1

BUDOWA 

BUDOWA 

ATOMU

ATOMU

1.Cząstki elementarne

2.Budowa powłok elektronowych

3.Konfiguracja elektronowa 

pierwiastków

4.Układ okresowy pierwiastków

5.Prawo okresowości pierwiastków 

chemicznych

CZĄSTKI ELEMENTARNE

CZĄSTKI ELEMENTARNE

Atom dowolnego pierwiastka jest zbudowany z:

- JĄDRA

- POWŁOKI ELEKTRONOWEJ

Nukleon 
(jądro)

1. prawie  cała  masa  atomu  jest  skoncentrowana  w 

jądrze,

2. dlaczego jądro ma ładunek dodatni,
3.    dlaczego  w  atomie  musi  być  taka  sama  liczba 

protonów i elektronów.

Atomy różnych pierwiastków różnią się 
wartością ładunków swych jąder atomowych, 
czyli liczbą protonów.

Atomy danego pierwiastka mają tę samą liczbę 
protonów, ale mogą różnić się liczbą neutronów

3

LICZBA ATOMOWA - 

LICZBA ATOMOWA - 
- Określa liczbę protonów w jądrze atomu
Np. atomy tlenu zawierają 8 protonów (i 8 elektronów)

atomy siarki zawierają 16 protonów (i 16 
elektronów)

LICZBA MASOWA -

LICZBA MASOWA - 

 

- Określa liczbę protonów i neutronów   (nukleonów) w 

jądrze atomu

JĄDRO ATOMU

JĄDRO ATOMU

F

19

9

liczba atomowa

liczba masowa

Całkowity zapis atomu, uwzględniający liczbę 
atomową i masową pozwala na określenie liczby 
wszystkich 

cząstek elementarnych

. 

IZOTOPY

IZOTOPY

ATOMY 

TEGO 

SAMEGO 

PIERWIASTKA 

ATOMY 

TEGO 

SAMEGO 

PIERWIASTKA 

(posiadające 

tę 

samą 

liczbę 

protonów), 

(posiadające 

tę 

samą 

liczbę 

protonów), 

RÓŻNIĄCE  SIĘ  LICZBĄ  NEUTRONÓW  W  JĄDRZE, 

RÓŻNIĄCE  SIĘ  LICZBĄ  NEUTRONÓW  W  JĄDRZE, 

NAZYWAMY 

NAZYWAMY 

IZOTOPAMI

IZOTOPAMI

Izotopy wodoru (masa atomowa – 1,008):

 wodór

, symbol H, zawiera w jądrze tylko jeden proton:  

      

H

1

1

H

3

1

tryt

, symbol T, zawiera w jądrze jeden proton i dwa neutrony:

H

2

1

deuter

, symbol D, zawiera w jądrze jeden proton i jeden neutron:

IZOTOPY posiadają te same właściwości 
chemiczne, różnią się jednak 
właściwościami fizycznymi

Cl

   

i

  

Cl

37
17

35
17

Np. chlor Cl: mieszanina dwóch izotopów: 

  

Cl

35
17

  

Cl

37
17

Masa atomowa chloru wynosi: 35,47 
wynika z tego, że w chlorze naturalnym 75,43% 
stanowi           izotop               i  25,57% - 

Większość pierwiastków stanowi mieszaninę izotopów.

5

JĄDRO ATOMU

JĄDRO ATOMU

Jądra atomowe mogą być stabilne lub nietrwałe.

STABILNE

STABILNE

 są to takie jądra, w których układ nukleonów jest 

  korzystny pod względem energetycznym.

Stabilność jąder zależy od stosunku liczby neutronów i 
protonów:

 

Ne,

He, 

20
10

4
2

2. Wraz ze wzrastającą masą jądra wzrasta 

nadwyżka neutronów w stosunku do protonów, 
jądra atomowe stają się nietrwałe i dochodzi 
wówczas do ich, samorzutnego rozpadu, 
któremu towarzyszy wydzielanie 

promieniowania

.

Ca

Si, 

Mg, 

O, 

40
20

28
14

24
12

16

8

Pierwiastki  składające  się  z  jąder 
parzysto-parzystych  są  bardzo 
stabilne  i  stanowią  70%  skorupy 
ziemskiej.

1. Bardzo stabilne są jądra z parzystą liczbą neutronów i protonów.

6

jest to zdolność atomu (jądra) do samorzutnej 
przemiany w inny atom przez wysłanie promieniowania  
-   Pierwiastki promieniotwórcze

Pierwiastki promieniotwórcze

promieniowanie  

- promieniowanie elektro-

magnetyczne o długości fali:  = 

10

-10

-10

-13 

m.





0

1

promieniowanie 

+

 - promieniowanie 

pozytonów: 





0

1

promieniowanie 

-

 

 - promieniowanie elektronów: 



4
2

promieniowanie 

 - promieniowanie jąder atomu helu: 

Rodzaje promieniowania jądrowego:

P

ro

sz

ę

 r

o

zs

ze

rz

y

ć 

te

 

w

ia

d

o

m

o

śc

i

.

Inne cząstki 
elementarne:

PROMIENIOTWÓRCZOŚĆ

PROMIENIOTWÓRCZOŚĆ

7

POWŁOKI 

POWŁOKI 

ELEKTRONOWE

ELEKTRONOWE

Aktualne poglądy dotyczące charakteru elektronu 

w atomie można ująć następująco:

1.  ELEKTRON  MA  CHARAKTER  DUALISTYCZNY  - 

własności  zarówno  KORPUSKULARNE      jak  i 
FALOWE.

2.  ODNOSI SIĘ DO NIEGO ZASADA 

HEISENBERGA 
tzn.  zasada  nieoznaczoności  -  nie  można 
równocześnie          określić 

położenia

  i 

pędu

 

elektronu.
(Pęd - iloczyn masy i prędkości)

3. Najmniejszy obszar przestrzeni wokół 

jądra charakteryzujący się określonym 
prawdopodobieństwem znalezienia 
elektronu nazywa się:                

ORBITALEM  ATOMOWYM

ORBITALEM  ATOMOWYM

8

1.

   

Elektron  w  atomie  wodoru  może  znajdować  się  w 

jednym w wielu możliwych STANÓW, tzw. STANÓW 

STANÓW 

KWANTOWYCH

KWANTOWYCH

:

a w każdym z nich jego: energia, kręt i spin

energia, kręt i spin

PRZYBIERAJĄ ŚCIŚLE OKREŚLONE WARTOŚCI.

KRĘT

 

- 

moment 

pędu 

- 

jest 

wielkością 

charakteryzującą  ruch  po  okręgu  czyli  kształt 
orbitalu atomowego.

SPIN

  -      charakteryzuje  własności  magnetyczne 

elektronu  czyli  ułożenie  w  przestrzeni  i  ruch 
wokół własnej osi.

BUDOWA POWŁOK 

BUDOWA POWŁOK 

ELEKTRONOWYCH W 

ELEKTRONOWYCH W 

ATOMACH

ATOMACH

Liczby określające te wartości noszą nazwę:

LICZB KWANTOWYCH

LICZB KWANTOWYCH

2.  ENERGIA  ELEKTRONU

  (tzw.  energia  orbitali) 

może  przybierać  w  atomie  wodoru  tylko  wartości 
określone przez tzw.:

n

 - GŁÓWNĄ LICZBĘ KWANTOWĄ, 

GŁÓWNĄ LICZBĘ KWANTOWĄ, 

która

która

przybiera  wartości  kolejnych  liczb  naturalnych 
1,2,3......

POWŁOKI 

POWŁOKI 

ELEKTRONOWE

ELEKTRONOWE

LICZBA STANÓW KWANTOWYCH ELEKTRONU 

RÓŻNIĄCYCH SIĘ ENERGIĄ JEST NIESKOŃCZENIE WIELKA

Zatem:  Energia  elektronu  we  wszystkich  stanach 
kwantowych  należących  do  jednej  powłoki  ma  tę 
samą wartość.

POWŁOKA ELEKTRONOWA

zbiór  wszystkich  stanów  kwantowych  o  tej  samej 
wartości głównej liczby kwantowej.

Liczba  stanów  kwantowych 
w powłoce wynosi:

2n

2

Główna liczba kwantowa

Oznaczenia  i  liczba  stanów  kwantowych  dla 
poszczególnych 

wartości 

głównych 

liczb 

kwantowych:

POWŁOKI 

POWŁOKI 

ELEKTRONOWE

ELEKTRONOWE

Główna  liczba  kwantowa 
decyduje 

o 

ROZMIARACH

 

ORBITALU

.

Im większa jest wartość 
n 
tym większy jest 
orbital:

W  praktyce  elektron  w  atomie  wodoru  przebywa 
najczęściej  w  stanie  o  najniższej  energii:  n  =  1E

1

  = 

-13,6 EV:

STAN PODSTAWOWY

Wszystkie inne stany energetyczne elektronu:

STANY WZBUDZONE

Doprowadzenie  energii  z  zewnątrz  (

ABSORPCJA

 

energii)  powoduje  przejście  elektronu  ze  STANU 
PODSTAWOWEGO  do  STANU  WZBUDZONEGO  (  n  =  2, 
3, 4 .........)
I  odwrotnie  w  przypadku  przechodzenia  w  stan 
kwantowy  o  niższej  energii  ma  miejsce 

EMISJA 

energii na zewnątrz atomu.

3

.  KRĘT  ORBITALNY  ELEKTRONU  (M)

  charakteryzuje 

tzw.:

• wartości 

pobocznej 

liczby 

kwantowej 

wynoszą: 

od 0 do n-1

Np. dla n =4   l: 0, 1, 2, 3.

- 

orbitalna (poboczna) liczba kwantowa 

(l), 

(l), 

która:

Zbiór stanów kwantowych o tych samych 

wartościach 

GŁÓWNEJ I ORBITALNEJ

 liczby 

kwantowej nosi nazwę:

PODPOWŁOKI ELEKTRONOWEJ

PODPOWŁOKI ELEKTRONOWEJ

Liczba stanów kwantowych w podpowłoce:   4l 

4l 

+ 2

+ 2

Podpowłoki elektronowe odpowiadające 
kolejnym wartościom orbitalnej liczby kwantowej 
oznacza się literami:

PODPOWŁOKI ELEKTRONOWE

PODPOWŁOKI ELEKTRONOWE

12

Wartość  pobocznej  liczby  kwantowej  określa: 

KSZTAŁT ORBITALU

KSZTAŁT ORBITALU

Orbital  podpowłoki  s

Orbital  podpowłoki  s

 

jest 

symetryczny 

sferycznie 

a 

powierzchnia 
graniczna  jest  sferą 
kuli:

Kształt 
orbitalu 

d

Orbital  podpowłoki 

p

  ma 

kształt figury otrzymanej 
przez  obrót  ósemki     
dookoła osi podłużnej:

13

Magnetyczna liczba kwantowa przybiera: 

2 

l

l +1

wartości całkowitych w zakresie:      

od  - 

l

l do  + 

l

l 

Np.  dla  l  =  2  mamy  2•2+1=5  wartości 

magnetycznej  liczby  kwantowej:  -2,  -1,  0,  +1, 
+2.

4.

  KRĘT  ELEKTRONU

KRĘT  ELEKTRONU

  charakteryzuje  w  atomie 

tzw.:

magnetyczna liczba kwantowa 

- 

m

Zbiór stanów kwantowych o tych samych 
wartościach: 

głównej, pobocznej  i magnetycznej

liczb 

kwantowych 

nosi 

nazwę: 

POZIOMU 

POZIOMU 

ORBITALNEGO

ORBITALNEGO

Np.      Orbital s ma tylko jedną orientację 
przestrzenną.

Orbital p ma 3 orientacje 

przestrzenne.

Orbital d ma 5 orientacji 

przestrzennych

.

Magnetyczna liczba kwantowa określa:

ORIENTACJĘ PRZESTRZENNĄ ORBITALU

POZIOMY ORBITALNE

POZIOMY ORBITALNE

14

POZIOMY ORBITALNE

POZIOMY ORBITALNE

Kształty 
przestrze
nne 
orbitalu 
p:

Kształty przestrzenne 
orbitalu d

15

15

Kształty 
przestrzenne 
orbitalu p:

Kształty 
przestrzenne 
orbitalu d

Orbital d ma 5 orientacji 
przestrzennych

.

Orbital p 
ma 3 
orientacje 
przestrzen
ne.

16

SPIN ELEKTRONU

SPIN ELEKTRONU

KAŻDY POZIOM ORBITALNY, KTÓRY  

CHARAKTERYZUJĄ 3 LICZBY KWANTOWE 

(n,l,p) MA DWA STANY KWANTOWE 

RÓŻNIĄCE SIĘ ORIENTACJĄ 

PRZESTRZENNĄ SPINU.

2

1

lub

2

1





Może ona przybierać dwie wartości:

5

. 

SPIN  ELEKTRONU

SPIN  ELEKTRONU,

  który  charakteryzuje 

kierunek  ruchu  elektronu  wokół  własnej  osi 
może przybierać dwie orientacje przestrzenne, 
bez  względu  na  wartości  pozostałych  liczb 
kwantowych.

Określa to tzw. 

magnetyczna-spinowa liczba kwantowa

 - m

s

17

LICZBY KWANTOWE

LICZBY KWANTOWE

18

Rozmieszczenie 

Rozmieszczenie 

elektronów na poziomach 

elektronów na poziomach 

kwantowych

kwantowych

19

KONFIGURACJA 

KONFIGURACJA 

ELEKTRONOWA 

ELEKTRONOWA 

PIERWIASTKÓW

PIERWIASTKÓW

Przypisanie 

elektronów 

poszczególnym 

powłokom 

i podpowłokom, czyli przypisanie im liczb kwantowych nosi nazwę:

KONFIGURACJI ELEKTRONOWEJ

Uproszczony  zapis  konfiguracji  elektronów  z  uwzględnieniem  tylko 
POWŁOK  i  PODPOWŁOK  (główna  i  poboczna  liczba  kwantowa  (n  i  l  ) 
zawiera trzy informacje:

3p

5

liczba elektronów w podpowłoce

symbol podpowłoki

wartość głównej liczby kwantowej

(numer powłoki)

Np. konfiguracja sodu Na :

1

6

2

2

11

,3s

,2p

,2s

1s

:

Na

co  oznacza: 1s

2  - 

dwa  elektrony  zajmują  orbital  s 

powłoki 1;

2s

2  - 

dwa  elektrony  zajmują  orbital  s  powłoki 

2;

2p

6  - 

sześć  elektronów  zajmuje  orbital  p 

powłoki 2;

3s

1  - 

jeden elektron zajmuje orbital s powłoki 

3;

20

Pojedyncze  strzałki  ()  ()  umieszczone 

wewnątrz 

klatki 

symbolizują 

elektrony 

zajmujące dany poziom.

Przeciwne zwroty strzałek () oznaczają różne 

wartości spinu elektronu

Poziomy

  symbolizuje  się  za  pomocą  klatek,  przy 

czym dla każdej podpowłoki rysuje się prostokąt 
składający  się  z  tylu  klatek  ile  poziomów 
orbitalnych zawiera dana podpowłoka:

podpowłoka s

podpowłoka p

podpowłoka d

Zapis 

pełny:

 

uwzględnia 

rozmieszczenie 

elektronów 

w 

poszcze-gólnych 

poziomach 

orbitalnych  danej  podpowłoki,  oraz  orienta-cję 
spinów  czyli  magnetyczną  i  spinową  liczby 
kwantowe.

21

Orbitale o niższej energii zapełniają się 
elektronami wcześniej niż orbitale o energii 
wyższej.

Kolejność 
poziomów 
energetycznych 
atomów 
wieloelektronowyc
h, liczoną wg 
wzrastających 
energii

:

n=1

2

3

4

5

6

7

s

s

s

s

s

s

s

p

p

p

p

p

d

d

d

f

f

Najlepiej zapamiętać ten 
schemat

Czyli: 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-

6p-7s-5f

ZAKAZ PAULIEGO

Na każdym orbitalu (poziomie orbitalnym) mogą 
znajdować  się 

najwyżej  dwa  elektrony

.  Oznacza 

to,  że  każdy  stan  kwantowy  może  zostać  zajęty 
tylko  przez  jeden  elektron,  czyli  w  atomie  nie 
mogą  istnieć  dwa  elektrony  o  tych  samych 
wartościach czterech liczb kwantowych.

22

 ZASADA HUNDA

tzw. zasada trzech:

a nie

1. 

Liczba  elektronów  niesparowanych  w  danej 

podpowłoce powinna być możliwie największa.

np.  w  przypadku  3  elektronów  w  podpowłoce  p 

powinno być:

3. 

Pary  elektronów  tworzą  się  dopiero  po 

zapełnieniu  wszystkich  orbitali  (poziomów) 
danej 

podpowłoki 

przez 

elektrony 

niesparowane:
Np. dla podpowłoki p:

1 elektron

5 elektronów 6 elektronów

4 elektrony

3 elektrony

2 elektrony

2. 

Elektrony  niesparowane  na  orbitalach 

danej podpowłoki mają jednakowy spin, 
a więc:

a nie

23

KONFIGURACJA 

KONFIGURACJA 

ELEKTRONOWA 

ELEKTRONOWA 

PIERWIASTKÓW

PIERWIASTKÓW

KONFIGURACJĘ ELEKTRONÓW 

WG ROSNĄCEJ LICZBY 

ATOMOWEJ

 MOŻNA PRZEDSTAWIĆ ZATEM 

NASTĘPUJĄCO:

I 

OKRES 

 

układu 

okresowego:

H

1

-

1s

1

He

2

-

1s

2

24

Podpowłoka s

Podpowłoka p

II okres:

Powłoka K

Powłoka L

Li

3

-

1s

2

Be

4

-

1s

2

B

5

-

1s

2

C

6

-

1s

2

N

7

-

1s

2

O

8

-

1s

2

F

9

-

1s

2

Ne

10

-

1s

2

2s

1

2s

2

2s

2

2s

2

2s

2

2s

2

2s

2

2s

2

2p

1

2p

2

2p

3

2p

4

2p

5

2p

6

III okres:

Podpowłoka s

Podpowłoka p

Na

11

-

1s

2

2s

2

3s

1

Mg

-

1s 2s

3s

2

2

2

12

Al

13

-

1s

2

2s

2

3s

2

Si

-

1s 2s

3s

2

2

2

14

3p

1

3p

2

 

2p

6

 

2p

6

 

2p

6

 

2p

6

P

15

-

1s

2

2s

2

3s

2

S

-

1s 2s

3s

2

2

2

16

Cl

17

-

1s

2

2s

2

3s

2

Ar

-

1s 2s

3s

2

2

2

18

3p

5

3p

6

3p

3

3p

4

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

Powłoka K

Powłoka L

Powłoka M

Jak wyżej

Itd.

IV okres:

K

19

-

2s

2

3s

2

Ca

-

1s 2s

3s

2

2

2

20

Sc

21

-

1s

2

2s

2

3s

2

Ti

-

1s 2s

3s

2

2

2

22

3p

6

3p

6

3p

6

3p

6

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

4s

1

4s

2

4s

2

4s

2

2

1s

3d

1

3d

2

V

23

-

2s

2

3s

2

Cr

-

1s 2s

3s

2

2

2

24

Mn

25

-

1s

2

2s

2

3s

2

Fe

-

1s 2s

3s

2

2

2

26

3p

6

3p

6

3p

6

3p

6

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

4s

2

4s

2

4s

2

4s

2

2

1s

3d

5

3d

6

3d

3

3d

4

Co

27

-

2s

2

3s

2

Ni

-

1s 2s

3s

2

2

2

28

Cu

29

-

1s

2

2s

2

3s

2

Zn

-

1s 2s

3s

2

2

2

30

3p

6

3p

6

3p

6

3p

6

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

4s

2

4s

2

4s

1

4s

2

2

1s

3d

10

3d

7

3d

8

3d

10

Ga

-

1s 2s

3s

2

2

2

3p

6

2p

6

4s

2

3d

10

4p

1

Powłoka N

Jak wyżej

27

 1. W kierunku poziomym pierwiastki podzielone zostały 

na  7  okresów  i  numer  każdego  z  nich  odpowiada 

głównej  liczbie  kwantowej  orbitalu  s

,  który  zaczyna 

się nim wypełnić.

W  kierunku  pionowym  układ  okresowy  podzielony 
został na osiem podstawowych grup pierwiastków: 

ns

ns

1

1

 - 

 - 

np

np

6 

6 

oraz 

szeregi 

pierwiastków 

przejściowych: 

pierwiastki d i f

pierwiastki d i f

I tak: - okres pierwszy zawiera jedynie dwa pierwiastki, 

ponieważ wypełnia się w nim jeden orbital - 1s

1s

- okres drugi zawiera osiem pierwiastków, ponieważ na 

poziomie energetycznym 2s-2p znajdują się jeden 

jeden 

orbital

orbital

 

 2s i trzy orbitale 2p

2s i trzy orbitale 2p

  W sumie więc wypełniają się cztery orbitale.   Itd.

2.  Liczba  pierwiastków  w  poszczególnych  okresach 

stanowi 

dwukrotność  liczby  orbitali

,  wypełnianych  wg 

kolejności energii 

ns-np

, gdzie n oznacza numer okresu, 

a równocześnie główną liczbę kwantową.

LICZBA ELEKTRONÓW WALENCYJNYCH PIERWIASTKÓW GRUP 

GŁÓWNYCH ZGODNA JEST Z NUMEREM DANEJ GRUPY

29

3.  

W  każdym  okresie  elektrony  zaczynają 

wypełniać  orbitale  s,  a  okres  kończy  się  po 
wypełnieniu orbitalu p. 

Dlatego  układ  okresowy  można  podzielić  na 
części, w których wypełniają się te same typy 
orbitali:

d

s

p

f

30

Ogólna charakterystyka pierwiastków 

Ogólna charakterystyka pierwiastków 

tworzących 

tworzących 

bloki 

bloki 

s

s

 i 

 i 

p

p

Grupa 1 – pierwiastki 

ns

1 

- 

litowce

 (metale alkaliczne)

Grupa 2 – pierwiastki 

ns

2

 

– 

berylowce 

(metale ziem alkalicznych)

Grupa 3 – pierwiastki 

ns

2

p

1

 

- 

borowce

 – charakter metaliczny, ale 

też pośredni, np. Al.

Grupa 4 – pierwiastki 

ns

2

p

2

 

– 

węglowce 

- przejściowe własności 

metali i niemetali

Grupa 5 – pierwiastki 

ns

2

p

3

 

- 

azotowce

 – charakter niemetali, ale 

też As-Bi-metale.

Grupa 6 – pierwiastki 

ns

2

p

4

 

– 

tlenowce 

- charakter niemetali, ale 

też Te-Po-metale

Grupa 7 – pierwiastki 

ns

2

p

5

 

- 

fluorowce

 – typowe niemetale.

Grupa 8 – pierwiastki 

ns

2

p

6

 

––helowce – gazy szlachetne – 

nieaktywne chemicznie

Grupy 

Grupy 

główne

główne

31

Pierwiastki bloku 

Pierwiastki bloku 

d - 

d - podgrupy

podgrupy

Mają  na  ogół  częściowo  wypełnione  elektronami  podpowłoki 
walencyjne (n-1)d.
Wyróżniamy:
- 

podgrupa 1

 - skandowce: Sc, Y, La, Ac;   - 

podgrupa 2

 - 

tytanowce: Ti, Zr, Hf ;

-podgrupa 3

 - wanadowce: V, Nb, Ta ;       - 

podgrupa 4

 - 

chromowce: Cr, Mo, W ; 

- 

podgrupa 5

 - manganowce: Mn, Tc, Re; 

- 

podgrupy  6,  7  i  8

  -  zawierają  łącznie  9  pierwiastków 

rozmieszczonych  w  trzech  okresach,  a  mianowicie:  żelazowce 
(okres 4) - Fe, Co, Ni, o konfiguracji elektronów walencyjnych 

(n - 

1)d

6,7,8

ns

2,1,2

,  platynowce  lekkie  (okres  5)  -  Ru,  Rh,  Pd,  o 

konfiguracji  elektronów  walencyjnych 

(n  -  1)d

6,7,10

ns

1,1,0

, 

platynowce ciężkie -osmowce, (okres 6) - Os, Ir, Pt, o konfiguracji 
elektronów 

walencyjnych 

(n-1)d

6,7,9

ns

2,1,1

;

-podgrupa 9

 - miedziowce: Cu, Ag, Au;   oraz    

podgrupa 10

 - 

cynkowce: Zn, Cd, Hg.

32

• Pierwiastki bloku f - dwie rodziny, rodziny: 

lantanowce

 

i 

aktynowce

. 

• Rozbudowują odpowiednio podpowloki 4f i 5f. 

• Mają  powtarzające  się  struktury  elektronowe  powłok 

walencyjnych: 

(n-2)f 

0-14

(n-1)d

1

ns

2

,  sukcesywnie 

rozbudowywane.

• Pierwiastki  bloku  d  i  f  wykazują  pewne  wspólne 

właściwości: wszystkie są metalami,

Pierwiastki bloku 

Pierwiastki bloku 

f

f

(n-2)f

Pierwiastki
przejściowe

n

f1   f2   f3    f4    f5   f6    f7   f8   f9   f10  f11 
  f12   f13   f14  

lantanowce
aktynowce

6
7

Ce  Pr Nd  Pm Sm Eu   Gd  Tb   Dy Ho  Er   T  
    Yb  Lu
Th  Pa U    Np  Pu  Am Cm  Bk  Cf  Es  Fm  
Md   No  Lw

Okresowość własności fizycznych

Okresowość własności fizycznych

1. Promień atomu

 maleje w okresach w miarę wzrostu liczby 

atomowej. Można to wytłumaczyć tym, że w danym okresie 
w  miarę  wzrostu  l.a.  wzrasta  ładunek  jądra,  który  coraz 
silniej  przyciągają  elektrony,  też  walencyjne  decydujące  o 
rozmiarach jądra.

2. Energia  jonizacji  -

  energia  niezbędna  do  usunięcia 

elektronów  walencyjnych  atomu.  Zależy  od  odległości  od 
jądra. Im dalej tym jest mniejsza, a więc maleje ze wzrostem 
odległości od jądra. W okresach jest praktycznie jednakowa.

3. Elektroujemność  –

  miara  tendencji  atomów  w  cząsteczce 

do  przyciągania  elektronów.  W  okresach  wzrasta  wraz  ze 
zwiększaniem  się  liczby  atomowej.  W  grupach  maleje  wraz 
ze zwiększaniem się liczby powłok elektronowych.

Prawo okresowości pierwiastków chemicznych 
zostało sformułowane przez Mendelejewa w latach 60. 
XIX w. Stwierdził on, że:

-właściwości pierwiastków są periodycznie 

-właściwości pierwiastków są periodycznie 

zależne od ich mas atomowych, 

zależne od ich mas atomowych, 

lub

lub

- 

- 

pierwiastki chemiczne ułożone zgodnie ze 

pierwiastki chemiczne ułożone zgodnie ze 

wzrastająca liczbą atomową wykazują okresowe 

wzrastająca liczbą atomową wykazują okresowe 

powtarzanie się właściwości

powtarzanie się właściwości

 

34

Okresowość własności 

Okresowość własności 

chemicznych

chemicznych

Ogólne wzory tlenków i wodorków 
pierwiastków z każdej grupy: 

Grupa

I

II

III

IV

V

VI

VII

Wzór tlenku

X

2

O XO X

2

O

3

XO

2

X

2

O

5

XO

3

X

2

O

7

Wzór 
wodorku

XH

XH

2

XH

3

XH

4

XH

3

XH

2

XH



W 

poszczególnych 

grupach 

występują 

więc 

pierwiastki,  których  najwyższa  wartościowość 
dodatnia lub ujemna określa ich przynależność 
do danej grupy. 



Począwszy 

od 

grupy 

IV 

suma 

liczbowych 

wartościowości  dodatniej  i  ujemnej  równa  się 
8.



Najwyższa 

wartościowość 

jest 

charakterystyczna dla całej grupy, a w każdym 
okresie zmienia się ona okresowo od 1 do 8. 



Stopniowanie  własności  pierwiastków  przejawia  się 
także we własnościach ich związków. 



Na  przykład 

własności  kwasowe  pierwiastków

 

wzrastają  od  lewej  strony  ku  prawej, 

własności 

zasadowe

 

- 

w 

kierunku 

przeciwnym.

W  poszczególnych  grupach,  licząc  w  kierunku 
pionowym  ku  dołowi,  maleje  moc  kwasów 
tlenowych, ale wzrasta moc zasad.  



W  górnym,  prawym  rogu  tablicy  Mendelejewa 
znajdują  się  pierwiastki  o  najsilniej  zaznaczonym 
charakterze kwasotwórczym - a w dolnym, lewym 
rogu - pierwiastki tworzące  najsilniejsze  zasady. 



Pierwiastki  rodzin  dodatkowych  zmieniają  swe 
własności  w  podobny  sposób  jak  pierwiastki 
rodzin  głównych.  Różnice  są  jednak  stosunkowo 
niewielkie oraz zdarzają się pewne odchylenia. 

Okresowość własności chemicznych

Okresowość własności chemicznych