Założenia atomistycznej teorii 

budowy materii

 

1. Wszystkie substancje składają się z niezmiernie 

małych, niepodzielnych cząstek, zwanych 
atomami, zachowujących swoją indywidualność 
we wszystkich przemianach chemicznych.

2. Atomy danego pierwiastka są identyczne pod 

każdym względem, m.in. mają jednakową masę. 
Atomy różnych pierwiastków różnią się swoimi 
własnościami, mają też różne masy.

3. Związki chemiczne powstają wskutek łączenia 

się atomów różnych pierwiastków w określonych 
i stałych stosunkach liczbowych. Masy atomów 
nie ulegają zmianie w czasie reakcji chemicznej.

 

 

1.

Prawo  zachowania  masy  –  we  wszystkich  reakcjach 
chemicznych  masa  produktów  równa  się  masie  substancji 
wyjściowych (substratów).

2.

Prawo  stosunków  stałych  –  stosunek  ilości  wagowych 
pierwiastków łączących się w dany związek jest stały.

3.

Prawo 

stosunków 

wielokrotnych 

– 

jeżeli 

dwa 

pierwiastki  tworzą  ze  sobą  dwa  lub  więcej  związków,  to 
ilości wagowe jednego z nich, łączące się w tych związkach 
z tą samą ilością wagową drugiego, mają się do siebie jak 
proste liczby naturalne.

4.

Prawo  objętościowe  Gay-Lussaca  –  objętości  substancji 
gazowych (mierzonych w tej samej temperaturze i pod tym 
samym  ciśnieniem)  biorących  udział  w  danej  reakcji 
chemicznej mają się do siebie jak proste liczby naturalne.

5.

Hipoteza Avogadro – jednakowe objętości dwóch różnych 
gazów  znajdujących  się  w  tej  samej  temperaturze  i  pod 
tym  samym  ciśnieniem  zawierają  jednakową  liczbę 
cząsteczek

 

 

1. Stała Avogadra – 6,0221·10

23

2. 1 mol = 6,0221·10

23 

sztuk: 

cząsteczek, jonów, atomów, 
elektronów, protonów…)

 

 

Części składowe atomu

• Atom jest elektrycznie obojętną mikrostruktrą  

zbudowaną  z  dodatnio  naładowanego  jądra 
otoczonego  zespołem  ujemnych  elektronów. 
Stanowi  on  najmniejszą  ilość  pierwiastka 
zachowującą jego właściwości.

cząstk

a

symbo

l

masa 

[u]

masa 

przybliżo

na [u]

ładunek 

[e]

proton

p

1,0072

78

1

+1

neutro

n

n

1,0086

15

1

0

elektro

n

e

0,0005

48

-1

1825

1

 

 

Atomowa jednostka masy – jest to   

 masy atomu węgla C-12 

Elementarna  jednostka  ładunku  – 

jest  to  wartość    równa  ładunkowi 
elektrycznemu jaki ma elektron

e      1,6 ·10

-19

C

12

1



 

 

• Liczba  atomowa  Z  –  określa  liczbę  protonów   

w danym atomie

• Liczba  masowa  A - określa sumę protonów  i 

neutronów w danym atomie

N = A – Z,    N – liczba neutronów w danym jądrze 

atomowym

 

 

nukleon  -  suma  protonów  i  neutronów  w 

jądrze atomowym

 

 

• Pierwiastek 

chemiczny 

– 

zbiór 

atomów  o  tej  samej  wartości  liczby 
masowej A i atomowej Z

• Izotopy  –  zbiór  atomów  o  tej  samej 

liczbie  atomowej  Z,  a  różnej  wartości 
liczby masowej A

• Izobary  –  zbiór  atomów  o  tej  samej 

wartości  liczby  masowej  A  i  różnej 
liczbie atomowej Z

 

 

Budowa atomu

wodoru 

teoria Nielsa Bohra

Bohr przyjął za  
punkt wyjścia 
model jądrowy 
Rutherforda: 
zakładający, że w 
geometrycznym 
środku atomu 
znajduje się jądro 
wokół, którego 
krąży elektron  

 

 

Postulaty Bohra

Postulat I 
• Elektron w atomie może przebywać w jednym 

z wielu stanów energetycznych ( tzw. stanów 
stacjonarnych), w których jego energia ma 
ściśle określoną stałą wartość



2

h

n

mvr

 

m – masa elektronu, V – prędkość, r – promień orbity, h=6,625 ·10

-34

J ·s

 - stała Plancka, n – kolejne liczby całkowite

 

 

Postulat II

Elektron  może  pobrać  kwant  energii   
docierającej  do  atomu  z  zewnątrz  i  przejść 
do  stanu  stacjonarnego  o  wyższej  energii 
lub może oddać kwant energii w formie fali 
elektromagnetycznej  i  przejść  do  stanu 
stacjonarnego o niższej energii

 

 

Schemat powstawania serii widma 

emisyjnego wodoru.

 

 

Podstawy współczesnej teorii 

kwantowej

• Elektron w atomie może przebywać w jednym z 

wielu 

możliwych 

stanów 

tzw. 

stanów 

kwantowych,  z  których  każdy  jest  określony 
skwantowanymi wartościami wielkości: energii 
(n)- główna liczba kwantowa, 
momentu  pędu  (krętu)  (l)  –  orbitalna 
(poboczna) liczba kwantowa, 
rzutu  momentu  pędu  na  wyróżniony  kierunek 
(m) – magnetyczna liczba kwantowa,
spinu (S) – spinowa liczba kwantowa, 
rzutu  spinu    na  wyróżniony  kierunek  (m

s

)  – 

magnetyczna spinowa liczba kwantowa.  

 

 

 W  żadnym  stanie  kwantowym  elektron  nie 

wypromieniowuje  ani  nie  pochłania  energii,  nie 
zmienia wartości momentu pędu i spinu ani ich 
orientacji przestrzennej

 Nie  można  określić  równocześnie  dokładnego 

położenia    i  pędu  elektronu  w  danej  chwili  – 

zasada nieoznaczoności Heisenberga

 Ruch  elektronu  w  atomie  można  opisać 

równaniem 

różniczkowym 

(równaniem 

Schrödingera), którego rozwiązaniem są funkcje 
falowe i odpowiadające im wartości energii

H = E

Operator H działa na funkcję  = (energia całkowita) razy 

funkcja  

 

 

 Dla  każdego  stanu  kwantowego  można 

obliczyć  prawdopodobieństwo  przebywania 

elektronu  w  danej  odległości  od  jądra  oraz 

określić 

kształt 

i 

rozmiary 

orbitalu 

atomowego. 

Orbital  atomowy  jest  to  najmniejszy  obszar 

przestrzeni wokółjądrowej, wewnątrz którego 

prawdopodobieństwo  znalezienia  elektronu 

ma określoną wartość (90%)

 Zbiór  stanów  kwantowych  o  wspólnej  wartości   

głównej  liczby  kwantowej  n  –  nazywamy  powłoką 

elektronową; 

liczba 

stanów 

kwantowych 

jest 

określona iloczynem 2n

2

wartość n

1  2  3  4  5  6  7 ...

nazwa powłoki

K L M N O P Q ...

Główna liczba kwantowa n decyduje o wielkości 

orbitalu

 

 

 Zbiór  stanów  kwantowych,  z  których  wszystkie 

mają wspólną wartość głównej liczby kwantowej 
n  oraz  wspólną  wartość  orbitalnej  liczby 
kwantowej l – nazywamy podpowłoką kwantową 
– liczba stanów kwantowych wynosi 4l+2

wartość l 0  1  2  3  4  5  6  ...

symbol podpowłoki

s  p  d  f   g   h  i  ...

Orbitalna liczba kwantowa l decyduje o kształcie 

orbitalu

 

Orbitalna liczba kwantowa l przyjmuje wartości 

od 0 do (n-1)

 

 

 Zbiór  stanów  kwantowych  o  wspólnych 

wartościach 

głównej 

n, 

orbitalnej 

l 

i 

magnetycznej  m  liczby  kwantowej  –  nazywamy 
poziomem    orbitalnym.  Liczba  poziomów 
orbitalnych  w  powłoce  wynosi  n

2

,  a  w 

podpowłoce  2l+1.  Do  każdego    poziomu 
orbitalnego  należą  dwa  stany  kwantowe 
różniące się orientacją przestrzenną spinu.

 

magnetyczna liczba kwantowa m decyduje o 

orientacji przestrzennej orbitalu.

 magnetyczna  liczba  kwantowa  m  przyjmuje 

następujące  wartości:  od  –l  do  +l  z  zerem 
włącznie

 

 

 Spinowa  liczba  kwantowa    S  nie  wpływa  na 

zróżnicowanie 

stanów 

kwantowych 

 

i 

przyjmuje wartość równą ½

 Magnetyczna  spinowa  liczba  kwantowa  m

s 

określa liczbę stanów kwantowych w poziomie 
orbitalnym i przyjmuje wartość –1/2 lub +1/2

 Elektron  może  absorbować  kwant  energii 

docierający  do  atomu  z  zewnątrz  i  przejść  do 
stanu kwantowego o wyższej energii lub może 
emitować do otoczenia kwant energii w formie 
fali  elektro  magnetycznej  przechodząc  do 
stanu o niższej energii

 

 

Kształty orbitali

Orbital typu s

Orbitale typu p

 

 

Orbitale typu  d

 

 

• Wektor  orbitalnego  momentu  L  jest  skwantowany  w 

przestrzeni.  Względem  danego  kierunku  z  dozwolone 
są jedynie pewne ustawienia wektora L.

 

 

 

Modele atomu wodoru

 

 

Konfiguracja elektronowa

• Konfiguracja  elektronowa,  czyli 

rozmieszczenie 

elektronów 

w 

atomie,  daje  chemikowi  cenne 
informacje, 

pozwalające 

przewidywać 

właściwości 

i 

zachowanie  się  pierwiastka  w 
różnych  warunkach  oraz  reakcje 
chemiczne, w jakie może wchodzić

 

 

Rozmieszczenie elektronów na poziomach 

kwantowych

n

powło

ka

l

pod

pow

łoka

m

m

s

Największa możliwa 

liczba elektronów

W podpowłoce

W powłoce

1

K

0 (s)

 1s

0

2

2

2

L

0 (s)

1 (p)

2s

2p

0

+1,0,-1

2
6

8

3

M

0 (s)

1 (p)
2 (d)

3s

3p
3d

0

+1,0,-1

+2, +1,0, -1,-2

2
6

10

18

4

N

0 (s)

1 (p)
2 (d)

3 (f)

4s

4p
4d

4f

0

+1,0,-1

+2, +1,0, -1,-2

+3,+2, +1,0, -1,-2,-3

2
6

10
14

32

5

O

0 (s)

1 (p)
2 (d)

3 (f)

4 (g)

5s

5p
5d

5f

5g

0

+1,0,-1

+2, +1,0, -1,-2

+3,+2, +1,0, -1,-2,-3

+4,+3,+2, +1,0, -1,-

2,-3,-4

2
6

10
14
18

50

2

1



2

1



2

1



2

1



2

1



 

 

 Zakaz Pauliego :

W  atomie  nie  mogą  istnieć  dwa  elektrony, 
których  stan  kwantowy  nie  różniłby  się 
przynajmniej jedną liczbą kwantową

 Zasada Hunda


Liczba  niesparowanych  elektronów  w  danej 

podpowłoce powinna być możliwie największa 



Pary  elektronów  w  danej  podpowłoce  tworzą 

się  dopiero  po  zapełnieniu  wszystkich  poziomów 
orbitanych  danej  podpowłoki  przez  elektrony 
niesparowane



elektrony 

niesparowane 

w 

poziomach 

orbitalnych  danej  podpowłoki  mają  jednakową 
wartość spinu

 

 

Kolejność obsadzania poziomów 

energetycznych

 

 

Przykłady konfiguracji 

elektronowej

• Sód 

1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

• 1s

2   

• 2s

2            

2p

6

• 3s

1

• Żelazo

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

6

4s

2

• 1s

2

• 2s

2        

2p

6

• 3s

2        

3p

6                 

3d

6

• 4s

2      

Fe

56

26

Na

23

11

 

 

 

Elektrony walencyjne

• Elektrony  znajdujące  się  na  ostatniej 

powłoce słabo związane z jądrem atomu 
– 

decydują 

o 

właściwościach 

chemicznych danego pierwiastka

 

 

Układ  okresowy 

pierwiastków

• Prawo  okresowości  w  swojej 

współczesnej  wersji  mówi,  że 
właściwości 

pierwiastków 

chemicznych 

uporządkowanych 

według 

wzrastających 

liczb 

atomowych  Z  powtarzają  się 
okresowo.

 

 

 

 

Okresowość cech chemicznych

• Własności  chemiczne,  a  szczególnie  okresowość 

ich zmian można odczytać z katalogu elektronów. 

• Najprostsze  zależności  występują  w  przypadku 

pierwiastków  grup  głównych.  Podczas  tworzenia 

wiązania  elektrony  są  tak  oddawane,  pobierane 

lub rozdzielane między partnerami wiązania, aby 

została  osiągnięta  najbliższa  konfiguracja  gazu 

szlachetnego. 

 

 

• Konfiguracji 

gazu 

szlachetnego 

odpowiada 

ośmioelektronowa  powłoka  zewnętrzna,  mówi  się 

wtedy  o  tworzeniu  oktetu  lub  o  regule  oktetu.  W 

tych przegrupowaniach elektronów towarzyszących 

tworzeniu  się  związku  chemicznego  uczestniczą 

tylko  elektrony  walencyjne.  Ponieważ  zarówno 

liczba  elektronów  walencyjnych,  jak  i  liczba 

niesparowanych  elektronów  powtarzają  się  z 

określoną  prawidłowością,  to  uzależnione  od  nich 

właściwości chemiczne zmieniają się okresowo. 

• Pierwiastki  znajdujące  się  jeden  pod  drugim  mają 

jednakowe liczby elektronów walencyjnych, a zatem 

tworzą też szeregi związków o jednakowym wzorze 

ogólnym.  W  obrębie  danej  grupy  właściwości 

zmieniają  się  monotonicznie,  natomiast  w  obrębie 

jednego okresu własności te zmieniają się skokowo 

od grupy do grupy.

 

 

Promień atomowy

• Promień atomy pierwiastka definiuje się jako połowę 

odległości między  środkami sąsiednich atomów.

- Jeśli pierwiastek jest metalem chodzi o odległość między 

środkami sąsiednich atomów w fazie stałej – np. odległość 
między sąsiednimi jądrami atomów miedzi wynosi 256 pm  
to promień atomowy jest równy 128 pm.

- Jeśli pierwiastek jest niemetalem, to rozpatrujemy 

odległość między środkami atomów połączonych 
wiązaniem chemicznym – połowę tej odległości nazywamy 
wtedy promieniem kowalencyjnym, np. odległość między 
jądrami chloru w cząsteczce Cl

2

 wynosi 198 pm, więc 

promień atomowy jest równy 99 pm.

• Promienie atomowe wzrastają ku dołowi grupy i 

maleją w okresie od strony lewej do prawej

 

 

Promień jonowy

• Promień jonowy pierwiastka jest określany 

jako udział w odległości między sąsiednimi 

jonami  w jonowej substancji stałej.

• Odległość między jadrami kationu i 

sąsiadującego z nim anionu jest sumą 

dwóch promieni jonowych.

• Promienie jonowe kationów są z reguły 

mniejsze niż promienie anionów.

• Na ogół promienie jonowe wzrastają ku 

dołowi grupy i maleją w okresie od strony 

lewej do prawej. Kationy są mniejsze, a 

aniony – większe od swych macierzystych 

atomów.

 

 

Energia jonizacji

• Jest to energia potrzebna do oderwania elektronu od 

atomu  pierwiastka w fazie gazowej - pierwsza 

energia jonizacji 

• Cu

(g)

 → Cu

(g)+

 + e

-      

I

1

=785 kJ/mol

• Druga energia jonizacji jest to energia potrzebna do 

oderwania elektronu od pojedynczo naładowanego 

kationu w fazie gazowej

• Cu

(g)+

   → Cu

(g)2+

 + e

-    

I

2

=1958 kJ/mol

• Wszystkie energie jonizacji są dodatnie, ponieważ 

oderwanie elektronu od atomu wymaga dostarczenia 

energii.

• Pierwsze energie jonizacji są największe dla 

pierwiastków położonych bliska hel, a najmniejsze 

dla pierwiastków położonych blisko cezu. 

• Metale mają niskie wartości energii jonizacji , więc 

łatwo tracą elektrony.

 

 

Potencjały jonizacyjne, 

w zależności od 

wzrastającej liczby 

atomowej 

pierwiastków

.

Pierwszy potencjał jonizacji
pierwiastki I, II i III okresu 

.

 

 

Powinowactwo elektronowe

• E

p,e

 – jest to energia wydzielona podczas 

przyłączenia elektronu do atomu 
pierwiastka w stanie gazowym 

• Cl

(g)

 + e

-

 → Cl

(g)-

• Dodatnie powinowactwo elektronowe 

oznacza, że energia anionu jest mniejsza 
od łącznej energii atomu i swobodnego 
elektronu.

• Największą wartość powinowactwa 

elektronowego posiadają pierwiastki 
położone blisko tlenu, fluoru i chloru

 

 

Podsumowanie

• Wszystkie pierwiastki bloku s są reaktywnymi 

metalami

• Pierwiastki bloku p wykazują tendencje do 

przyłączania elektronów w celu osiągnięcia 

zamkniętych powłok; charakter tych 

pierwiastków zmienia się od metalicznego, 

poprzez półmetaliczny , do niemetalicznego.

• Dwa powiązane diagonalnie pierwiastki często 

wykazują podobne właściwości chemiczne

• Wszystkie pierwiastki bloku d są metalami o 

właściwościach pośrednich  między 

właściwościami pierwiastków bloku s i p. Wiele 

pierwiastków   bloku d tworzy kationy na 

różnych stopniach utlenienia

 

 

• Pierwiastki, których atomy w reakcjach 

chemicznych przyłączają elektrony, przyjmując w 
związkach ujemne stopnie utlenienia lub tworzą 
jony ujemne - nazywamy elektroujemnymi. 

• Pierwiastki, których atomy w reakcjach 

chemicznych "tracą" elektrony lub tworzą jony 
dodatnie - nazywamy elektrododatnimi 

 

 

Skala elektroujemności Paulinga:

• Oparta jest na wartości energii wiązań
• Energia  wiązania  jest  równa  różnicy  między 

energią  cząsteczki  a  energią  tworzących  ją 

atomów

• W  przypadku  cząsteczek  dwuatomowych   

energia 

wiązania 

odpowiada 

energii 

potrzebnej do rozerwania cząsteczki na atomy

• Skala 

elektroujemności 

pozwala 

na 

przybliżone  szacowanie  trwałości  i  mocy 

wiązań. 

 

 

Skala  elektroujemności Paulinga

 

 

Teorie tworzenia wiązań 

chemicznych:

• elektronowa  teoria  wiązania  chemicznego  –

(Kossel, Lewis (1916) Langmuir (1919)) : 

opiera  się  na  trwałości  konfiguracji  oktetowej  i  w  sposób 
jednolity  na  podstawie  reguły  oktetu  i  dubletu  wyjaśnia 
różne typy i liczby wiązań w związkach chemicznych.

 

• kwantowa 

teoria 

tworzenia 

wiązań 

chemicznych:

– teoria  orbitali  molekularnych  (MO)  –zakłada,  że 

wiążące  elektrony  zajmują  orbitale  molekularne, 
przypominające orbitale atomowe, lecz obejmujące całe 
cząsteczki

– teoria  wiązań  walencyjnych  (VB)-  opisuje  powstanie 

wiązania  jako  wynik  sparowania  elektronów  w 
orbitalach atomowych łączących się atomów

 

 

• Cząsteczki powstają w wyniku połączenia się 

dwóch lub więcej atomów. Atomy łączą się ze sobą 

tylko wtedy, gdy energia cząsteczki jest mniejsza od 

sumy energii poszczególnych atomów. Oznacza to, 

że proces tworzenia się cząsteczki powinien być 

energetycznie korzystny, a więc powinien 

prowadzić do osiągnięcia przez układ minimum 

energii. A to oznacza, że w procesie łączenia się 

atomów w cząsteczkę jest uwalniana energia. 

Najczęściej uwalniana energia ma postać ciepła.

• wszystkie atomy podczas reakcji chemicznych dążą 

do uzyskania konfiguracji elektronowej 

najbliższego gazu szlachetnego, czyli posiadania 

ośmiu elektronów - oktetu elektronowego na 

zewnętrznej powłoce, lub posiadania dwóch 

elektronów - dubletu elektronowego 

Wiązania chemiczne

 

 

Wielkości charakteryzujące 

wiązanie

 

• energia dysocjacji (energia wiązania) 
• odległość pomiędzy atomami (długość 

wiązania) 

• kąt pomiędzy kierunkami wiązań (kąt 

walencyjny).

 

 

Typy wiązań chemicznych

• wiązanie jonowe czyli elektrowalencyjne 
• wiązanie atomowe czyli kowalencyjne 
• wiązanie pośrednie czyli atomowe 

spolaryzowane (kowalencyjne 
spolaryzowane) 

• wiązanie donorowo-akceptorowe 

(koordynacyjne) 

• wiązanie wodorowe 
• wiązanie międzycząsteczkowe czyli 

wiązanie siłami van der Waalsa 

 

 

Wiązanie jonowe (elektrowalencyjne)

• Wiązania  jonowe  występują  w  układach 

złożonych  z  atomów  skrajnie  różniących  się 
elektroujemnością 

 

 

Wiązanie atomowe 

(kowalencyjne)

• Wiązania  atomowe  (kowalencyjne)  powstają,  gdy 

łączą 

się 

z 

sobą 

atomy 

pierwiastków 

elektroujemnych  o  takich  samych  wartościach 
elektroujemnością 

 

 

 

 

Wiązanie atomowe (kowalencyjne) 

spolaryzowane

• Wiązanie 

atomowe 

spolaryzowane 

jest 

wiązaniem  pośrednim  między  jonowym  a 
atomowym;  powstaje  wówczas,  gdy  łączą  się 
ze  sobą  atomy  pierwiastków  różniących  się 
elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w 
przypadku tworzenia wiązania jonowego. 

 

 

Wiązanie donorowo-akceptorowe 

(koordynacyjne)

• Wiązanie donorowo-akceptorowe tym różni się 

od  wiązania  atomowego  lub  atomowego 
spolaryzowanego, 

że 

para 

elektronowa 

tworzących  wiązanie  oddawana  jest  przez 
jeden z dwóch łączących się atomów.

 

 

 

Wiązanie metaliczne

• Pojęcie  wiązania  metalicznego  stosowane  jest 

dla scharakteryzowania wiązania chemicznego 
istniejącego  pomiędzy  atomami  metalu  w 
stanie  stałym  kiedy  mamy  do  czynienia  z  tzw. 
siecią metaliczną. 

 

 

Wiązanie wodorowe

 

• Wiązanie  wodorowe  tworzy  się  pomiędzy 

atomem  wodoru  związanym  z  atomem  o 
dużej  elektroujemności,  a  atomem  z 
wolnymi parami elektronowymi. 

 

 

Wiązania van der Waalsa

•

Siły  van  der  Waalsa  są  wynikiem 

wzajemnego  oddziaływania  elektronów  i 

jąder  w  cząsteczkach  -    polegają  one  na 

przyciąganiu  się  szybkozmiennych  albo 

falujących 

dipoli.

W  wyniku  ruchu  elektronów  walencyjnych 

gęstość  ładunku  ujemnego  na  zewnętrznej 

powłoce  atomów  ulega  szybkim  fluktuacjom 

wzbudzając  podobną  fluktuację  w  powłoce 

walencyjnej  sąsiednich  atomów.  Powstają 

szybkozmienne  dipole,  które  wzajemnie 

przyciągają  się  zwiększając,  w  miarę 

zbliżania 

się, 

wzajemną 

polaryzację 

elektronową.

 

 

Teoria orbitali molekularnych

 

• Teoria  ta  zakłada,  że  podczas  powstawania  wiązania 

chemicznego 

chmury 

elektronowe 

orbitali 

(zawierających  niesparowany  elektron)  każdego  z 

wiążących  się  atomów  przenikają  się  lub  nakładają 

nawzajem  i  powstają  w  ten  sposób  tzw.  orbitale 

molekularne. 

• Przy kombinacji dwu orbitali atomowych tworzą się dwa 

energetycznie różne orbitale cząsteczkowe:
  jeden  (nisko  energetyczny)  wiążący  (σ

1s

)  gdy 

występuje  interferencja  konstruktywna-  amplitudy  fal 

się dodają  
 Ψ = Ψ

A

 + Ψ

B

 

i  jeden  (wysoko  energetyczny)  antywiążący  (σ

*1s

)  – 

interferencja destruktywna – amplitudy fal się odejmują
Ψ = Ψ

A

 - Ψ

B

 

 

 

Nakładanie się osiowe orbitali s

Nakładanie się osiowe orbitali s i p

wiązanie 

 

 

Nakładanie się osiowe orbitali p

 

 

Nakładanie boczne orbitali p

Wiązanie 

 

 

Teoria wiązań walencyjnych

• Teoria  wiązań  walencyjnych  opisuje  powstawanie 

wiązania  jako  wynik  sparowania  elektronów  w 
orbitalach  atomowych  łączących  się  atomów.  Punktem 
wyjścia dla tej teorii jest założenie, że w cząsteczce nie 
jest możliwe odróżnienie elektronu (1) należącego do 
atomu A od elektronu (2) należącego do atomu B.

• nie  można  traktować  orbitali  atomowych  w 

cząsteczce  w  izolacji  od  siebie  bez  uwzględnienia 
ich 

wzajemnego 

oddziaływania, 

jeżeli 

takie 

oddziaływanie  może  doprowadzić  do  zmniejszenia 
energii wewnętrznej układu.

• przez  wzajemne  "wymieszanie"  orbitalu  s  i  orbitalu  p 

powstają 

korzystniejsze 

dla 

tworzenia 

wiązań 

chemicznych, 

dwa 

równorzędne 

orbitale 

sp. 

 

 

Hybrydyzacja

• Proces  tworzenia  takich  orbitali  nazywamy 

hybrydyzacją,  a  powstałe  w  ten  sposób 
orbitale - orbitalami zhybrydyzowanymi

 

 

Typy orbitali zhybrydyzowanych 

Hybrydyzacja sp - liniowa

Cząsteczka 
BeH

2

H---Be---H

 

 

Hybrydyzacja sp

2

 -

 

trygonalna

Cząsteczka 
BF

3

 

 

Hybrydyzacja sp

3

 - tetraedryczna

Cząsteczka CH

4

 

 

Przykłady orbitali zhybrydyzowanych

 

 

Podsumowanie

• Różnica między teorią MO a teorią VB 

polega na tym, że orbital molekularny 
określa obszar przestrzeni, który może , 
ale nie musi, być zajęty przez najwyżej 
dwa elektrony. Orbital molekularny tworzy 
się przez nałożenie orbitali atomowych, a 
elektrony wprowadza się później.

• W teorii VB elektrony uczestniczą w 

łączeniu się orbitali i nigdy nie myślimy o 
„pustym” obszarze wiążącym

 

 

Nazwy jonów dodatnich – kationy

nazwę kationu tworzy się od nazwy 

pierwiastka w dopełniaczu

• Li

+

 - jon litu

• Cu

2+

 - jon miedzi II

• Hg

22+

 - jon dirtęci I

• H

+ 

- jon wodoru I lub hydron- (gdy liczba 

przyłączonych cząsteczek nie jest znana lub 
nieistotna)

• H

3

O

+

 - jon oksoniowy lub oksonium

• NH

4+

 - jon amonu lub jon amonowy, 

amonium, azanium

• UO

22+

 - jon uranylowy VI lub jon dioksouranu 

VI

 

 

Nazwy anionów tworzy się za pomocą 

końcówki „-owy” dołączonej do nazwy 

grupy lub pierwiastka

• H

-

 - jon wodorkowy

• OH

-

 - anion 

wodorotlenowy

• F

-

 - jon fluorkowy

• S

2-

 - jon siarczkowy

• C

4-

 - jon węglikowy

• O

2- 

- jon  ditlenkowy(-1) 

nazwa dopuszczalna- 

anion ponadtlenkowy

• O

22- 

- jon ditlenkowy (-2) 

nazwa dopuszczalna- 

anion nadtlenkowy

• O

3-

 - jon tritlenkowy (-

1) nazwa 

dopuszczalna anion 

ozonkowy

• N

3- 

 - jon 

triazotkowy(1-)

• NO

3-

 - jon azotanowy V

• HSO

4-

 - jon 

wodorosiarczanowy VI

• SCN

-

 - jon 

tiocyjnianowy

 

 

Nazewnictwo tlenków

• Tlenki to związki o wzorze ogólnym E

n

O

m 

 E –jest 

symbolem dowolnego pierwiastka z wyjątkiem 

fluoru

• Nazwy tlenków prostych tworzy się łącząc słowo 

tlenek z nazwą pierwiastka w dopełniaczu a w 

nawiasie podaje się stopień utlenienia 

• Cl

2

O

7

 – tlenek chloru VII

• NO

2

 – tlenek azotu IV

• Al

2

O

3

 – tlenek glinu

• FeO – tlenek żelaza II
• Cs

2

O tlenek cezu

• Pb

2

PbO

4

 tlenek diołowiu II ołowiu IV –tlenek 

mieszany

• H

2

O

2

 – nadtlenek wodoru

 

 

Podział tlenków

 

•

Kwasowe – reagujące z zasadami- w reakcji z 
wodą dają kwasy 

•

Zasadowe- reagujące z kwasami – w reakcji z 
wodą dają zasady

•

Amfoteryczne – reagują z kwasami i 
zasadami

•

Obojętne – niereagujące z kwasami, 
zasadami i wodą – mogą rozpuszczać się w 
wodzie na zasadzie fizycznej 
rozpuszczalności

 

 

Tlenki reagujące z wodą

Tlenki 

kwasowe

Tlenki 

zasadowe

Tlenki 

amfoteryczne

Niemetali
 SO

2

 , NO

2

Metali 
CrO

3

 , Mn

2

O

7

Metali K

2

O, 

CaO

Półmetali 

As

2

O

3

Metali V

2

O

5

 

 

Tlenki niereagujące z wodą

Tlenki 
obojętne

Tlenki o 
charakterze 

kwasowym

Tlenki o 
charakterze  

zasadowym

Tlenki 
amfoterycz

ne

CO, SiO, 
NO, N

2

O

Niemetali 
SiO

2

Metali MoO

3

Metali NiO, 
CrO

Półmetali 
GeO

2

Metali 
Al

2

O

3

, BeO, 

ZnO

 

 

Nazewnictwo związków z 

wodorem

• Związki z wodorem opisuje wzór ogólny E

n

H

m

 

lub H

m

E

n

. Wybór właściwego wzoru zależy od 

relacji elektroujemności danego pierwiastka i 
wodoru.

Wzór 

Nazwa zwyczajowa 

(dopuszczalna)

Nazwa 

systematyczna

HF
HCl
HBr
HI

Fluorowodór
Chlorowodór
Bromowodór
jodowodór

Fluorek wodoru
Chlorek wodoru
Bromek wodoru
Jodek wodoru

 

 

Wzó
r 

Nazwa zwyczajowa 
(dopuszczalna)

Nazwa 
systematyczna

B

2

H

6

CH

4

SiH

4

NH

3

N

2

H

4

PH

3

H

2

O

H

2

S

H

2

S

e
H

2

T

e

Diborowodór (6) lub 
diboran (6)
Metan
Silan
Amoniak
Hydrazyna
Fosfina
Woda
Siarkowodór
Selenowodór
tellurowodór

Diborowodór (6) lub 
diboran (6)
metan
Silan
Azan
Diazan
Fosfan
Oksydan
Sulfan
Selan
tellan

 

 

Nazewnictwo wodorotlenków

• Wzór ogólny wodorotlenków – M(OH)

n

 

gdzie M oznacza atom metalu

• Nazwy wodorotlenków tworzy się 

łącząc słowo wodorotlenek z nazwą 
pierwiastka w dopełniaczu w nawiasie 
podając stopień utlenienia.

• KOH- wodorotlenek potasu
• Cu(OH)

2

 – wodorotlenek miedzi II

 

 

Nazewnictwo kwasów

• Wzór ogólny kwasów H

n

R

• Kwasy beztlenowe nie zawierają w swojej 

cząsteczce grupy E-O-H

• Nazwy anionów kwasów beztlenowych mają 

końcówkę –owy, a nazwy soli tych kwasów –ek.

• Kwasy tlenowe- oksykwasy zawierają w swojej 

cząsteczce grupę E-O-H

• Nazwy kwasów tlenowych mają końcówkę –owy, 

nazwy ich anionów –anowy, a nazwy soli -an

 

 

Kwasy beztlenowe

Wzór 
kwasu

Wzór 
reszty 

kwasow

ej

Nazwa 
zwyczajowa

Nazwa 
systematyczna

Nazwa 
soli

HF

(aq)

HCl

(aq)

HBr

(aq)

HI

(aq)

H

2

S

(aq)

HCN

(aq

)

NH 

3

HNCO

F

-

Cl

-

Br

-

I

-

S

2-

CN

-

N

3

-

NCO

-

kwas 
fluorowodorowy
kwas 
chlorowodorowy
kwas 

bromowodorowy
kwas jodowodorowy
kwas 

siarkowodorowy
kwas 
cyjanowodorowy
kwas 
azotowodorowy
kwas izocyjanowy

Fluorek wodoru
Chlorek wodoru
Bromek wodoru
Jodek wodoru
Siarczek 

(di)wodoru
cyjanek wodoru
Azydek wodoru
kwas 
izocyjanowy

Fluorek
 Chlorek 
Bromek 
Jodek 
Siarczek 
cyjanek 
Azydek
izocyjani
an

 

 

Kwasy tlenowe

Wzór 
kwasu

Wzór 

reszty 

kwasowej

Nazwa w systemie 
Stocka

Nazwa soli

H

3

AsO

3

H

3

AsO

4

HNO

2

HNO

3

(HBO

2

)

n

H

3

BO

3

HClO
HClO

2

HClO

3

HClO

4

AsO

3

3-

AsO

4

3-

NO

2

-

NO

3

-

BO

2

-

BO

3

3-

ClO

-

ClO

2

-

ClO

3

-

ClO

4

-

kwas arsenowy III
kwas arsenowy V
kwas azotowy III
kwas azotowy V
kwas metaborowy
kwas ortoborowy
kwas chlorowy I
kwas chlorowy III
kwas chlorowy V
kwas chlorowy VII

Arsenian 

III
Arsenian 

V
Azotan III
 azotan V
Metabora

n
Ortobora

n
Chloran I
Chloran 

III
Chloran V
Chloran 
VII

 

 

Kwasy tlenowe

Wzór 
kwasu

Wzór 

reszty 

kwasowe

j

Nazwa w systemie 
Stocka

Nazwa soli

H

2

CrO

4

H

2

Cr

2

O

7

H

3

PO

3 

(H

2

PHO

3

)

(HPO

3

)

n

H

3

PO

4

H

4

P

2

O

7

HIO

4

H

5

IO

6

H

4

SiO

4 

(H

2

SiO

3 

)

n

CrO

4

2-

Cr

2

O

7

2-

PHO

3

2-

PO

3

-

PO

4

3-

P

2

O

7

4-

IO

4

-

IO

6

5-

SiO

4

4-

SiO

3

2-

kwas chromowy VI
kwas dichromowy 

VI kwas fosforowy 
III
kwas 
metafosforowy V
kwas 
(orto)fosforowy V
kwas difosforowy V
kwas 
(meta)jodowyVII
kwas ortojodowyVII
kwas 
ortokrzemowy
kwas 
metakrzemowy

Chromian VI
Dichromian 

VI
fosforan III
metafosfora
n V
(orto)fosfora

n V
Difosforan V

(meta)jodan
VII 

ortojodanVII
ortokrzemia

n
metakrzemia
n

 

 

Kwasy tlenowe

Wzór 
kwasu

Wzór 

reszty 

kwasow

ej

Nazwa w systemie 
Stocka

Nazwa soli

HMnO

4

H

2

MnO

4

H

2

SO

3 

(SO

2

•H

2

O)

H

2

SO

4

H

2

S

2

O

7

H

2

S

2

O

8

H

2

S

2

O

3

H

2

CO

3 

(CO

2

•H

2

O)

HOCN

MnO

4

-

MnO

4 

2-

SO

3

2-

SO

4

2-

S

2

O

7

2-

S

2

O

8

2-

S

2

O

3

2-

 

CO

3

2-

OCN

-

kwas manganowyVII
kwas manganowy VI 
kwas siarkowy IV
kwas siarkowy VI
kwas disiarkowy VI
kwas 

peroksodisiarkowy VI
kwas tiosiarkowy VI
kwas węglowy
kwas cyjanowy

manganianVII
manganian VI
siarczan IV
siarczan VI
disiarczan VI
peroksodisiarcz

an VI
Tiosiarczan VI
Węglan

cyjanian

 

 

Nazwy związków jonowych

• Nazwa związku jonowego składa się z nazwy 

anionu i kationu w dopełniaczu,  ewentualnie 

także z cyfry rzymskiej określającej ładunek jonu 

(stopień utlenienia) w przypadku gdy ten ładunek 

może być różny.

• CuCl

2

 – chlorek miedzi II

• Pb(NO

3

)

2

 – azotan V ołowiu II

• Niektóre związki jonowe tworzą kryształy 

zawierające jony związku i określoną liczbę 

cząsteczek wody. Związki te noszą nazwę 

hydratów.

• CuSO

4

•5H

2

O – pentahtydrat siarczanu VI miedzi II

 

 

Podział soli

• Sole obojętne o wzorze ogólnym M

n

R

m 

• Au

2

S – siarczek złota I

• Wodorosole  powstają w wyniku niecałkowitego 

zapełnienia kationów wodorowych kwasu – o wzorze 

ogólnym M

n

(HR)

m

 – wodorosole mogą tworzyć jedynie 

kwasy wieloprotonowe

• LiH

2

PO

4

 – diwodorofosforan V litu

• Ca(HCO

3

)

2

 – wodorowęglan wapnia

• Hydroksysole – powstają w wyniku niecałkowitego 

zastąpienia anionów wodorotlenkowych wodorotlenku 

– wzór ogólny- [M(OH)

k

]

n

R

m

 – hydroksysole mogą 

tworzyć wodorotlenki o większej niż jeden liczbie grup 

wodorotlenowych.

• FeCl(OH) – chlorek wodorotlenek żelaza II
• AlF(OH)

2

 – fluorek diwodorotlenek glinu