii 

*** 



 

homogeniczne – wszystkie substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie 

  w roztworze całkowicie się mieszających 
  pomiędzy gazami → zachodzące w całej objętości 



 

heterogeniczne – na granicy 2 faz ( C

(c)

 +O

2(g) 

→ CO

2(g) 

) 

*** 



 

z przeniesieniem elektronów 



 

bez przeniesienia elektronów 
*** 



 

jonowe – w roztworach wodnych lub innych rozpuszczalnikach 



 

cząsteczkowe – w fazie gazowej, rzadziej w roztworach rozpuszczalników niepolarnych 

  otrzymywanie cząsteczek, atomów z wolnymi niesparowanymi e 

o  tworzenie rodników (Cl

2

 + hv → 2Cl



) 

o  reakcja rodnikowa (Cl

2

 + H



 → HCl + Cl



) 

o  rekombinacja rodników (H



 

+ Cl



 → HCl) 

*** 



 

odwracalne – do osiągnięcia stałej równowagi 



 

nieodwracalne – do wyczerpania substratów 

 
Kinetyka reakcji: 



 

teoria zderzeń – reakcja zachodzi gdy dojdzie do zderzenia reagujących cząsteczek, reakcja 
stanu gazowego 

o  zderzenie efektywne – cząsteczki posiadają energię aktywacji 
o  liczba zderzeń zależy od: stężenia i temperatury 
o  skuteczność zderzeń zależy od temperatury 



 

teoria stanu przejściowego – wg tej teorii w wyniku zderzenia powstaje kompleks przejściowy 
i w nim dochodzi do przegrupowania wiązań 
 

 

 

 

 

 

 
 
 
 
 
 
 
 

11 

 

zderzenie nieefektywne 

zderzenie efektywne 

 
Szybkość reakcji: 



 

jest proporcjonalna do iloczynu stężeń substancji reagujących; im większe stężenie  
tym większa szybkość 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Wpływ orientacji cząsteczek w zderzeniach: 
 

 

 

 

 

 

 

Kataliza: 
katalizator – substancja wprowadzona do układu reagującego zwiększająca szybkość tej reakcji  

         a sama nieulegająca przemianom chemicznym w ostatecznym wyniku reakcji. 

  typu redoks – pośredniczy w wymianie e 
  typu kwasowo zasadowego 



 

kataliza homogeniczna – katalizator stanowi jeden ze składników jednorodnej fazy 

(g)

 

(c)

 



 

kataliza heterogeniczna – katalizator jest odrębną fazą w porąbaniu do substratów 

 
Proces absorpcji: 



 

dyfuzja substratów 



 

absorpcja substratów 



 

reakcja chemiczna 



 

desorpcja produktów 



 

dyfuzja produktów 

 
Czynniki wpływające na szybkość reakcji: 



 

stężenie 



 

katalizator 



 

promieniowanie elektromagnetyczne 



 

ciśnienie  



 

rozwinięcie powierzchni 



 

rodzaj środowiska 



 

mechanizm reakcji 

12 

 

reakcja nieodwracalna 

reakcja odwracalna 

stan równowagi 

stan równowagi 
v

1

 = v

2 

C

p

 

C

p

 

C

s

 

C

s

 

Równowaga chemiczna: 
 
 

 

 
 

 

 

 

 

 

 

 

Reakcja odwracalna: 
 

 

 

 

 

 

 

 
Reakcja w fazie gazowej: 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

K

p 

– ciśnieniowa stała reakcji 

skracanie RT 

13 

 

Reguła przekory La Chateliera i Browna: 
 

 

 
Zmiana stężenia reagentów, ciśnienia, temperatury powoduje przesunięcie stanu równowagi, by 
skompensować zmiany. 
 



 

stężenie 

o  dodanie substratu – przesunięcie w prawo 
o  dodanie produktu – przesunięcie w lewo 



 

ciśnienie 

o  wzrost ciśnienia powoduje przesunięcie w stronę mniejszych objętości 



 

temperatura 

o  w egzoenergetycznych ogrzewanie powoduje przesunięcie w lewo 

 
 

Wykład 5.  

Analiza III grupy.  
 

Wykład 6.  

Roztwory. 
 
roztwór jednorodny – jednofazowy, układ dwu lub więcej składnikowy, których zawartość może się  

            zmieniać. 

 
Typy roztworów: 



 

gazowe (gaz + gaz) 



 

ciekłe (gaz, ciecz, ciało stałe + ciecz) 



 

stałe (gaz, ciecz, ciało stałe + ciało stałe) 

*** 



 

rzeczywiste, właściwe -  molekularne rozproszenie składników  <10

-10

m 



 

koloidalny – drobno dyspergowany, układ wielofazowy 

*** 



 

rozpuszczalnik – składnik będący w przewadze 



 

substancja rozproszona – pozostałe składniki 

 
Stężenia: 



 

procentowe 



 

procentowe objętościowe 



 

molowe 



 

molarne: 

 

Ułamek molowy: 
% molowy = x

i

  × 100% 

 

       max = 1 

 

 
 

14 

 

roztwór nasycony – roztwór substancji rozpuszczonej pozostający w stanie równowagi dynamicznej 

        z osadem substancji rozpuszczonej w danej temperaturze. 

 
roztwór mianowany – roztwór odczynnika chemicznego o znanym stężeniu (dokładnie ustalone  

         stężenie roztworu za pomocą substancji podstawowych lub innych roztworów   
         mianowanych) 
 

Tworzenie roztworu: 

1.  chemiczna reakcja substancji z rozpuszczalnikiem, w wyniku której powstaje nowa 

rozpuszczona substancji: 

a.  Zn + 2H

+

 → Zn

2+

 + H

2

 

b.  CO

2 

+ H

2

O → H

2

CO

3

 

c.  P

2

O

5 

+ 3 H

2

O → 2H

3

PO

4

 

2.  oddziaływanie substancji z rozpuszczalnikiem – powstanie formy sol watowanej cząsteczkami 

rozpuszczalnika: 

a.   

 
 
 
 
 

                                 hydratowany jon sodowy                            hydratowany jon chlorkowy 
 

3.  dyspersja substancji w rozpuszczalniku 

a.  samorzutne tworzenie roztworu w wyniku oddziaływania sił międzycząsteczkowych 



 

mieszanie dwóch gazów 



 

mieszanie cieczy niepolarnych 

 
Charakter oddziaływań: 



 

cząsteczka (jon) [koniecznie dipol) – rozpuszczalnik 

o  zależy od budowy chemicznej cząsteczki i rozpuszczalnika 



 

elektrostatyczne 

o  rozpuszczona cząsteczka polarna lub kryształ jonowy - rozpuszczalniki polarne 



 

poprzez siły dyspersyjne  

o  van der Waalsa 

 
Siła dielektryczna – im wyższa tym bardziej polarna cząsteczka. 
 
Teorie kwasów i zasad: 

1.  Arrheniusa 



 

HA → H

+

 + A

-

 



 

MOH → M

+

 + OH

-

 

2.  Brönsteda – Lowry’ego 



 

zasada – akceptor protonu (Z)  



 

kwas – wytwarza proton (K) 



 

(K) H

3

O

+

 ↔ H

+

 + (Z) H

2

O 



 

(K) H

2

O ↔ H

+

 + (Z) OH

- 

 

 

Na 

+ 

- 

Cl 

+ 

- 

15 

 

anion amidkowy 

Ca, Fe (III), Mg – węglany 
Cu, Hg, Cd - siarczki 

3.  Rozpuszczalnikowa 

 

 



 

solwo(kwas) – po rozpuszczeniu wytwarza kation charakterystyczny dla 
rozpuszczalnika 



 

solwo(zasada) – substancja wytwarza charakterystyczny dla danego rozpuszczalnika 
anion 

4.  Lewisa 



 

 

 

 

 

 



 

kwas – akceptor pary elektronowej 



 

zasada – donor pary elektronowej 

5.  Usanowicza 

Teoria twardych i miękkich kwasów i zasad (1963 Pearson): 



 

twarde 

o  mała polaryzowalność 
o  małe rozmiary atomów 
o  kwasy redukują się trudno 
o  zasady trudno się utleniają 
o  duża różnica elektroujemności 



 

miękkie 

o  znaczna polaryzowalność 
o  duże atomy 
o  kwasy łatwo się redukują 
o  zasady łatwo się utleniają 
o  niewielka różnica elektroujemności 

 
Powstawanie adduktów: 



 

addukt twardy – wiązanie z dużym udziałem charakteru jonowego 



 

addukt miękki – wiązanie o charakterze kowalencyjnym 

 

 

 

 

 

 

16 

 

Hydroliza: 



 

reakcja jonów z wodą 



 

reakcja protolityczna 



 

anion słabego kwasu – anionowa zasada 



 

kation słabej zasady – kationowy kwas 



 

hydroliza soli wieloprotonowej lub wielohydroksylowych wodorotlenków prowadzi do 
powstania amfolitów (mogą przyłączać i odszczepiać protony) 



 

reakcje hydrolizy można traktować jako odwrotne do reakcji zobojętniania 



 

ulegają jej sole 

o  mocnego kwasu i słabej zasady 
o  mocnej zasady i słabego kwasu 
o  słabego kwasu i słabej zasady 

 

1.  Sól mocnego kwasu i słabej zasady: 

 
 
 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

17 

 

2.  Sól słabego kwasu i mocnej zasady: 

 

 

 

 

 

18 

 

3.  Sól słabego kwasu i słabej zasady: 

 
 
 
 
 
 
 

19 

 

Wykład 7.  

Amfotery i bufory. 
 
amfotery – substancje, które w zależności od środowiska mogą mieć właściwości kwaso- lub  

       zasadotwórcze: 



 

X

+

 + OH

-

 ↔ X–OH ↔ XO

-

 + H

+

 



 

Wiązanie –O–H nie jest tak silne jak w zasadach. 

 
 

 

 

 

 

 

 

 

 

Teorie właściwości amfoterów: 



 

klasyczna 

o   

 

 

 

 

 



 

protonowa 

o   

 

 

 

 

 

 

20 

 

Bufory: 



 

słabego kwasu i soli tego kwasu z mocną zasadą 

o  CH

3

COOH - kwas; CH

3

COO

-

 - zasada 



 

słabej zasady i soli tej zasady z mocnym kwasem 

o  NH

3

 – zasada; NH

4

+

 - kwas 



 

dwóch soli wieloprotonowego kwasu (dostateczna wartość stałej dysocjacji) 

o  H

2

PO

4

-

 - kwas; HPO

4

2-

 - zasada 

 
Bufory utrzymują stałe pH. 
 

1.  Bufor octanowy 

 

 

2.  Bufor amonowy 

 

 
Zakres działania buforu: 



 

pH buforu – nie zależy od bezpośrednich wartości stężeń składników buforu 



 

bufor można rozcieńczać bez zmiany jego pH 

 
Zależności wynikające z równania Hendersona-Haselbacha: 



 

dodanie do roztworu buforowego niewielkich ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady 
zmienia bezwzględnie stężenia składników buforu, ale stosunek stężeń zmienia się 
nieznacznie = nieznaczna zmiana pH. 



 

dodatek kwasu – reakcja z zasadą 



 

dodatek zasady – reakcja z kwasem 

 
 
 

21 

 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Pojemność buforowa: 



 

bufor utrzyma w miarę stałe pH dopóki nie wyczerpie się jeden z jego składników kwas lub 
zasada. Ilościową miarą „odporności” buforu na dodatek mocnego kwasu lub zasady jest 
pojemność buforowa. 

 
 
 
 
 
Bufory krwi i tkanek: 



 

wodorowęglanowy 
 



 

fosforanowy 

 



 

białczanowy 



 

hemoglobinowy 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

22 

 

Wykład 8.  

Budowa materii. 
 
atom – najmniejsza cząstka pierwiastka zachowująca swoją indywidualność we wszystkich  
              przemianach chemicznych 
związek chemiczny – powstaje w wyniku łączenia się atomów różnych pierwiastków w stałych  

          stosunkach liczbowych, masy atomowe nie ulegają zmianie podczas reakcji    
          chemicznych 

pierwiastek – zbiór atomów o jednakowej liczbie protonów w jądrze atomowym 
nuklid – zbiór atomów o takim samym składzie jądra atomowego (p

+ 

i n

0

) 

Budowa atomu - Dalton, Rutherford, Thompson. 
 
Liczby kwantowe: 



 

n – główna liczba kwantowa 

o  energia elektornu w atomie wodoru jest kwantowana- może przyjąć tylko wartość 1 
o  charakteryzuje energię elektronu na powłoce 
o  n = 1, 2, 3, 4, 5, … ∞ 
o  powłoka – zbiór wszystkich stanów kwantowych o określonej wartości „n” 
o  maksymalna liczba e na powłoce = 2n

2

 

n 

1 

2 

3 

4 

5 

6 

7 

Symbol 

powłoki 

K 

L 

M 

N 

O 

P 

Q 

Energia 

 



 

l – poboczna liczba kwantowa 

o  kwantuje moment pędu elektronu 
o  rozróżnia stany energetyczne e znajdującego się na tej samej powłoce 
o  l = 0, 1, 2, 3, …, (n-1) 
o  podpowłoka – zbiór stanów kwantowych o tych samych wartościach „n” 

n 

1 

2 

3 

4 

symbol 

K 

L 

M 

N 

l 

0 

0 

1 

0 

1 

2 

0 

1 

2 

3 

symbol 

s 

s 

p 

s 

p 

d 

s 

p 

d 

f 



 

m – magnetyczna liczba kwantowa 

o  kwantuje wartości rzutu momentu pędu w na kierunek pola magnetycznego  
o  m = -l, …, 0, …, +l 

n 

1 

2 

3 

4 

symbol 

K 

L 

M 

N 

l 

0 

0 

1 

0 

1 

2 

0 

1 

2 

3 

symbol 

s 

s 

p 

s 

p 

d 

s 

p 

d 

f 

m 

0 

0 

-1 

0 

-1 

-2 

0 

-1 

-2 

-3 

 

 

0 

 

0 

-1 

 

0 

-1 

-2 

1 

1 

0 

1 

0 

-1 

 

 

1 

 

1 

0 

2 

2 

1 

 

 

2 
3 



 

m

s

 – (magnetyczno)-spinowa liczba kwantowa 

o  kwantuje rzut momentu spinowego na wyróżniony kierunek w przestrzeni 
o  m

s

= -½ lub ½  

 

23 

 

Podpowłoki - obszary gdzie zachodzi największe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu: 



 

podpowłoka „s” 

o  n= 1, …; l= 0; m= 0 
o  kształt sfery 
o  w każdej podpowłoce istnieje tylko jeden orbital „s” 
o  poszczególne obszary różnią się między sobą jedynie wielkością konturu, im wyższa 

„n” tym większy kontur obszaru 



 

podpowłoka „p” 

o  n= 2, …; l= 1; m= -1, 0, 1 
o  istnieją trzy orbitale typu „p”  

  p

x

,

 

p

y

,

 

p

z

 

o  na osi na której leży zachodzi największe prawdopodobieństwo obecności e 
o  obszary orbitalne mają symetrię obrotową 
o  jedna powierzchnia węzłowa przechodzi przez jądro, dzieli funkcję „p” na gałąź 

dodatnią i ujemną 

 

 



 

podpowłoka „d” 

o  n=3, …; l= 2; m= -2, -1, 0, 1, 2 

 
Atomy wieloelektronowe: 



 

obsadzenie orbitali o najniższej energii 



 

zakaz Pauliego – nie może być w atomach dwóch e w jednakowym stanie kwantowo-
mechanicznym 



 

reguła Hunda – kolejne e pojedynczo uzupełniają orbitale a następnie umieszczane są e o 
przeciwnych liczbach spinowych 

1s 

 

2s 

2p 

 

3s 

3p 

3d 

4s 

4p 

 

5s 

 

 
Teoria orbitali molekularnych: 



 

e znajdujące się w cząsteczce opisują orbitale molekularne 



 

orbital molekularny jest układem wielocentowym 



 

określane są liczbami kwantowymi 



 

stosuje się w nich zakaz Pauliego 



 

obu orbitalom atomowym wchodzącym w kombinację liniową odpowiadają porównywalne 
energie 



 

nakładają się na siebie 



 

wykazują tę samą symetrię w stosunku do osi łączącej oba jądra 

24 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Wykład 9.  

Hybrydyzacja, struktura jądra, przemiany promieniotwórcze. 
 

Hybrydyzacja: 



 

tworzenie nowych funkcji falowych dla centralnego atomu cząsteczki wieloatomowej 



 

proces mieszania orbitali w danym atomie 

 
Cechy atomowych orbitali zhybrydyzowanych (I): 



 

równocenne 



 

inaczej zorientowane w przestrzeni, inny kształt w porównaniu do orbitali wyjściowych 



 

złożone z dwóch niejednakowych części 



 

silne właściwości kierunkowe 

 
 
 
 
 
 

 



 

optymalne ułożenie w przestrzeni 



 

różne typy hybrydyzacji 



 

wpływ wielkości udziału orbitalu „s” na kąty pomiędzy orbitalami zhybrydyzowanymi 



 

nie wszystkie orbitale hybrydyzowane biorą udział w tworzeniu orbitalu chemicznego 



 

hybrydyzacji nie podlegają orbitale tworzące wiązanie typu π 

 
 

25 

 

Orbitale zdelokalizowane: 
 

 

 
 

 
 
 
Struktura jądra: 

 

A – liczba masowa (suma p

+

 i n

0

) 

Z – liczba atomowa (liczba p

+

, liczba e, liczba porządkowa w układzie okresowym) 

 

oddziaływanie silne – siły przyciągania pomiędzy p

+

 i n

0

 

 
Cząstki elementarne: 



 

poruszające się z prędkością światła 

o  fotony – kwanty energii promieniowania elektromagnetycznego 
o  grawitony – przenoszą oddziaływanie grawitacyjne 



 

leptony – cząstki o bardzo małej masie 

o  elektrony 
o  neutrino 



 

mezony – o masie 1 u, mogą mieć ładunek „+”, „-”, lub „0”, są odpowiedzialne za spójność 



 

bariony 

o  protony 
o  neutrony 

 
Izotopy – atomy pierwiastka o tej samej liczbie atomowej i różnej liczbie masowej (p

+

1

 = p

+

2

, n

0

1



n

0

2

) 



 

wodór – prot, deuter, tryt. 

 
Energia wiązania – energia jaką należałoby dostarczyć do jądra atomu, aby rozdzielić je na  

      poszczególne nukleony.  

 
Energia odpowiedzialna za zniknięcie 1 u: 



 

E = 1,49 × 10

-10

 J 



 

E = 931 × 10

6

 eV 

 

 

 

 

 

 
 

 



 

lżejsze jądra atomowe są trwałe (p

+

=n

0

, tlen 

16

O) 



 

cięższe jądra atomowe są mniej trwałe (p

+

>n

0

, ołów 

208

Pb) 



 

ze wzrostem liczby atomowej wzrasta odpychanie elektrostatyczne pomiędzy p

+

 



 

wszystkie pierwiastki powyżej bizmutu (

83

Bi) są promieniotwórcze 



 

powłokowy model jądra (nukleony tworzą powłoki 



 

magiczne liczby p

+

 lub n

0

 (2, 8, 20, 28, 50, 82, 126) 

 

26 

 

Promieniotwórczość – zdolność do ulegania mniej lub bardziej szybkiemu samorzutnemu rozpadowi  

             połączonemu z emisją różnego rodzaju promieniowania. Samorzutne reakcje  
             jądrowe to: 



 

emisja α  

o  przemiana jąder o zbyt dużej liczbie masowej,  
o  zmniejszenie liczby atomowej i masowej 

 

 

 

 

 



 

emisja β

+

 

o  zmniejszenie liczby atomowej 
o  emisja pozytonu i neutrino (e

+

= β

+

) 

o  ν – neutrino – cząstka o znikomej masie spoczynkowej, bez 

ładunku 

o  tylko dla sztucznych izotopów 

 
 
 



 

emisja β

-

 

o  zwiększenie liczby atomowej 
o  emisja negatonu i antyneutrino (e

-

= β

-

) 

o  przemiana neutronu w proton poprzez emisję bozonu 

pośredniczącego przez jeden z kwarków neutronu W

-

→e

-

+ ν

-

 

o  emisja γ 
o  ulegają jej naturalne izotopy  

 
 



 

wychwyt K 

o  zmniejszenie liczby protonów 
o  zwiększenie liczby neutronów 
o  liczba masowa nie zmienia się 
o  wychwytowi elektronu z powłoki „K” ulegają przeważnie 

jądra ciężkie na miejsce brakującego przeskakuje e z wyższej 
orbity (musi się pozbyć nadmiaru energii) 

o  na zewnątrz emitowane jest promieniowanie rentgenowskie 
o  emisja promieniowania γ przez jądro atomowe 

 
 



 

emisja γ 

 
Rozszczepienie jądra atomowego: 



 

rozpad jądra na dwa rzadziej więcej fragmenty o zbliżonych masach 



 

emisja n

0

 



 

promieniowanie γ – obydwa fragmenty powstałe w rozczepieniu są jądrami 
neutrononadmiarowymi  



 

emisja n

0

 opóźnionych 

 
 
 

27 

 

Wymuszone reakcje jądrowe: 
 



 

α 
 



 

protony 

 



 

inne jądra atomowe 

 
Zasięg promieniowania: 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Zastosowania izotopów: 



 

badania dyfuzji w układach stałych 



 

określenie rozpuszczalności substancji trudno rozpuszczalnych 



 

badanie mechanizmów reakcji chemicznych 

o  R-COOH + HCOH

3

 → RCOOCH

3

 + H

2

O 



 

określanie wieku przedmiotów (izotop węgla 

14

C – τ

½ 

= 5730 lat) 



 

radiofarmaceutyki np. (technet – 99m, jod – 131, tal – 201, gal – 67, miedź – 64) 

o  radioizotopowa diagnostyka (topograficzna, czynnościowa) 
o  terapia izotopowa 
o  obrazowanie molekularne 

 
Radioizotopy: 



 

57

Co – niedokrwistość złośliwa 



 

75

Se – badanie trzustki 



 

18

Fe – diagnostyka onkologiczna 



 

131

I – leczenie guzów tarczycy 



 

89

Sr – leczenie przerzutów nowotworów kości 

 
Postać radiofarmaceutyku: 



 

proste jony ( 

131

I

-

, 

99m

TcO

4

-

, 

111

In

3+

) 



 

roztwory koloidalne – badania wątroby 



 

cząsteczki znakowane (florodeoksyglukoza) 



 

kompleksy (Cardiolit) 

 
 

28 

 

Cechy radionuklidu: 



 

rodzaj emitowanego promieniowania 



 

okres półtrwania 



 

długość wydalania z organizmu 



 

czystość biologiczna i radiochemiczna 



 

mechanizm lokalizacji 

1.  transport aktywny (

123

I – tarczyca, 

99m

TcO

4

-

 - tarczyca, selenometionina – trzustka, 

201

Ti – obrazowanie serca 

2.  dyfuzja pasywna – związki litofilne 



 

przemiany stereoizometryczne – łączenie z pewnymi grupami 



 

zmiana właściwości 



 

zahamowanie dyfuzji zwrotnej 

3.  fagocytoza 
4.  adsorpcja, chemisorpcja 
5.  wiązanie z receptorem 
6.  wiązanie z antygenem 
7.  wychwyt metaboliczny (fluorodeoksyglukoza) 

 
 

Wykład 10.  

Struktura blokowa układu okresowego. 
 
Układ okresowy opracowany przez Mendelejewa. Podzielony na 18 grup i 7 okresów. 
 
Co można określić na podstawie położenie w układzie okresowym? 



 

liczbę atomową i masową 



 

liczbę cząstek elementarnych 



 

konfigurację elektronową 



 

konfigurację walencyjną 



 

liczbę powłok elektronowych 



 

wartościowość w związku chemicznym 



 

właściwości fizyczne i chemiczne 

o  1-2 grupa – blok s 
o  3-12 grupa – blok d 
o  13-18 grupa – blok p 
o  lantanowce, aktynowce – blok f 

 
Blok „s” 



 

litowce i berylowce 



 

metale 



 

aktywne chemiczne (łatwo ulegają jonizacji) 



 

silne reduktory 



 

stopień utlenienia odpowiednio +1 i +2 



 

występują głównie w związkach (ze względu na reaktywność) 



 

niskie gęstości, duże objętości molowe, duże promienie atomowe 



 

dobre przewodnictwo elektryczne i cieplne 



 

krystalizują  

 
 
 

29 

 

Blok „p” 



 

borowce, węglowce, azotowce, tlenowce, fluorowce i helowce (gazy szlachetne) 



 

metale 

o  stopień utlenienia:  +2, +4 
o  na niższych stopniach utlenienia – właściwości redukujące 
o  na wyższych stopniach utlenienia – właściwości utleniające 
o  ze wzrostem liczby atomowej rośnie gęstość, temperatura wrzenia i topnienia, 

właściwości metaliczne pierwiastków 



 

niemetale 

o  w postaci wolnej lub w związkach 
o  na kliku stopniach utlenienia - dodatnim lub ujemnym 
o  łatwość przyłączania e 
o  ze wzrostem liczby atomowej w danej grupie maleje zdolność niemetali do 

przechodzenia w stan zjonizowany 

o  często w postaciach alotropowych 
o  występują we wszystkich stanach skupienia 



 

gazy szlachetne 

o  bezbarwne 
o  stan gazowy 
o  jednoatomowe gazy 
o  bierne chemicznie 
o  powłoka walencyjna ns

2

 np

6

 

 

Blok „d” 



 

skandowce, tytanowce, wanadowce, chromowce, manganowce, żelazowce, kobaltowce, 
niklowce, miedziowce, cynkowce 



 

metale 



 

kilka stopni utlenienia 



 

ciała stałe (za wyjątkiem rtęci – Hg) 



 

dobra przewodność cieplna i elektryczna 



 

duża gęstość 



 

tworzą związki kompleksowe (cynk – bezbarwne) 

 
Okresowość wymiarów atomowych 
 



 

promienie maleją w grupie od dołu do góry 



 

promienie maleją w okresie od lewej do prawej 

 
Promienie jonowe: 



 

odległość najbardziej oddalonego e  od jądra atomowego w przypadku utworzonych z 
jednego atomu jonu 



 

zmiana natury atomu po przejściu w postać jonu 

 

Na – 186 pm 

 

Na

+

 - 99 pm 

Mg – 160 pm   

Mg

2+

 - 72 pm 

Cl – 99 pm  

 

Cl

-

 - 181 pm 



 

rosną w dół w grupach 



 

aniony większe niż kationy  

 
 
 

orbitalny promień atomowy 

30 

 

energia jonizacji – EJ – energia potrzebna do oderwania elektronu najsłabiej związanego z atomem 



 

atom + EJ → kation + e

-

 



 

odzwierciedla energię orbitalu, z którego usuwany jest elektron 



 

zależy od głównej liczby kwantowej „n” i efektywnego ładunku jądra Z

ef

 

 

 

 

 

 



 

najwyższa u gazów szlachetnych najniższa u litowców 
 
 
 
 
 



 

zależy od: 

o  promienia atomu 
o  budowy powłoki z jakiej jest usuwany e 
o  skuteczności ekranowania 
o  ładunku jądra 

 
Powinowactwo elektronowe – PE 



 

1 

 
 



 

PE < EJ 

 
Elektroujemność – miara zdolności atomu pierwiastka do przyciągania e podczas tworzenia wiązania  

       chemicznego (najwyższa F – 4,0) 



 

w okresie rośnie w prawo 



 

w grupie rośnie w górę 

 
Charakter metaliczny, niemetaliczny: 

 

NIEMETALE 

NIEMETALE 

W

ła

śc

iw

o

śc

i f

iz

yc

zn

e

 

Dobre przewodnictwo elektryczne 

Słabe przewodnictwo elektryczne 

Ciągliwe 

Nieciągliwe 

Kowalne 

Niekowalne 

Z reguły stały stan skupienia (wyj. Hg) 

Stan skupienia stały, ciekły i gazowy 

Wysoka temperatura topnienia i wrzenia 

Niska temperatura topnienia i wrzenia 

Dobre przewodnictwo cieplne 

Słabe przewodnictwo cieplne 

W

ła

śc

iw

o

śc

i 

ch

emi

cz

n

e 

Reagują z kwasami 

Nie reagują z kwasami 

Tworzą zasadowe tlenki 

Tworzą kwasowe tlenki 

Tworzą kationy 

Tworzą aniony 

Tworzą jonowe halogenki 

Tworzą kowalencyjne halogenki 

 
 
 

 

I

1

 

I

2

 

I

3

 

Be 

9,3 

18,2 

154 

B 

8,3 

25,1 

37,9 

31 

 

Podsumowanie zmian wzdłuż układu okresowego: 



 

w dół 

o  rośnie 

  promień atomowy 
  aktywność chemiczna metali 

o  maleje 

  powinowactwo elektronowe 
  energia jonizacji  
  aktywność chemiczna niemetali 
  elektroujemność 



 

w prawo 

o  rośnie 

  energia jonizacji 
  powinowactwo elektronowe 
  charakter niemetaliczny 

o  maleje 

  promień atomowy 
  charakter metaliczny 

 
 

Wykład 11.  

Wiązania chemiczne. 
 
Typy wiązań chemicznych: 



 

kowalencyjne 

o  między atomami tego samego pierwiastka 
o  między atomami pierwiastków sąsiadujących ze sobą 
o  mała różnica elektroujemność (x<0,4) 
o  uwspólnianie pary elektronowej 
o  gęstość elektronowa jednakowa na obu atomach 



 

kowalencyjne spolaryzowane 

o  przesunięcie pary (gęstości) elektronowej 
o  różnica elektroujemność na poziomie 0,4<x<1,7 
o  biegunowy charakter („+” i „-”) 
o  posiadają moment dipolowy (dipole) 
o  gęstość elektronowa większa w pobliżu atomu bardziej elektroujemnego 



 

jonowe 

o  między atomami skrajnie położonymi 
o  duża różnica elektroujemności 
o  występuje  

  we wszystkich solach jonowych 
  solach amonowych 

o  przyciąganie elektrostatyczne, całkowite przejęcie 



 

metaliczne 

o  elektrony swobodne 
o  elektrony walencyjne należą do wszystkich atomów - delokalizacja 
o  wiązania niekierunkowe 

 
 
 
 

32 

 



 

* oddziaływania van der Waalsa (NIE WIĄZANIA) 

o  siły oddziaływania pomiędzy atomami należącymi do sąsiednich cząsteczek 
o  odpowiedzialne za: 

  stan skupienia substancji 
  przemiany fazowe 
  absorbcję fizyczną 
  rozpuszczalność 

o  elektron w ciągłym ruchu – szybkozmienny dipol 

 

  wiązania orientacyjne:   

dipol trwały–dipol trwały 

  wiązania indukowane:   

dipol trwały–dipol indukowany 

  wiązania indukowane:   

dipol indukowany–dipol indukowany 

 



 

koordynacyjne – donorowo-akceptorowe 

o  uwspólnienie pary elektronowej jednego atomu 
o  H

3

O

+

, H

2

SO

4

, H

3

PO

4

, HClO

2

 



 

wodorowe 

o  wysoki stopień ukierunkowania 
o  maksymalna trwałość (gdy atom akceptorowy do tworzenia wiązania wodorowego 

znajduje się na linii wiązania O–H, N–H) 

o  kooperatywność 

 
Cechy kryształów związków z określonymi typami wiązań: 



 

kryształ kowalencyjny 

o  wiązania atomowe – najsilniejsze 
o  wysoka temperatura topnienia 
o  duża wytrzymałość mechaniczna 
o  duża trwałość 
o  nie przewodzą prądu – czyste 
o  nierozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych i niepolarnych 
o  np. diament, krzem 



 

kryształ molekularny, cząsteczkowy 

o  oddziaływania van der Waalsa 
o  niskie temperatury topnienia 
o  niska wytrzymałość 
o  niewielka twardość 
o  nie przewodzą prądu elektrycznego 
o  rozpuszczalne w rozpuszczalnikach niepolarnych 
o  np. stałe O

2

, N

2

, CO

2

, CH

4

, gazy szlachetne; większość zw. organicznych 



 

kryształ jonowy 

o  oddziaływania elektrostatyczne, wiązania jonowe 
o  wysoka temperatura topnienia 
o  wysoka wytrzymałość mechaniczna 
o  duża trwałość 
o  po stopieniu i rozpuszczeniu przewodzą prąd 
o  na ogół rozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych 
o  mała lotność 
o  np. tlenki, chlorki litowców i berylowców 

 
 
 

Energia wiązań: 
- podstawowe – 100-600kJ/mol 
- van der Waalsa – 0,2-20kJ/mol 

33 

 



 

kryształ metaliczny 

o  gaz elektronowy – chmura elektronów swobodnych 
o  przewodzą prąd elektryczny 
o  dobrze przewodzą ciepło 
o  połysk metaliczny 
o  kowalność 
o  zróżnicowane temperatury topnienia i wrzenia oraz wytrzymałość 
o  metale bloku s, p, d 

 
 

Wykład 12.  

Utlenianie i redukcja. 
 
Im większa elektroujemność tym większe przyciąganie e

-

. 

 
reakcje red-ox – reakcje w których dochodzi do zmiany stopnia utlenienia pierwiastków np. 
 

 

  Fe + S → FeS 

 
stopień utlenienia – liczba e, które dany atom przekazał lub przyjął od innego atomu w ramach  
 

 

        tworzenia z nim wiązania chemicznego (nie utożsamiać z wartościowością) 

 
Suma stopni utlenienia w cząsteczce obojętnej jest równa 0. 
Suma stopni utlenienia w cząsteczce lub atomie jonowym jest równa ładunkowi jonu. 
Pierwiastki w stanie wolnym mają stopień utlenienia równy 0 we wszystkich odmianach 
alotropowych. 
 
Charakterystyczne stopnie utlenienia: 



 

fluor (-I) 



 

tlen (-II); wyjątki: 

  nadtlenki - BaO

2

 (-I) 

  ponadtlenki - KO

2

 (-½ ) 

  jon oksygenylowy - O

2

+ 

(+½ ) 

  fluorek tlenu - OF

2

 (+II) 



 

wodór (I); wyjątki: 

  wodorki litowców i berylowców (-I) 

 

Utleniacze: 



 

metale: Fe (III), Cu (II), Sn(IV), MnO

4

-

 



 

niemetale: O

2

, O

3

, S, fluorowce, NO

3

-

, ClO

4

-

, SO

4

2-

, H

2

O

2

 

 
Reduktory: 



 

metale: w stanie wolnym (I i II grupa), Sn (II), Fe (II) 



 

niemetale: H

2

, C, fluorowce, SO

3

2-

, NO

2

-

 

 
Wzrost stopnia utleniania powoduje: 



 

wzrost: 

o  właściwości utleniających 
o  mocy kwasów tlenowych 
o  tendencji do tworzenia anionów 



 

spadek 

o  właściwości redukujących 
o  mocy wodorotlenków 
o  tendencji do tworzenia kationów 

34 

 

 
Reakcja dysproporcjonowania (dysmutacji) – ta sama substancja jest dla siebie utleniaczem i 
reduktorem. 

 

 

 

Reakcja syn proporcjonowania – dwie substancje o dwóch różnych stopniach utlenienia przechodzą w 
jednakowy stopień utlenienia. 

 

 
Reakcja utleniania i redukcji może być rezultatem: 



 

zderzeń atomów, cząsteczek, jonów (obie reakcje cząsteczkowe zachodzą w tym samym 
czasie i miejscu 



 

przestrzennego oddzielenia reakcji utleniania od reakcji redukcji, zastosowanie 
przewodników: 

o  elektronowego – elektrody do transportu e

-

 

o  jonowego – elektrolitu do transportu naładowanych cząsteczek – jonów 

 
Reakcje utleniania i redukcji zachodzą z udziałem e

-

 wymienionych z przewodnikiem elektronowym – 

elektrodą nazywamy reakcjami elektrochemicznymi: 

o  reakcja utleniania substancji – reakcja anodowa – na anodzie 
o  reakcja redukcji substancji – reakcja katodowa – na katodzie 

 
Równanie Nernsta – zależność elektrochemiczna wyrażająca potencjał elektrody względem jej 
potencjału standardowego 

 

 
 

 

 

 

 

 
Elektrody: 



 

metaliczne 
 
 

 

 

 

 
 
 
 

 

 
 
 
 
 

35 

 



 

gazowe 

 

 

 
 
 
 

 

 

 

 
Potencjał półogniwa red-ox zależy od: 



 

właściwości danego układu 



 

stosunku stężeń składników układu 



 

stężenia H

+

 



 

obecności związków tworzących trudno rozpuszczalne lub kompleksowe połączenia 

 
Wpływ pH na potencjał: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

 

 
 

Pomiar potencjału, elektrody wzorcowe. Potencjał pojedynczej elektrody możemy zmierzyć przy 
pomocy ogniwa w którym jedna elektroda jest wzorcowa, czyli ma znany niezmienny potencjał 
(odniesienia). 
 
Szereg elektrochemiczny zawiera informację: 



 

który pierwiastek jest bardziej reaktywny 



 

kierunek reakcji samorzutnych, a dokładnie które: 

o  mogą wypierać wodór z rozcieńczonych roztworów kwasów 
o  są odporne na działanie rozcieńczonych kwasów 
o  mogą wypierać metale z roztworów 

 
Im bardziej dodatni potencjał tym silniejsze zdolności utleniające roztworu. 
 
Korozja: 



 

niszczenie materiału pod wpływem 

o  działania środowiska otaczającego 

  atmosfera, opady, woda 

o  czynników technologicznych uwalnianych do atmosfery przez człowieka 

  tlenki siarki, azotu, węgla, kurz chemikalia 



 

metoda ochrony – pokrywanie metalem anodowym np. cynkiem 

36 

 

 
 
 
 
 

 

 

 

 

 

Pasywacja: 



 

metal znajduje się  w stanie pasywnym gdy ma znacznie większą odporność na korozję niż 
wskazana w szeregu napięciowym.  



 

pasywność jest wynikiem powstawania na powierzchni metalu cienkiej nierozpuszczalnej 
warstwy tlenków tych metali, np. glin 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

37 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.  Otrzymywanie: 



 

NaH + H

2

O → NaOH + H

2 

(Na

+ 

+ H

- 

+ H

+

 + OH

-

 → Na

+ 

+ OH

- 

+ H

2

)  

wodorki magnezu i berylu nie reagują 
 



 

reforming:  

 



 

konwersja:   

 



 

elektroliza wody, wodnych roztworów soli, wodorotlenków litowców, kwasów 



 

wypieranie wodoru z kwasów (Zn + HCl → ZnCl

2 

+ H

2

; 2Na + H

2

O→2NaOH + H

2

) 

 

2.  Charakterystyka: 



 

najlżejszy, bezbarwny, bez zapachu i smaku 



 

duża szybkość dyfuzji 



 

najlepsze przewodnictwo ciepła wśród gazów 



 

dwie odmiany: 

o  parawodór - 25% w temperaturze pokojowej – przeciwny spin 
o  ortowodór - 75% w temperaturze pokojowej – zgodny spin  



 

znaczna rozpuszczalność w metalach 



 

w temperaturze pokojowej brak aktywności chemicznej 

o  reaguje tylko z F

2

 

o  reakcja z Cl

2

 przy naświetlaniu promieniowaniem elektromagnetycznym 



 

izotopy: 

o  prot - 

1

H 

o  deuter - 

2

H 

  ok. 0,02% w H

2

O 

  wielokrotna elektroliza wody (na katodzie łatwiej ulega redukcji 

H

+ 

niż D

+

 (ciężka woda) 

  z 1m

3

 – 30 cm

3

 wody ciężkiej 

  nieco wyższa temperatura wrzenia i topnienia 
  gorsza przewodność 

o  tryt - 

3

H 

 
 
 
 
 
 

38 

 



 

silny reduktor  
 



 

tworzy mieszaninę piorunującą z tlenem (spalając się tworzy wodę) 



 

słaba rozpuszczalność w H

2

O i innych cieczach 

 
 

3.  Związki:  



 

wodorki 

o  typu soli  

  jonowe 
  oddziaływania elektrostatyczne 
  z metalami I i II grupy 
  2K

(s)

+H

2(g)

→2KH

(s)

 

  biała barwa, wysoka topliwość 
  struktura krystaliczna, odpowiednik halogenku 
  silne reduktory 

o  metaliczne 

  połączenia wodoru z metalami zewnętrzno- i wewnętrzno 

przejściowymi 

  połysk i właściwości metaliczne 
  nielotne 
  przewodzą prąd 

o  kowalencyjne 

  bor, grupy 14-17 
  na ogół lotne (HCl, HF, H

2

S) 

  otrzymywanie: 



 

FeS + 2HCl → H

2

S + FeCl

2

 

 

4.  Właściwości: 

 
 

 

 

 

5.  Zastosowanie: 



 

otrzymywanie m.in.: 

o  amoniaku metodą Habera 
o  metanolu 



 

hydrametalurgiczne wydzielanie Cu (Cu

2+ 

+ H

2

 → Cu + 2H

+

) 



 

uwodornienie (…C=C… + H

2

 → …CH-CH…) 

 
 

Substrat 

Produkt 

Metal grupy I 

MH 

Metal grupy II 

MH

2

 

Niektóre metale bloku d 

MH

x

 

Tlen 

H

2

O 

Azot 

NH

3

 

Fluorowiec 

HX 

39 

 

Wykład 13.  

Analiza wszystkich grup anionów. 
Dodatek z analizami na koniec. 
 

Wykład 14.  

Systematyka cd. 
 

 

 

 

Nazwa 

Lit 

sód 

potas 

rubid 

cez 

frans 

Symbol 

Li 

Na 

K 

Rb 

Cs 

Fr 

Powłoka 

walencyjna 

2s

1 

3s

1

 

4s

1

 

5s

1

 

6s

1

 

7s

1

 

Liczba 

atomowa 

3 

11 

19 

37 

55 

87 

 

Wśród najczęściej występujących w skorupie ziemskiej należą: sód i potas. 

Postać w jakiej występują pierwiastki w przyrodzie: 



 

lit 

o  spodumen: LiAl[Si

2

O

6

] 

o  ambligonit: [LiAl(PO

4

F)] 



 

sód 

o  albit: NaAl[Si

3

O

8

] 

o  NaCl 
o  NaNO

3

 



 

potas 

o  sylwin: KCl 
o  karnalit: KMg 
o  glinokrzemiany 



 

rubid, cez 

o  towarzyszą pozostałym litowcom 



 

frans 

o  znaleziony przy rozpadzie jądra uranu 

 
Ogólna charakterystyka litowców: 



 

metale 



 

białe lub srebrzyste 



 

miękkie 



 

najmniejsza gęstość spośród pierwiastków (Li, Na i K mają mniejszą gęstość od H

2

O) 



 

reaktywne 



 

niska energia jonizacji –E

o

 (ok. -3V) 



 

najbardziej elektrododatnie pierwiastki, tzw. metale alkaliczne 



 

w wysokich temperaturach tworzą pary jednoatomowe barwiące płomień 

o  lit – karminowo-czerwony 
o  sód – żółty 
o  potas, rubid, cez – fioletowy 

40 

 

Właściwości chemiczne i fizykochemiczne litowców i ich związków: 

1.  Utlenianie metali powietrzem 

a.  wolne powietrze 



 

6Li + N

2

 → 2Li

3

N 



 

4M + O

2

 → 2M

2

O (M= Na, K, Rb, Cs, Fr) 

b.  spalanie w powietrzu 



 

4Li + O

2 

→ 2Li

2

O 



 

2Na + O

2

 → Na

2

O

2

 

  Na

2

O

2 

+ 2Na → 2Na

2

O 



 

M + O

2

 → MO

2

 (M = K, Rb, Cs, Fr) 

2.  Reakcje metali i ich związków z wodą: 



 

2M + 2H

2

O → 2MOH + H

2

^ (M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) 



 

Li

3

N + 3H

2

O → 3LiOH + NH

3

^ 



 

M

2

O + H

2

O → 2MOH (M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) 



 

M

2

O

2

 + H

2

O → 2MOH + H

2

O

2 

(M= Na, K, Rb, Cs, Fr) 



 

2MO

2

 + 4H

2

O → 2MOH + 2H

2

O

2

 + O

2

  (M= K, Rb, Cs, Fr) 

M

2

O – wybitnie zasadowy charakter 

M

2

O

2

, MO

2

 – silne utleniacze 

3.  Reakcje z siarką: 

a.  tworzenie siarczków 



 

2M + S → M

2

S (M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) 

b.  tworzenie M

2

S

n

 (n = 2, 3, 4, 5 lub 6) 



 

2M + 4S → M

2

S

4

 (M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) 



 

4M + S

8

 → 2M

2

S

4

 

4.  Reakcje z wodorem: 



 

2M + H

2

 → 2MH (M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) 

  MH + H

2

O → MOH + H

2

 (M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) 

silne reduktory 
Li[AlH

4

], Na[BH

4

] 



 

4LiH + AlCl

3

 → Li[AlH

4

] + 3LiCl 

działanie redukujące 



 

4BClI

3

 + 3Li[AlH

4

] → 2B

2

H

6

 + 3LiCl + 3AlCl

3

 



 

PCl

3

 → PH

3

 



 

SiCl

4

 → SiH

4

 

5.  Hydratacja:  

a.  podatność jonów litowców na hydratację 



 

Li

+ 

> Na

+

 > K

+

 > Rb

+

 > Cs

+

 > Fr

+

 

b.  podatność do tworzenia soli uwodnionych 



 

sole litu – wszystkie 



 

sole sodu – liczne 



 

sole potasu – niewiele 



 

sole rubidu, cezu, fransu – wszystkie bezwodne 

6.  Rozpuszczalność związków w H

2

O: 



 

większość soli litowców dobrze rozpuszczalna 

  energia sieciowa > energia hydratacji 



 

trudno rozpuszczalne sole litowców 

  Li

2

CO

3

, Li

3

PO

4

, LiF, LiOH 

  KClO

4

 

 

 

 

41 

 

7.  Sole litowców: 

a.  głównie bezbarwne 
b.  większość dobrze rozpuszczalna w wodzie 
c.  silne elektrolity 

8.  Trwałość tlenowych soli litowców 

a.  sole tlenowe mają budowę jonową, dużą trwałość – siarczany i fosforany 
b.  węglany przed rozłożeniem w wysokiej temperaturze ok. 1000

o

C ulegają stopieniu 

(LiCO

3

 – ma najmniejszą trwałość) 

c.  wodorowęglany są trwałe (LiHCO

3

 – nie istnieje stały) 

d.  węglany i wodorowęglany litowców (poza solami litu) mają dobrą rozpuszczalność w 

wodzie 

e.  azotany (V) litowców są trwałe 



 

silne ogrzewanie prowadzi do przechodzenia w azotyny (III) 

  2MNO

3

 → 2MNO

2

 + O

2

 (M= Na, K, Rb, Cs, Fr) 

  4LiNO

3

 → 2Li

2

O + 4NO

2

 + O

2

 

9.  Związki z węglem: 



 

2Li + 2C + (T) → Li

2

C

2 

(węglit) 



 

2M + C

2

H

2 

→ M

2

C

2

 + H

2

 (M= Na, K, Rb, Cs, Fr) 

  M

2

C

2

 + 2H

2

O → 2MOH + C

2

H

2

 



 

K, Rb,Cs 

  tworzą niestechiometryczne barwne węgliki  międzywęzłowe z 

grafitem (C

60

M, C

36

M, C

8

M), atomy węgla tworzą uporządkowaną 

sieć, pomiędzy przylegające atomy węgla wpasowują się atomy 
metalu 

10. Reakcje ze związkami organicznymi: 



 

CH

3

COOH + MOH → CH

3

COOM + H

2

O (M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) 



 

RCOOH + MOH → RCOOM + H

2

O (mydła; M= Na, K; C=10-22) 

11. Związki alkilowe i arylowe: 

a.  związki Li – kowalencyjne (m.in.: rozpuszczalne w eterze) 



 

RCl + 2Li → LiR + LiCl 

b.  związki Na, K, Rb, Cs – budowa jonowa (M+R-) 



 

2M + HgR

2

 → Hg + 2MR (M= Na, K, Rb, Cs, Fr) 

12. Kompleksy metali alkalicznych 

a.  mogą tworzyć kompleksy chylatowe ze związkami organicznymi (np. aldehyd 

salicylowy, acetyloaceton) 

b.  liczba koordynacyjna 4 lub 6 

 
Otrzymywanie: 



 

nie można ich otrzymać przez redukcję tlenków 



 

elektroliza wodnych roztworów ich soli 

o  katoda rtęciowa – tworzenie amalgamatu – sól otrzymywana metodą Castnera-

Kellnera 

o  2Na

+

Cl

-

 → 2NaHg

(amalgamat)

 + Cl

2

 



 

elektroliza stopniowych związków (w obecności CaCl

2

) 

o  Na 

  metoda Downsa – stopienie NaCl 
  metoda Castnera – stopienie NaOH 

o  K 

  elektroliza stopionego KCl 
  przepuszczanie par sodu nad stopionym KCl (Na +KCl → NaCl + K) 

 

42 

 

Lit: 

o  względnie duże temperatury topnienia i wrzenia 
o  tlenek 
o  podwyższona twardość 
o  wyższe tlenki nietrwałe 
o  najmniejsza elektrododatniość 

Li

2

CO

3

, LiNO

3

, LiOH – mniej trwałe 

LiHCO

3

 – nie istnieje stały 

o  jony i związki litu dużo lepiej hydratowane niż jony innych litowców i ich związków 
o  Li

3

N 

o  Li

2

C

2

 (po bezpośredniej reakcji z węglem) 

o  większa tendencja tworzenia kompleksów 



 

akwakompleksy 



 

jodek aminalitu [Li(NH

3

)

4

] – stan stały 

o  LiF, Li

2

CO

3

, Li

3

PO

4 

nierozpuszczalne w wodzie 

o  LiOH – trudno rozpuszczalny w H

2

O 

o  kowalencyjne halogenki, związki alkilowe litu – rozpuszczalne w rozpuszczalnikach 

organicznych. 

 

 

 

 

Nazwa 

beryl 

magnez 

wapń 

stront 

bar 

rad 

Symbol 

Be 

Mg 

Ca 

Sr 

Ba 

Ra 

Powłoka 

walencyjna 

2s

2 

3s

2

 

4s

2

 

5s

2

 

6s

2

 

7s

2

 

Liczba 

atomowa 

4 

12 

20 

38 

56 

88 

 
 



 

powłoka walencyjna: ns

2

 



 

wśród najczęstszych we wszechświecie: Mg 



 

wśród najczęstszych w skorupie ziemskiej: Mg, Ca 

 
Właściwości chemiczne berylowców: 

1.  utlenianie powietrzem 

a.  spalanie w azocie 



 

3M + N

2

 → M

3

N

2

 (M= Be, Mg, Ca, Sr, Ba) 

b.  tlenki 



 

spalanie w tlenie (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) 



 

termiczny rozkład MCO

3

, M(OH)

2

, M(NO

3

)

2

, MSO

4

 – (M= Be, Mg, Ca, Sr, Ba, 

Ra) 

  M(OH)

2

 → MO + H

2

O 

c.  nadtlenki 



 

M + O

2

 → MO

2

 (Sr, Ba) 



 

M(OH)

2 

+ H

2

O

2

 → MO

2

 + 2H

2

O (Mg, Ca) 

d.  ponadtlenki – brak  

 
 
 

43 

 

2.  reakcje z wodą 

a.  pierwiastki 



 

M + 2H

2

O → M(OH)

2

 + H

2 

(Mg, Ca, Sr, Ba) 



 

Be + H

2

O → BeO + H

2 

(Be) 

b.  azotki 



 

M

3

N

2

 + 6H

2

O → 3M(OH)

2

 + 2NH

3

 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) 

c.  tlenki 



 

MO + H

2

O → M(OH)

2 

(Mg, Ca, Sr, Ba) 

d.  nadtlenki 



 

MO

2

 + 2H

2

O → M(OH)

2

 + H

2

O

2 

(Mg, Ca, Sr, Ba) 

reakcja z kwasem 

  MO

2

 + 2HCl → MCl

2

 + H

2

O

2

 (Mg, Ca, Sr, Ba) 

3.  Tworzenie siarczków 

a.  M + S +(T) 



 

M + S → MS (M= Be, Mg) 

b.  M(OH)

2

 + H

2

S 



 

M(OH)

2

 + H

2

S → MS +2H

2

O (Ca, Sr, Ba) 

c.  niektóre tworzą wielosiarczki 



 

MS

4

. 

xH

2

O 

4.  Reakcje metali z wodorem 

a.  Me + H

2

 → MeH

2

 (Mg, Ca, Sr, Ba) 



 

2BeCl

2

 + Li[AlH

4

] → 2BeH

2

 + LiCl + AlCl

3

 



 

CaH

2

, SrH

2

, BaH

2

 – jonowe 



 

BeH

2

, MgH

2

 – kowalencyjne, preferują polimeryzację 

silne reduktory: 

  MH

2

 + 2H

2

O→ M(OH)

2

 + 2H

2

^ (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) 

tylko Be [XH

4

]

2

  (X= pierwiastki III grupy głównej) 

5.  Reakcje z fluorowcami 

a.  MX

2

 (T) 



 

M + X

2

 → MeX

2

 (M= Be, Mg, Ca, Sr, Ba) 

b.  halogenki berylu – budowa kowalencyjna, polimeryczne 
c.  powstałe jonowe 
d.  (BeF

2

)

n

 – nierozpuszczalny w wodzie 

e.  MF

2

 (M= Mg, Ca, Sr, Ba) – słabo rozpuszczalne w wodzie 

f.  MX

2

 (M= Mg, Ca, Sr, Ba; X=pozostałe) – dobrze rozpuszczalne w wodzie 

 
Właściwości fizykochemiczne berylowców: 



 

podatność na hydratację 

o  Be

2+

 > Mg

2+ 

> Ca

2+ 

> Sr

2+ 

> Ba

2+ 

> Ra

2+

 

o  Be 

. 

4H

2

O 

o  Mg 

. 

12H

2

O 

o  Ca, Sr, Ba – do 8H

2

O  



 

rozpuszczalność w H

2

O 

o  azotany, halogenki (bez F), octany – dobrze rozpuszczalne 
o  rozpuszczalność wodorotlenków i fluorków berylowców rośnie ze wzrostem liczby 

atomowej 

o  większość M

3

(PO

4

)

2

, MCO

3

 nierozpuszczalna w wodzie 



 

trwałość soli tlenowych  

o  sole tlenowe są mniej trwałe od odpowiednich soli litowców 

  MCO

3

 → MO + CO

2

 (M= Be, Mg, Ca, Sr, Ba) 

  MHCO

3

 – nie istnieje w stanie stałym tylko w roztworze 

berylowce:  -2500 



 -1300 

litowce: -500 



 

44 

 



 

związki berylowców z węglem 

o  jonowe węgliki berylowców (acetylenki) 

  M + 2C → MC

2

 (M= Mg, Ca, Sr, Ba) 

  Be + C

2

H

2

 → BeC

2

 + H

2

^ 

o  reakcje węglików z H

2

O  

  MC

2

 + H

2

O → M(OH)

2

 + H

2

C

2 

(M= Mg, Ca, Sr, Ba) 

  BeC

2

 + H

2

O → 2BeO + CH

4

 

(niedobrane współczynniki)

 



 

związki organiczne 

o  sole z kwasami karboksylowymi 

  2CH

3

COOH + M(OH)

2

 → (CH

3

COO)

2

M + 2H

2

O (Ca, Sr, Ba) 

o  mydła nierozpuszczalne w wodzie 

  2RCOOH + M(OH)

2

 → (RCOO)

2

M + 2H

2

O (M= Ca, Sr, Ba; R: C= 10



22) 

o  magnez – związki metaloorganiczne (odczynniki Gringarda) z halogenkami alkilowymi 

  Mg + RX → RMgX 



 

kompleksy 

o  typowe kompleksy nieorganiczne Be

2+ 

 

  (BeF

4

)

2-

, [Be(C

2

O

4

)

2

]

2-

, [Be(H

2

O)

4

]

2+

, [Be(NH

3

)

4

]

2+

 

o  kompleksy z kleszczowymi ligandami organicznymi 

  EDTA, chlorofil 

 
Otrzymywanie: 



 

Be, Ca – elektroliza stopionych chlorków 

o  MCl

2

 → M + Cl

2

 



 

Mg, Sr, Ba – metoda aluminotermiczna, redukcja tlenków glinem metalicznym 

o  3MO + 2Al → M + Al

2

O

3

 

 
Beryl: 



 

odmienność berylu 

o  atomy małe, tendencja do tworzenia wiązań kowalencyjnych 
o  w wodzie hydroliza (podobny do Al) 
o  tworzy dużo kompleksów 
o  ulega pasywacji 
o  jedyny pierwiastek amfoteryczny w II grupie 

  BeX

2 

+ 2OH

-

 → Be(OH)

2 

+ 2X

-

 

  Be(OH)

2

 + 2OH

-

 → Be(OH)

4

2-

 (+ H

2

O) 

  Be +NaOH +H

2

O → Na

2

[Be(OH)

4

] + H

2

^ 

o  BeC

2

 – w czasie hydrolizy uwalnia CH

4

 

o  halogenki berylu są polimeryczne – deficyt elektronowy 
o  BeCl

2

 – budowa prosta lub tworzy dimer 

o  tworzy polimeryczne wodorki i związki alkilowe 

 
Wapń: 



 

rola biologiczna 

o  pierwiastek budulcowy i regulacyjny w organizmie 
o  przekaźnik wtórny – kinazy białkowe 
o  przewodzenie impulsów bioelektrycznych 
o  udział w krzepnięciu krwi 
o  skurcz mięśni gładkich, szkieletowych i serca 
o  udział w reakcjach zapalnych, regeneracji i proliferacji 

 
 

45 

 

Magnez: 



 

rola biologiczna 

o  uczestniczy w odbudowie fosforanowych źródeł energii skurcza mięśniowego: ATP i 

fosfokreatyny 

o  uczestniczy w syntezie i replikacji DNA i RNA 
o  zapewnia dobre funkcjonowanie mitochondriów 
o  poprawia wchłanianie potasu 
o  bierze udział w przesyłaniu impulsów nerwowych (prawidłowy rytm pracy serca) 

 
 

Wykład 15.  

Systematyka cd. 

 

 

 

 

powłoka 

walencyjna 

stopnie 

utlenienia 

wodorki  tlenki 

pierwiastki 

związki 

BOROWCE 

s

2

p

1

 

+1, +3 

XH

3

 

X

2

O

3

 

B - kwasowe 

Al - amfoterycz. 

reszta - zasad. 

H

3

XO

3 

X(OH)

3

 

HXO

2

 

WĘGLOWCE 

s

2

p

2

 

+2, +4 

XH

4

 

XO

2

 

XO 

C, Si – kwas. 

Ge, Sn, Pb – 

amfoteryczne 

H

2

XO

3

 

X(OH)

4  

H

2

XO

3

 

X(OH)

2

  H

2

XO

2

 

AZOTOWCE 

s

2

p

3

 

+3, +5 

XH

3

 

X

2

O

5 

X

2

O

3

 

N, P – kwas. 

As, Sb – amfot. 

Bi – zasad. 

HXO

3

, H

3

PO

4

 

X(OH)

3

 HXO

2

 

X(OH)

3

 

TLENOWCE 

s

2

p

4

 

+2, +4, +6 

XH

2 

X

2

O

3

 

XO

2 

XO 

O, S – kwas 

Se, Te, Po – 

amfoteryczne 

H

2

XO

4 

H

2

XO

3

 

X(OH)

4

 H

2

XO

2

 

FLUOROWCE 

s

2

p

5

 

+2, +3, +5, 

+7 

HX 

X

2

O

7

 

X

2

O

5

 

X

2

O

3

 

X

2

O 

Cl, Br, I - 

kwasowe 

HXO

4

 

HXO

3

 

HXO

2

 

HXO 

 
Stopień utlenienia 



 

(-3) amoniak NH

3

 



 

(-2) hydrazyna N

2

H

4

 



 

(-1) hydroksylamina NH

2

OH 



 

(+1) podtlenek azotu N

2

O 



 

(+2) tlenek azotu (II) NO 



 

(+3) kwas azotowy (III) HNO

2

 



 

(+4) tlenek azotu (IV) NO

2

 



 

(+5) kwas azotowy (V) HNO

3

 

 
Zmiana właściwości: 



 

wzrost liczby atomowej: 

o  wzrost  

  gęstości 
  temperatury wrzenia i topnienia 
  właściwości metalicznych 

 

46 

 

Metale bloku p: 



 

znacznie mniej aktywne niż bloku s 



 

stopień utlenienia +2 i +4 



 

niższy stopień utlenienia – właściwości redukujące 



 

wyższy stopień utlenienia – właściwości utleniające 



 

metale o właściwościach amfoterycznych – Al 

 
Niemetale bloku p: 



 

O

2

, S, N

2

, P, fluorowce – niskie temperatury wrzenia i topnienia 



 

C, Si, B – kryształy kowalencyjne 



 

fluorowce i tlenowce – tworzenie kwasów beztlenowych 



 

występowanie w postaci związków w stanie wolnym, w postaci cząsteczek  



 

kilka stopni utlenienia od ujemnych po dodatnie 



 

różne stany skupienia 



 

odmiany alotropowe 

 
Alotropia: 



 

różne ułożenie pierwiastków w przestrzeni 



 

wiązania między atomami tego samego pierwiastka 

o  węgiel 

  diament 

  każdy atom C – hybrydyzacja sp

3

 

  każdy z podstawników na rogach tetraedru 
  jedna z najtwardszych substancji 
  bardzo wysoka temp. topnienia 
  bardzo mało reaktywna forma 
  nie przewodzi ciepła i prądu 

  grafit 

  każdy atom C – hybrydyzacja sp

2

 

  znacznie miększy 
  niższa temperatura topnienia od diamentu 
  mała reaktywność (większa od diamentu) 
  oddziałuje z interkalatorami 
  słabe przewodnictwo elektryczne 
  właściwości kryształu kowalencyjnego 
  oddziaływania van der Waalsa między warstwami 

 
 

  fulereny 

  każdy atom C – hybrydyzacja sp

2

 

  struktura sferyczna (C60, C560) 
  reakcje z interkalatorami (wprowadzane do środka sfery) 

47 

 

o  tlen 

  tlen cząsteczkowy O

2

 

  cząsteczka paramagnetyczna 
  bezbarwny 
  bez zapachu 
  1,42g/dm

3

 w warunkach normalnych 

  stan tripletowy i singletowy (szkodliwy) 

  ozon O

3

 

  niebieski gaz 
  cięższy od powietrza 
  niepalny, podtrzymuje palenie 
  dobrze rozpuszczalny w wodzie 
  nietrwały 
  w stanie wolnym występuje w atmosferze 
  zapach powietrza po burzy 

 
 
 
 
 

 

 

 



 

bor, glin, gal, ind, tal 

o  bor – niemetal 
o  glin, gal, ind, tal – metale 



 

+1 i +3 stopień utlenienia 

o  ze wzrostem liczby atomowej preferowany +1 stopień utlenienia 
o  bor +3 tylko 



 

duża energia jonizacji 



 

mały rozmiar jonów 



 

duży ładunek elektryczny 



 

wiązania kowalencyjne 

o  związki boru zawsze kowalencyjne 
o  inne związki AlCl

3

, GaCl

3

 – w bezwodnym stanie, dysocjują na jony w roztworze 



 

bor preferuje w związkach z wodorem struktury dimeryczne (diboran) 

 
Deficyt elektronowy: 



 

powłoka walencyjna 

2s 

2p

x

 

2p

y

 

2p

z

 

 

 

 

 

 

 

 

 

orbital cząsteczkowy 

zdelokalizowany trójcentrowy 

48 

 

Właściwości chemiczne: 



 

utlenianie powietrzem 

o  azotki typu MeN 

  2Me + N

2

 → 2MeN (Be, Al) 

  4 Ga + 4NH

3

 + 3O

2

  → 4GaN + 6H

2

O 

o  tlenki 

  spalanie w powietrzu 

  4Me + 3O

2

  →  2Me

2

O

3

 (B, Al, Ga, In, Tl) 

  termiczny rozkład węglanów, wodorotlenków, azotowców, siarczanów 

  2Me(OH)

3

  →  Me

2

O

3

 + 3H

2

O ( Al, Ga, In, Tl) 

  B – nie tworzy wodorotlenków 
  B

2

O

3

 w temperaturze czerownego żaru: H

3

BO

3

  → HBO

2

  →  B

2

O

3

 

  nie tworzą nadtlenków i ponadtlenków 



 

reakcje z wodą 

  BN + 3H

2

O  →  H

3

BO

3

 

  MeN + 3H

2

O  →  Me(OH)

2

 + NH

3

 (Al, Ga, In) 

  Be

2

O

3

 + 3H

2

O  →  2H

3

BO

3

 

  tlenki metalicznych borowców są nierozpuszczalne w wodzie 



 

związki z wodorem 

  NIE REAGUJĄ BEZPOŚREDNIO Z WODOREM 
  diboran B

2

H

6

 

  Mg

3

B

2

 + H

3

PO

4

  →  mieszanina boranów  →  B

2

H

6

 

  2BCl

3

 + 6H

2

  →  2B

2

H

6

 + 6HCl 

  4BCl

3 

+ 3Li[AlH

4

] →  B

2

H

6

 + 3AlCl

3

 + 3LiCl 

  tetrahydroX 

  4NaH + B(OCH

3

)

3

  →  Na[BH

4

] + CH

3

Ona 

  AlCl

3

 + LiH  →  (AlH

3

)

n

  →  Li[AlH

4

] 

  Li[GaH

4

] 

  (InH

3

)

n

 

 
Bor: 



 

w naturze w postaci związków 



 

10

-4

% skorupy ziemskiej 



 

występowanie: 

o  kwas borowy 
o  oksoborany 

  kernit 
  boraks 



 

zastosowanie: 

  domieszka do półprzewodników, odtleniacze Cu, dodatek do stali 

(pierwiastkowy) 

  nietoksyczne środki owadobójcze, konserwanty 
  wzmacniacze żywic syntetycznych 
  materiały pochłaniające promieniowanie neutronowe 



 

otrzymywanie: 

  redukcja magnezem 

  B

2

O

3

 + 3Mg  →  2B + 3MgO 

  redukcja w łuku elektrycznym 

  2BBr

3

 + 3H

2

  →  2B + 6Br 

  rozkład termiczny (1100-1300K) 

  2BI

3

  →  2B + 3I

2

 

49 

 



 

odmiany alotropowe: 

o  bor amorficzny – posiadający brązowy kolor 
o  bor krystaliczny – czarny, bardzo twardy 

  romboedryczny α 
  romboedryczny β 
  tetragonalny 

o  ikosaedr – buduje każdą odmianę alotropową, jednostka podstawowa 



 

właściwości: 

o  duża twardość 
o  szaro-czarna barwa 
o  wysoka temperatura topnienia 
o  słaby przewodnik elektryczny 
o  słaba aktywność chemiczna 
o  spala się w powietrzu na zanieczyszczony BN 
o  reaguje z halogenami 
o  tworzy borki 
o  HNO

3(stęż)

 utlenia metaliczny do H

3

BO

3

 

 
 

 

 

 

 

 

 

 

 



 

związki 

o  borowodory 

  B

n

H

n+4

 

  B

n

H

n+6

 

  inne 

o  borki 

  Mb + M(M

n

O

m

) – 2300 K → M

n

B

m

 

  elektroliza stopionych oksoboranów odpowiednich metali (katoda – metal 

redukuje oksoborany do borków) 

  borki metali 



 

duża odporność na czynniki chemiczne 



 

wysokie temperatury topnienia (powyżej 2300 K) 



 

w niektórych przypadkach przewodnictwo elektryczne 



 

zastosowania: 

o  do budowy dysz do rakiet 
o  do wyrobu elektrod pracujących w wysokich temperaturach 

50 

 

o  tlenek B

2

O

3

 

  2H

3

BO

3

 → B

2

O

3

 + 3H

2

O 

  bezbarwny 
  higroskopijny 
  zastyga w postaci szkliwa 
  reakcje 



 

CoO + B

2

O

3

 → Co(BO

2

)

2

 metaoksoboran kobaltu 



 

B

2

O

3

 + P

2

O

5 

→

 

2BPO

4

 

o  borany 

  liczba atomów boru: (2-4) gazy; (5-6) ciecze; (7-…) ciała stałe 

o  kwas ortoborowy, trioksoborowy, borny 

  zastosowania: 



 

produkcja boraksu 



 

nawóz 



 

lekki środek dezynfekcyjny 



 

insektycyd 

  H

3

BO

3

 ↔ B(OH)

3

 

  krystaliczne ciało stałe 
  postać bezbarwnych lśniących łusek 
  bardzo słaby kwas 
  w roztworach wodnych zachowuje się jak akceptor OH

-

 



 

B(OH)

3

 + 2H

2

O → B(OH)

4

-

 + H

3

O

+

 

  stosunkowo słabo rozpuszczalny w wodzie 



 

w 20

o

C 5g/100cm

3

 H

2

O 

  w temp. powyżej 130

o

C: H

3

BO

3

 

↔ HBO

2

 + H

2

O 

o  kwas metaborowy 

  HBO

2

; (HBO

2

)

3 

- odmiana α, pierścień 

o  peroksoborany 

  zastosowania: 



 

rozjaśnianie włosów 



 

środek bielący 

o  związki boru z azotem 

  iminoboran  



 

potrójne wiązanie B ≡ N 



 

BN + 3H

2

O → H

3

BO

3

 + NH

3

 



 

bardzo reaktywny 

  borazyny lub borazyny Dewara 



 

struktura podobna do benzenu 



 

otrzymywany z trimeryzacji BN 



 

3B

2

H

6

 + 6NH

3

 → B

3

N

3

H

6

 + 12H

2

 



 

stabilność rośnie ze wzrostem wielkości podstawników alkilowych 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

51 

 

Bor w środkach farmaceutycznych: 



 

kwas borowy 

o  łagodne działanie antyseptyczne (bakterio- i grzybobójcze) 
o  likwidacja stanów zapalnych skóry 
o  używany w maściach do oczu 



 

Na

2

B

4

O

7

 

.

 7H

2

O – boraks 

o  jw. 



 

związki boru 

10

B w terapii nowotworów 

o  terapia borowo-neutronowa 
o  działanie wiązką neutronową 
o  B

12

H

12

; B

10

H

10

;  1,10 C

2

B

8

H

10

 



 

bortezomib 

o  blokowanie proteasomu – apoptoza komórek nowotworowych 
o  leczenie: 

  szpiczaka mnogiego 
  chłoniaka z komórek płaszcza 

 
Glin: 



 

8,23% w skorupie ziemskiej – III miejsce 



 

odmiany w środowisku naturalnym: 

o  korund: Al

2

O

3

 (rubin, szafir) 

o  boksyt: Al

2

O

3

 

.

 H

2

O 



 

otrzymywanie: 

o  elektrolit – mieszanina naturalnego boksytu z kryolitem (Na

3

AlF

6

) i flourytem (CaF

2

) 

  katoda – stopiony Al 
  anoda – CO + CO

2

 



 

reakcje chemiczne 

o  z powietrzem: 

  4Al + 3O

2

 → 2Al

2

O

3

 

o  z kwasami: 

  2Al + 3H

2

SO

4

 → 2AL

3+

 + 3SO

4

2-

 + 3H

2

 

  2Al + 6HCl → 2Al

3+ 

+ 6Cl

-

 + 3H

2

 

o  z zasadami: 

  2Al + 2NaOH + 6H

2

O → 2Na

+

 + 2Al(OH)

4

-

 + 3H

2

 

o  z chlorowcami (bez F) 

  4Al + 3Cl

2

 → 2Al

2

Cl

6

 

  4Al + 3Br

2

 → 2Al

2

Br

6

 

  4Al + 3I

2

 → 2Al

2

I

6

 

o  właściwości amfoteryczne X-O-H 

 

 

 

 

 

 

 

w roztworze (z kwasami): 
powstaje sól 

z gazowym chlorowcem: 
powstaje dimer 

52 

 

Ałuny: 



 

są izomorficzne, krystalizują w postaci regularnych ośmiokątów 



 

X

+1

Y

+3

(SO

4

)

2 

. 

12H

2

O 

o  (NH

4

)

2

SO

4

Al

2

(SO

4

)

3 

. 

24H

2

O 

o  K

2

SO

4

Al

2

(SO

4

)

3 

. 

24H

2

O 

o  Na

2

SO

4

Al

2

(SO

4

)

3 

. 

24H

2

O 



 

zastosowania: 

o  do garbowania skór 
o  klejenie papieru 
o  odtrutka do zatruć solami ołowiu 
o  w kosmetyce jako środek ściągający 
o  jako zaprawa do barwienia tkanin 
o  oczyszczanie wody 

 
Glin w farmaceutyce: 



 

węglany 

o  leki zobojętniające nadmiar HCl w żołądku 



 

siarczany 

o  działanie ściągające, środki tamujące krwawienie w skaleczeniach 



 

octowinian glinu 

o  stłuczenia 

 

 

 
 

 

węgiel 

2s

2

2p

6

 

niemetal 

trw
ał

o

ść

 

II

 st

. u
tlenien

ia

 

izolator 

krzem 

3s

2

3p

6

 

półmetal 

      
   półprzewodniki 

german 

4s

2

4p

6

 

półmetal 

cyna 

5s

2

5p

6

 

metal 

ołów 

6s

2

6p

6

 

metal 

przewodnik 

 



 

+2 i +4 stopień utlenienia 



 

otrzymywanie: 

o  C - węgiel 

  węgiel kopalny, grafit, diament 
  koks – produkt zawierający do 94% węgla, koks otrzymuje się przez 

ogrzewanie węgla kamiennego w piecach bez dostępu powietrza 

o  Si – krzem 

  SiO

2

 + 2C → Si +2CO 

  SiO

2

 + CaC

2

 → Si + 2CO + Ca 

o  Ge – german 

  GeO

2

 +2H

2

 → Ge + 2H

2

O 

o  Pb – ołów 

  2PbS + 2O

2

 → 2PbO + 2SO

2

 



 

PbO + C → Pb +CO 

  PbS + 2PbO → 3Pb + SO

2

 

 

 

53 

 



 

właściwości chemiczne 

wodór 

E

(s) 

+ 2H

2

 → EH

4(g)

 i inne (E= C, Si) 

tlen 

E

(s) 

+ O

2

 → EO

2(s)

 (E= C, Si, Ge, Sn) 

Pb

(s) 

+ O

2

 → 2PbO 

fluorowiec 

E

(s) 

+ 2X

2(s,c,g)

 → EX

4(s)

 (E= C, Si, Ge, Sn) 

Pb

(s) 

+ X

2(s,c,g)

 → PbX

2(s) 

woda 

C

(s) 

+ H

2

O

(g)

 → CO

(g) 

+ H

2(g)

  

Si

(s) 

+ 2H

2

O

(g)

 → SiO

2(g) 

+ 2H

2(g)

  

kwas 

E

(s) 

+ 2H

3

O

+

(c) 

→ E

2+

 + 2H

2

O

(c)

 + H

2(g)

 (E= Sn, Pb)  

zasada 

2 E

(s) 

+ 2OH

-

 + 2H

2

O → 2[E(OH)

4

]

2-

 + H

2(g) 

(E= Sn, Pb) 

 
Węgiel: 



 

14. miejsce w ilości w skorupie ziemskiej (0,02%) 



 

występuje w postaci 

o  węglanów 

  kalcyt CaCO

3

 

  dolomit MgCO

3

 

.

 CaCO

3

 

  magnezyt MgCO

3

 

  syderyt FeCO

3

 

o  CO

2

 

  0,03% powietrza 
  rozpuszczalny w wodach morskich i lądowych 

o  Słońce, gwiazdy, komety, atmosfera większości planet 
o  związki organiczne 
o  izotopy 

12

C i 

13

C 



 

związki z fluorowcami 

o  CX

4

 

  CF

4

 – bezbarwny gaz, odporny na podwyższone temperatury i czynniki 

chemiczne 

  CCl

4

 



 

CS

2

 + 3Cl

2

 → CCl

4

 +S

2

Cl

2

 (w obecności MnCl

2 

lub I

2

) 



 

gdy obecne FeS: 2S

2

Cl

2

 + CS

2

 → CCl

4

 +6S 



 

w reakcji  substytucji rodnikowej 

  C

2

F

4

 – teflon  



 

 łatwo polimeryzuje 



 

używany przy produkcji naczyń do 
mineralizacji (rozbijanie związku na 
części pierwsze)  



 

związki z tlenem 

o  CO (C=O) 

  bezbarwny 
  bezwonny 
  silnie trujący 
  słabo rozpuszczalny w wodzie 
  spala się w tlenie z wydzieleniem dużej ilości ciepła, niebieskawy płomień 

o  CO

2

 

  ze spalanie węgla przy dużym dostępie O

2

 

  wypalanie wapieni w 1200K (CaCO

3

 → CO

2

 + CaO) 

  CaCO

3

 + 2HCl → CaCl

2

 + CO

2

 + H

2

O 

  bezbarwny 

54 

 

  bezwonny 
  kwaskowaty smak 
  gęstość: d= 1,9768 g/cm

3

 

  nie pali się, nie podtrzymuje palenia 
  rozpuszcza się dobrze w wodzie 
  suchy lód – CO

2

 stały 

  (działanie anhydrazy węglanowej) 

o  H

2

CO

3

 

  bezwodnik 
  CO

2

 + H

2

O ↔ H

2

CO

3

 

  dysocjacja kwasu węglowego: H

2

CO

3

 ↔ H

+

 + HCO

3

-

 ↔ H

+ 

+ CO

3

2-

 

  sole są trwalsze od kwasu 
  rozpuszczalność soli 



 

M

2

CO

3

 – dobrze rozpuszczalne (M= metale gr. I) 



 

HCO

3

-

 - dobrze rozpuszczalne 

  wydzielanie CO

2

 



 

Na

2

CO

3

 + 2HCl ↔ 2NaCl + CO

2

 + H

2

O 



 

2NaHCO

3

 + (T) ↔ Na

2

CO

3

 + H

2

O + CO

2

 



 

CaCO

3

 ↔ CaO + CO

2

 

o  węgliki – związki węgla z metalami, krzemem i borem 

  typy: 



 

węgliki jonowe typu soli 

o  węgliki metali grupy I i II 
o  C

-4

, C

2

2-

, C

3

4-

 

o  otrzymywanie 

  ogrzewanie odpowiedniego metalu lub jego tlenku  

z węglem lub węglowodorami 

o  reakcje 

  CaC

2

 + N

2

 ↔ CaCN

2

 + C (cyjanamid wapnia) 

  CaCN

2

 + H

2

O ↔ CaCO

3

 + NH

3

 



 

węgliki międzywęzłowe 

o  substancje trudnotopliwe 
o  stopy stałe 
o  twarde i kruche zarazem 
o  odporne pod względem chemicznym (jedynie substancji 

utleniających) 

o  wykazują cechy metaliczne takie jak: 

  połysk metali 
  przewodnictwo elektryczne 
  cięcie metali 

o  MC  (M= Ti, Mo, W) 
o  M

2

C (M= V, W) 



 

węgliki kowalencyjne 

o  związek węgla z pierwiastkami o zbliżonej elektroujemności 

(Si, B) 

o  SiC 

  SiO

2

 + 3C + (T) ↔ SiC + 2CO 

 
 
 
 

55 

 

Krzem: 



 

II miejsce w skorupie ziemskiej (28,2% litosfery) 



 

występuje tylko w postaci związanej: krzemiany, glinokrzemiany, SiO

2

 



 

otrzymywanie 

o  SiO

2

 + 2Mg ↔ Si + MgO (produkcja laboratoryjna) 

o  SiO

2

 + 2C ↔ Si + 2CO (2000K, produkcja wielotonażowa) 



 

postać krystalograficzna, która odpowiada sieci krystalicznej podobnej do struktury diamentu 



 

krzem bezpostaciowy 

o  brunatny proszek 
o  z redukcji

 

SiO

2

 magnezem 



 

właściwości półprzewodnikowe 

o  przewodnictwo elektryczne rośnie z e wzrostem temperatury 
o  można ją zwiększyć przez dodanie różnego rodzaju domieszek 
o  w temperaturze pokojowej krzem jest mało aktywny 



 

spala się w powietrzu w wysokiej temperaturze 



 

Si + fluorowce 



 

Si + M → krzemki 

o  Mg

2

Si, Ca

2

Si, CaSi 

o  nie ulega działaniu kwasów (tylko mieszaninieHNO

3 

i HF) 



 

Si + 2NaOH + H

2

O ↔ Na

2

SiO

3

 + 2H

2

 



 

związki z wodorem i ich pochodne 

o  silany 

  Si

n

H

2n+2

 

  n

max.

=15 

  liniowe lub cykliczne 
  monosilan, disilan, heksasilan 
  n=1,2 – gazy; n>2 – łatwo lotne ciecze 

o  silikosany 

  chlorowcosilany 



 

SiCl

3

H, SiCl

2

H

2

, SiClH

3

 

  łatwo ulegają kondensacji przy udziale wody 



 

H

3

SiCl + H

2

O + ClSiH

3

 ↔ H

3

Si–O–SiH

3

 + 2HCl 

o  silikony 

  pochodne silikosanów – wodór zastąpiono grupą alkilową lub arylową (-C

6

H

5

) 

  SCHEMAT POLIMERYZACJI 
  zastosowania: 



 

kleje i uszczelnienia 



 

biokompatybilność – medycyna estetyczna 



 

związki z tlenem 

o  tlenek krzemu (II) 

  SiO 
  otrzymywanie 



 

SiO

2

 + Si → 2SiO (1500-1600K; r. synproporcjonowania) 



 

2SiO → SiO

2

 + Si (ochładzanie; r. dysproporcjonowania) 



 

nSiO → (SiO)

n

 (szybkie ochładzanie, brunatny) 

o  tlenek krzemu (IV) 

  12% skorupy ziemskiej 
  kwarc 
  pojedyncze kryształy kwarcu – kryształ górski 
  zabarwiony na fioletowo – ametyst 
  składnik skał: piaskowca, granitu, kwarcytu 

56 

 

o  kwasy krzemowe 

  uwodnienie SiO

2

można przeprowadzić przez stapianie go z  NaOH w celu 

otrzymania dobrze rozpuszczalnych krzemianów a następnie działanie 
kwasem 

  jednostka podstawowa jest tetraedrem, która łączy się z innymi mostkami 

tlenowymi 



 

występują krzemiany wyspowe grupowe, łańcuchowe, pierścieniowe 



 

związki z fluorowcami 

o  pochodne Si

n

X

(2n+2)

 

o  Si + 2Br

2

 ↔ SiBr

4

 

o  3SiCl

4

 + Si ↔ 2Si

2

Cl

6

 

o  wszystkie połączenia mogą ulec hydrolizie – uwodniona krzemionka 
o  SiF

4

 

  CaF

2

 + H

2

SO

4

 ↔ CaSO

4

 + HF 

  4HF + SiO

2

 ↔ SiF

4

 + H

2

O 

  CaSiO

3

 + 6HF ↔ CaF

2

 + SiF

4

 + 3H

2

O 

  

  SiF

4

 + (n+2)H

2

O ↔ SiO

2

.

nH

2

O + 4HF 

  SiF

4

 +2HF ↔ H

2

SiF

6

 



 

zastosowania: 

o  szkło laboratoryjne 
o  sproszkowany do szlifowania szkła i metali 
o  generatory ultradźwięków 

 
Szkła: 



 

amorficzna przechłodzona ciecz powstająca przez stopienie SiO

2

 z różnymi dodatkami, a 

następnie szybkie ochłodzenie, by nie doszło do pełnej krystalizacji SiO

2

, lecze by w 

strukturze pozostało jak najwięcej fazy amorficznej 



 

dodatki: 

o  Na

2

CO

3

 

o  CaCO

3

 

o  topniki: B

2

O

3

, PbO 

o  barwniki 

  zielone: żelazo (III), chrom (III) 
  niebieskie: kobalt (II), miedź (II) 
  fioletowe: mangan (VII) 
  żółte: związki Cd i S 
  czerwone: koloidalne cząsteczki złota 

 
Azbest: 



 

grupa materiałów włóknistych 



 

uwodnione krzemiany różnych metali 



 

budowa chemiczna np. 

o  (Fe

21

Mg)

7

[Si

8

O

22

](OH)

2

 

 
 
 
 
 
 
 

57 

 

Węglowce w środkach leczniczych: 



 

węglany 

o   [Al(OH)

2

]

2

CO

3

, NaAl(OH)

2

CO

3

, MgCO

3

, NaHCO

3

, CaCO

3

, (BiO)

2

CO

3

 

  środki zobojętniające HCl w żołądku ze wskazaniem na: nadkwasotę, wrzody 

żołądka i dwunastnicy, nieżyt żołądka i dwunastnicy 

o  K

2

CO

3

 – źródło jonów K

+

 

o  Li

2

CO

3

 – źródło jonów Li

+

 



 

Mg

2

Si

3

O

8

.

8H

2

O (2MgO

.

3SiO

2

.

8H

2

O) 

o  działanie zobojętniające 
o  adsorpcyjne 
o  osłaniające błony śluzowe żołądka 



 

4SiO

2

.

3MgO

.

H

2

O lub Mg

3

(OH)

2

(Si

4

O

10

) – talk 

o  środek wysuszający 
o  adsorpcyjny 
o  stosowany do zasypki 



 

węgiel 

o  węgiel aktywowany 

  silne właściwości adsorbujące i osłaniające 
  wiąże sole, HCl, produkty gnilne, gazy 
  działa zapierająco 

o  grafit 

  składnik preparatów homeopatycznych 
  leczenie 



 

zmian skórnych 



 

zaburzeń trawienia 



 

pękania opuszków palców 



 

ołów  

o  stosowany jako składnik preparatów homeopatycznych na 

  zaburzenia trawienia 
  zaparcia 
  bóle brzucha 
  miażdżyca naczyń mózgu 
  anemia 
  zapalenie nerwu wzrokowego 

 
 
 

symbol 

stan 

skupienia 

charakter 

liczba 

atomowa 

stopnie utlenienia 

elektroujemność 

N 

gaz 

niemetale 

7 

-3,-2,-1,1,2,3,4,5 

3,0 

P 

ciało stałe 

15 

-3,1,3,5 

2,1 

As 

półmetale 

33 

-3,3,5 

2,0 

Sb 

51 

(-3),3,5 

1,9 

Bi 

metal 

83 

-3,3,5 

1,9 

 
Azot: 



 

występowanie 

o  atmosfera (N

2

, trochę NH

3

 i tlenki) 

o  skorupa ziemska - 1,9*10

-3

% (NaNO

3

, KNO

3

, Ba(NO

3

)

2

, Mn(NO

3

)

2

 

o  organizmy żywe 

58 

 



 

otrzymywanie 

o  przemysłowo 

  frakcjonowana destylacja ze skroplonego powietrza 

o  laboratoryjnie 

  NH

4

NO

2

 (T) → N

2

 + 2H

2

O 

  NH

4

Cl + NaNO

2

 → N

2

 + NaCl + 2H

2

O 



 

zastosowanie 

o  gaz ochronny 
o  otrzymywanie NH

3

 . 

H

2

O 

o  do chłodzenia (-195,79 

o

C) 

 
Fosfor: 



 

występowanie 

o  skorupa ziemska – 0,11% (apatyty, apatyt fluorowy – 3Ca(PO

4

)

2 

. 

CaF

2

 

o  organizmy żywe 

  muszle, kości, zęby – apatyt węglowy – 3Ca

3

(PO

4

)

2

 . 

CaCO

3

 

  błony komórkowe – fosfolipidy 
  kwasy nukleinowe 



 

otrzymywanie 

o  2Ca

3

(PO

4

)

2

 + 6SiO

2

 + 10C (1570-1720K) → 6CaSiO

3

 + 10CO +P

4

 (pary) 



 

zastosowanie 

o  produkcja PCl

3

, PCl

5

, P

2

O

5

, H

3

PO

4

 

o  dodatek do brązów fosforowych 

 
Arsen: 



 

występowanie 

o  skorupa ziemska – 5*10

-4

% (siarczki As

2

S

3

 (aurypigment), arsenosiarczki, arsenopiryt 

– FeAsS, arsenki) 



 

otrzymywanie 

o  FeAsS → FeS + As 
o  As

4

O

6

 + 6C → 4As +6CO 

 
Antymon: 



 

występowanie 

o  skorupa ziemska – 2*10

-5

% (siarczki – Sb

2

S

3

 – antymonit; tlenki – Sb

2

O

3

 – walenit) 



 

otrzymywanie 

o  Sb

2

S

3

 + 5O

2

 → Sb

2

O

4

 + 3SO

2

 

o  Sb

2

O

4

 + 4C → 2Sb + 4CO 



 

zastosowanie 

o  stop czcionkowy, łożyska – większa trwałość 

 
Bizmut: 



 

występowanie 

o  skorupa ziemska – 8,5*10

-7

% (siarczki – Bi

2

S

3

 – bizmutyn; tlenki – Bi

2

O

3

 – ochra 

bizmutowa) 



 

otrzymywanie 

o  Bi

2

S

3

 + 9/2O

2

 → Bi

2

O

3

 + 3SO

2

 

o  Bi

2

O

3

 + 3C → 2Bi + 3CO 

o  Bi

2

S

3

 + 3Fe → 2Bi + 3FeS 



 

zastosowanie 

o   łatwo topliwe stopy (stop Wooda-Rosego); Bi, Pb, Sn – łączenie szkła z metalem 

59 

 

 
Właściwości chemiczne: 

Substrat 

Reakcja z pierwiastkiem z grupy 15. 

H

2

 

N

2(g)

 + 2H

2(g) 

→ 2NH

3(g) 

P

4(g) 

+ 6H

2(g) 

→ 4PH

3(g) 

O

2

 

N

2(g) 

 + xO

2

 → 2NO

x(g) 

P

4(g) 

+ 3 lub 5 O

2

 → P

4

O

6(s)

 lub P

4

O

10(s)

 

4 As

(s)

 + 3O

2

 → As

4

O

6(s)

 

4X

(s)

 + 3O

2

 → X

2

O

3(s)

 (X= Sb, Bi) 

H

2

O 

brak reakcji 

17. grupa 

2X

(s) 

+ 3E

2(s,c,g)

 → 2 XE

3(s,c)

 (X= P, As, Sb, Bi) 

2X

(s) 

+ 5E

2(s,c,g)

 → 2 XE

5(s,c)

 (X= P, As, Sb) 

 
Właściwości fizyczne i chemiczne: 



 

azot 

o  bezbarwny, bezwonny gaz 
o  1,2505 g/cm

3

 

o  temperatura wrzenia 77,36 K, temperatura krzepnięcia 63,15 K 
o  ciekły, stały – bezbarwny 
o  2 odmiany alotropowe 



 

fosfor (-biały) 

o  chemiluminescencja – powolne utlenianie fosforu na powietrzu, któremu 

towarzyszy świecenie 

o  bardzo łatwopalny 
o  P

4

 + 3KOH + 3H

2

O → PH

3

 + 3KH

2

PO

2

 (fosfinian potasu) 

o  wydziela z roztworów Cu, Ag, Au, Pb 

  P

4

 + 10CuSO

4

 + 16H

2

O → 10Cu + 4H

3

PO

4

 + 10H

2

SO

4

 

o  4 odmiany alotropowe 

  biały 

  silnie toksyczny 
  najreaktywniejszy 

  czerwony 

  mniej reaktywny, nietoksyczny 
  nierozpuszczalny w CS

2

 

  reaguje w wyższych temperaturach 
  nie wypiera metali z ich roztworów 

  fioletowy 

  sieć krystaliczna 
  mało aktywny chemicznie 
  nierozpuszczalny 

  czarny 

  połysk metaliczny, przewodzi prąd elektryczny 
  struktura warstwowa 
  polimeryzuje 
  najgęstsze ułożenie atomów 

 
Związki z wodorem: 



 

powstawanie egzotermiczne 



 

NH

3

 – azan, amoniak 



 

PH

3

 – fosfina 

60 

 



 

powstawanie endotermiczne 



 

AsH

3

 – arsenowodór 



 

SbH

3

 – antymonowodór 



 

BiH

3

 – bizmutan 

 
Amoniak – NH

3

: 



 

otrzymywanie: 

o  metoda Habera i Boscha 

  P= 30-35MPa; T= 770-820K; katalizator: Fe

3

O

4

 

  N

2

 + 3H

2

 ↔ 2NH

3

; ∆H= -92,4 kJ/mol 

  reguła Chateliera-Brauna 

o  laboratoryjnie 

  2NH

4

Cl + Ca(OH)

2

 → CaCl

2

 + 2H

2

O + 2NH

3

 

  Mg

3

N

2

 + 6D

2

O → 3Mg(OD)

2

 + 2ND

3

  (D - deuter, otrzym. ciężkiego amoniaku) 



 

bezbarwny gaz 



 

charakterystyczny zapach 



 

dobrze rozpuszcza się w wodzie 

o  NH

3

 + H

2

O ↔ NH

4

+

+ OH

-

 (K

b

= 1,81*10

-5

, α=1%) 



 

tworzy sole dobrze rozpuszczalne w wodzie 



 

mocne zasady wypierają NH

3

 



 

w powietrzu zapala się w zetknięciu z płomieniem 

o  4NH

3

+O

2

 → 2N

2

 + 6H

2

O 

o  4NH

3

 + 5O

2

 (Pt)→ 4NO + 6H

2

O (Metoda Ostwalda z siatką z drucików platynowych) 



 

w wysokich temperaturach ma działanie redukujące 

o  powstaje wodór 



 

2NH

3

 ↔ NH

4

+

 (słaby kwas) + NH

2

-

 (mocna zasada) 



 

ciekły amoniak (nie r-r) przewodzi prąd elektryczny 



 

nawet słabe kwasy ulegają dysocjacji 



 

niezbyt silnej dysocjacji ulegają zasady 

o  można porównywać ich moc 



 

lepszy rozpuszczalnik dla substancji organicznych 



 

trudno rozpuszczalne związki 

o  siarczany, węglany, fosforany 



 

rozpuszczalność wzrasta gdy kationy tworzą z NH

3

 jony kompleksowe 



 

pochodne NH

3

 

o  amidki 

  2NH

3

 + 2Na → 2NaNH

2

 + H

2

 

  NaNH

2

 + H

2

O → NH

3

 + NaOH 

o  imidki 

  Li

2

NH, CaNH 

o  azotki 

  Mg

3

N

2

 + 6H

2

O → 3Mg(OH)

2

 + 2NH

3

 

o  NH

2

OH – hydroksylamina 

  sole są trwalsze 
  HNO

3

 + 6H → NH

2

OH + 2H

2

O 

  redukuje rtęć Hg(II) → Hg(I) → Hg (0) 
  wydziela Cu

2

O z płynu Fehlinga 

 
 
 
 

61 

 

PH

3

, AsH

3

, SbH

3

, BiH

3

: 



 

nie ulegają asocjacji 



 

nie tworzą wiązań wodorowych 



 

powstawanie: 

o  Mg

3

Sb

2

 + 6HCl → 3MgCl

2

 + 2SbH

3

 

o  AlP + 3H

2

O → PH

3

 + Al(OH)

3

 

o  3NaOH + P

4

 + 3H

2

O → 3NaH

2

PO

2

 +PH

3

 

o  H

in statu nascendi 

+ wolne pierwiastki 

 
Metoda Marsha – wykrywanie śladów As: 



 

utleniamy pobrany fragment organiczny 



 

chloran potasu + nadmiar HCl 



 

H

3

AsO

3

 + 6H → 3H

2

O + AsH

3

 



 

mieszanina gazów → rurka szklana → ogrzewanie do temperatury ciemnego żaru → AsH

3

 

(As +H

2

) → szybkie ochłodzenie → powstaje lustro arsenowe 

 
X

2

H

4

: 



 

N

2

H

4

 – diazon (hydrazyna) 



 

P

2

H

4

 – difosfan 



 

otrzymywanie: 

o  NH

3 

+ NaClO → NaOH + NH

2

Cl (chloramina) 

o  NH

2

Cl + NH

3

 → N

2

H

4

 + HCl 



 

2NH

2

Cl + N

2

H

4

 → 2NH

4

Cl + N

2

 



 

N

2

H

4

 – bezbarwna ciecz, toksyczna 



 

redukuje Fe (III) → Fe (II), wydziela Au, Ag, Pt 



 

używana do sekwencjonowania DNA 

 
Związki z fluorowcami: 



 

YX

3

 – trójhalogenki azotu – mała trwałość 



 

NI

3

 – wybuchowy przy dotknięciu 



 

hybrydyzacja sp

3

 



 

SbCl

3

 + H

2

O → SbOCl + 2HCl 



 

PCl

3

 + 3H

2

O → H

3

PO

3

 + 3 HCl 



 

PCl

3

 + S → PSCl

3

 



 

PCl

3

 + Cl

2 

→ PCl

5

 

o  YX

5

, PCl

5

 

o  hybrydyzacja dsp

3

, 5 orbitali, bipiramida trygonalna 

o  PCl

5

 – ciało stałe, po stopieniu przewodzi prąd, ulega autodysocjacji 

  2PbCl

5

 → PCl

4

+ 

+ PCl

6

-

 

o  PCl

5

 + H

2

O → H

3

PO

4

 + 5HCl 

 
Tlenki i kwasy azotu: 

st. utlenienia 

tlenek 

kwas 

nazwa 

5 

N

2

O

5 

HNO

3 

azotowy (V) 

4 

NO

2

 

2NO

2

 → N

2

O

4

 

- 

- 

3 

N

2

O

3 

HNO

2 

azotawy, azotowy (III) 

2 

NO 

- 

- 

1 

N

2

O 

H

2

N

2

O

2 

ponadazotowy 

 

62 

 

Zastosowanie w farmaceutyce: 



 

Azot: 

o  HNO

3

 

  składnik preparatów homeopatycznych 

  przy zmianach skórnych 
  brodawki podeszwowe o żółtym zabarwieniu 
  pleśniawki jamy ustnej 
  zaburzenia trawienia 
  zaburzenia układu moczowego-płciowego 

o  N

2

O 

  składnik znieczulenia 

o  NH

4

Br  

  działanie słabo znieczulające 
  przeciwdrgawkowo 

o  NaNO

2

 

  źródło NO w organizmie 
  hamowanie czynności mięśni gładkich 
  rozszerzanie naczyń krwionośnych 

o  AgNO

3

 

  miejscowo bakteriobójczy, antyseptyk skóry, błon śluzowych 
  niszczenie zrogowaceń 

o  ciekły azot 

  usuwanie niedoskonałości na skórze 

 



 

Fosfor: 

o  w preparatach homeopatycznych 

  krwotoki z nosa 
  krwiomocz 
  choroby układu pokarmowego 
  wirusowe zapalenia wątroby 
  zapalenie trzustki 
  zaburzenia trawienia 



 

BiOH(NO

3

)

2

, Bi(OH)

2

NO

3

 

o  działanie ściągające i słabo zobojętniające 
o  przeciwbakteryjnie np. Helicobacter pylori 
o  działanie zapierające i osłaniające 



 

NaH

2

PO

4 

.

 2H

2

O 

o  środek zwiększający kwasowość moczu 
o  środek przeczyszczający 



 

Sb

2

S

3

 

o  zaburzenia żołądkowo-jelitowe (w skutek przejedzenia) 
o  choroby skóry 



 

Melarsoprol (z arsenem) 

o  leczenie II stadium śpiączki afrykańskiej (Trypanosomatoza afrykańska)