1. Układ  okresowy  pierwiastków.  Konfiguracja  elektronowa  pierwiastka  a  położenie  w

układzie  okresowym.  Grupy  pierwiastków  (numeracja).  Grupy  główne.  Grupy
pierwiastków zewnętrznoprzejściowych i wewnętrznoprzejściowych. Okresy w układzie

okresowym.  Prawo  okresowości.  Okresowość  właściwości  pierwiastków:  promienie
atomowe, energia jonizacji, elektroujemność, stopnie utlenienia pierwiastków.

2 Opis na gruncie teorii orbitali molekularnych cząsteczek dwuatomowych: H

2

, O

2

, N

2

 i

F

2

.  Krotność  wiązania,  energia  dysocjacji  i  długość  wiązania.  Hybrydyzacja orbitali

atomowych  (sp,  sp

2

,  sp

3

,  dsp

2

,  dsp

3

,  d

2

sp

3

,  d

3

sp

3

)  a  geometria  cząsteczek.  Wpływ

wolnych par elektronowych na kąty między wiązaniami. Wiązanie wodorowe. Klatraty.

3  Klasyfikacja związków nieorganicznych. Nazewnictwo związków nieorganicznych.

4  Wodór i jego właściwości fizyczne i chemiczne. Wodorki.
5 Pierwiastki  grup  głównych  i  ich  związki:  litowce,  berylowce,  borowce,  węglowce,

azotowce (cząsteczka diazotu i jej właściwości, związki azotu), tlenowce (tlen i związki
pierwiastków  z  tlenem),  fluorowce,  helowce  (gazy  szlachetne).  Podstawowe  cechy

fizyczne  i  chemiczne  pierwiastków  grup  głównych  ze  szczególnym  uwzględnieniem
podobieństw, różnic i ogólnych prawidłowości w grupie i w okresie.

6  Kwasy i zasady Lewisa.

Program wykładu z chemii nieorganicznej 

(30 godz)

wykładowca: prof. Teresa Szymańska-Buzar

7

Pierwiastki  przejściowe  d  i  f  elektronowe  -  położenie  w  układzie

okresowym,  konfiguracje  elektronowe,  stopnie  utleniena  i  ich  trwałość,

okresowość  zmian  właściwości  fizycznych  i  chemicznych,  ogólne

prawidłowości w grupie i w okresie.

8  Związki metali przejściowych - kompleksy. Klasyfikacja ligandów - rodzaje, nazwy,

symbole,  sposób  koordynacji  do  metalu.  Skład  kompleksów,  liczba  koordynacji

atomu  centralnego,  stereochemia  kompleksów,  nazewnictwo 

związków

kompleksowych,  izomeria  -  rodzaje  i  przykłady,  stereospecyficzne  podstawienie

(efekt trans). Siła  pola ligandów  a  wielkość 10  Dq.  Kompleksy  wysoko-  i  nisko-
spinowe.  Właściwości  magnetyczne  kompleksów.  Szereg  spektrochemiczny
ligandów. Szereg ligandów -akceptorowych.

9  Właściwości  kinetyczne  i  termodynamiczne  związków    kompleksowych  -

trwałość  i  równowagi  tworzenia  kompleksów,  zależność  pomiędzy

trwałością  a  funkcjami  termodynamicznymi.  Czynniki  wpływające  na

trwałość  kompleksów  -  efekt chelatowy,  efekt  makrocykliczny.  Szybkość

reakcji  i  jej  wyznaczanie,  trwałość  kinetyczna  kompleksów,  kompleksy

labilne i inertne.

10 Związki  metaloorganiczne  pierwiastków  grup  głównych  i  pierwiastków

przejściowych. Reguła efektywnej liczby atomowej.

Literatura: 

A.  Bielański, Podstawy  chemii  nieorganicznej,  PWN,  2002.

  L.

Kolditz, Chemia nieorganiczna, tom 1 i 2, PWN, 1994. F. A. Cotton,  G. Wilkinson,
P.L.  Gaus,  Chemia  nieorganiczna,  PWN,  1995.  J.  D.  Lee,  Zwięzła  chemia

nieorganiczna,  PWN,  1994.  S.F.A.  Kettle,  Fizyczna  chemia  nieorganiczna,  PWN,
1999.

Dymitr Mendelejew (1869) i Lothar Meyer (1870)

Właściwości chemiczne i fizyczne zmieniają się okresowo,

w miarę jak od pierwiastków o mniejszej liczbie atomowej

przechodzimy do pierwiastków o coraz to większej liczbie

atomowej.

Prawo 

okresowości

Chemia 

Chemia 

jest nauką, która zajmuje się 

jest nauką, która zajmuje się 

otrzymywaniem oraz wszechstronnym 

otrzymywaniem oraz wszechstronnym 

badaniem właściwości, struktury, a także 

badaniem właściwości, struktury, a także 

reakcji chemicznych 

reakcji chemicznych 

pierwiastków chemicznych

pierwiastków chemicznych

 

 

i ich połączeń

i ich połączeń

Chemia organiczna

Chemia organiczna

 to chemia połączeń węgla 

 to chemia połączeń węgla 

zwanych węglowodorami lub ich pochodnych

zwanych węglowodorami lub ich pochodnych

Chemia nieorganiczna

Chemia nieorganiczna

, zajmuje się 

, zajmuje się 

połączeniami wszystkich innych pierwiastków z 

połączeniami wszystkich innych pierwiastków z 

wyjątkiem węglowodorów 

wyjątkiem węglowodorów 

Materia składa się z atomów o określonych 

Materia składa się z atomów o określonych 

właściwościach.

właściwościach.

 

 

Pierwiastek chemiczny

Pierwiastek chemiczny

 jest zbiorem 

 jest zbiorem 

jednakowych atomów, tzn atomów 

jednakowych atomów, tzn atomów 

posiadających taką samą liczbę dodatnich 

posiadających taką samą liczbę dodatnich 

ładunków elementarnych czyli o tej samej 

ładunków elementarnych czyli o tej samej 

liczbie atomowej 

liczbie atomowej 

Z

Z

grupa

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

konfig.
elektr.

ns

1

ns

2

(n-1)

d

1

ns

2

(n-1)

d

2

ns

2

(n-1)

d

3

ns

2

(n-1)

d

4

ns

2

(n-1)

d

5

ns

2

(n-1)

d

6

ns

2

(n-1)

d

7

ns

2

(n-1)

d

8

ns

2

(n-1)

d

9

ns

2

(n-1)

d

10

ns

2

s

2

p

1

s

2

p

2

s

2

p

3

s

2

p

4

s

2

p

5

s

2

p

6

okres

blok s

pierwiastki zewnętrznoprzejściowe (blok d)

pierwiastki bloku p

I

H

II

Li Be

III

Na Mg

IV

K

Ca

V

Rb Sr

VI

Cs Ba

VII Fr Ra

He

B

C

N

O

F

Ne

Al

Si

P

S

Cl Ar

Ga Ge As Se Br Kr

In

Sn Sb Te

I

Xe

Tl

Pb Bi Po At Rn

Sc Ti

V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Y

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

La-Lu

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

Ac-Lr

Rf Db Sg Bh Hs Mt

pierwiastki

wewnętrznoprzejściowe (blok f)

4f  (57 – 71)

La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

5f  (92 – 103)

Ac Th Pa

U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

103

Lr – lorens; 

104

Rf - rutherford; 

105

Db - dubn;

106

Sg - seaborg; 

107

Bh – bohr; 

108

Hs – has; 

109

Mt – meitner

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH

Największa liczba atomowa jaka jest obecnie znana wynosi 112. 

Odpowiada ona  pierwiastkowi o prowizorycznej nazwie 

międzynarodowej ununbium (un -jeden, bi - dwa)

Budowa atomu pierwiastka a jego położenie w 

Budowa atomu pierwiastka a jego położenie w 

układzie okresowym

układzie okresowym

 

 

Elektron wykazuje właściwości falowe, można więc go
opisać za pomocą funkcji falowej 



, będącą funkcją

współrzędnych x, y, z.



(x,y,z)

Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w

określonym elemencie objętości przestrzeni jest

proporcjonalne do całki po tej objętości z kwadratu

modułu funkcji falowej (musi być rzeczywiste i

dodatnie).

prawdopodobieństwo

 (x,y,z) ~ 



(x,y,z) 

2

Równanie Schrödingera (1926 r) wiąże energię układu z

ruchem falowym

H



 = E



gdzie H jest operatorem Hamiltona przedstawiającym

ogólną postać kinetycznej i potencjalnej energii układu;

E jest liczbową wartością energii odpowiadającej

określonej funkcji 



.

Funkcje falowe będące rozwiązaniem tego równania

nazywane są funkcjami własnymi, a energie E

odpowiadające tym funkcjom – wartościami własnymi.

Budowa atomu 

Budowa atomu 

pierwiastka

pierwiastka

Funkcje własne (orbitale)



nlml

 

= [N] [R

nl 

(r)] [



lml 

(x/r, y/r, z/r)]

gdzie 

N – stała normalizacji ustalona tak aby

prawdopodobieństwo znalezienia elektronu

gdziekolwiek w przestrzeni było równe jedności

R

nl 

(r) – radialna część funkcji falowej (n –

główna liczba kwantowa określa średnią

odległość elektronu od jądra, l – poboczna

liczba kwantowa określa orbitalny moment

pędu elektronu)



lml 

(x/r, y/r, z/r) – 

kątowa część funkcji falowej

m

l

 

– magnetyczna liczba kwantowa określa

możliwe wartości składowej z momentu pędu

elektronu w polu magnetycznym.

n = 1, 2, 3, ···(liczby całkowite)

l = 0, 1, 2, 3, ··· n-1
m

l

 = +l, l-1, l-2,  ···-l

l 

l 

= 0 orbital 

= 0 orbital 

s

s

l 

l 

= 1 orbital 

= 1 orbital 

p

p

l 

l 

= 2 orbital 

= 2 orbital 

d

d

l 

l 

= 3 orbital 

= 3 orbital 

f

f

l 

l 

= 4 orbital 

= 4 orbital 

g

g

K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4) itd.

W obrębie powłoki rozróżniamy podpowłoki s, p, d, f

określone przez poboczną liczbę kwantową l.

Powłoki 

Powłoki 

elektronowe

elektronowe

6p

E

1s

2s

3s

4s

5s

6s

2p

3p

4p

5p

3d

4d

5d

4f

Wzrost energii poziomów energetycznych:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p

Schemat poziomów 

Schemat poziomów 

energetycznych w atomach 

energetycznych w atomach 

wieloelektronowych

wieloelektronowych

Kwadraty 

symbolizują 

pojedyncze orbitale 

atomowe, czyli 

funkcje falowe 

odpowiadające 

określonym 

zespołom liczb 

kwantowych n, l, m.

Orbitale o tej samej 

liczbie kwantowej n 

tworzą powłokę 

elektronową

Termy - stany energetyczne 

Termy - stany energetyczne 

atomu

atomu

Stany energetyczne atomu wieloelektronowego

klasyfikuje się według całkowitego orbitalnego momentu

pędu L i ich całkowitego spinu S (termy Russella-

Saundersa).

Symbol termu:

        

2S + 1

L

J

Indeks 2S + 1 oznacza spinową multipletowość

termu.

Wartościom L przypisuje się litery:L = 0

S

L = 1

P

L = 2

D

L = 3

F

L = 4

G

L = l

1

 + l

2

 + l

3

 + ···l

n

S = s

1

 + s

2

 + s

3

 + ···s

n

M

L

 = L, L – 1, L – 2, ··· – L

M

S

 = S, S – 1, S – 2, ··· – S

J

dla L > S  od  L + S   do  L – S;

dla L < S  od  S + L do  S – L

Termy - stany energetyczne 

Termy - stany energetyczne 

atomu

atomu

Reguły Hunda określające term podstawowy (stan o najniższej energii):

1. Term stanu podstawowego ma zawsze maksymalną multipletowość.

2. Dla dwóch stanów o tej samej multipletowości bardziej stabilny jest stan o wyższej
wartości L.

3. Przy zadanych wartościach S i L dla podpowłok wypełnionych elektronami mniej niż

w połowie, termem o najniższej energii jest term o mniejszej wartości  liczby J. Jeżeli
dana  podpowłoka p  lub d  wypełniona  jest  więcej  niż  w  połowie,  wówczas termem  o

niższej energii jest term o większej wartości liczby kwantowej J.

Dla wszystkich atomów posiadających zamknięte zewnętrzne podpowłoki elektronowe
(s

2

, p

6

, d

10

, f

14

) termem podstawowym jest term 

1

S

0

.

Dla zamkniętych podpowłok S = 0 i L = 0, np. He - 1s

2

, Be - 2s

2

, Zn –3d

10

4s

2

.

Li

1s

2

2s

1

; S = s = ½, L = l =0; 

term 

2

S

1/2

C

1s

2

2s

2

2p

2

; S = ½ + ½ = 1, L = l + 0 = 1, J = 0, 1, 2; 

term 

3

P

0

S = ½ +( ½) = 0, L = l + 1 = 2, 

term 

1

D

S = ½ +( ½) = 0, L = 0 + 0 = 0,

term 

1

S

Termy atomu 

węgla

Stany energetyczne atomu węgla

Konfiguracja elektronowa 1s

2

2s

2

2p

2

E

2p

2

3

P

C

1

S

1

S

o

1

D

2

3

P

2

3

P

1

3

P

o

1

D

21648 cm

-1

10192 cm

-1

42 cm

-1

15 cm

-1

grupa

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

konfig.
elektr.

ns

1

ns

2

(n-1)

d

1

ns

2

(n-1)

d

2

ns

2

(n-1)

d

3

ns

2

(n-1)

d

4

ns

2

(n-1)

d

5

ns

2

(n-1)

d

6

ns

2

(n-1)

d

7

ns

2

(n-1)

d

8

ns

2

(n-1)

d

9

ns

2

(n-1)

d

10

ns

2

s

2

p

1

s

2

p

2

s

2

p

3

s

2

p

4

s

2

p

5

s

2

p

6

okres

blok s

pierwiastki zewnętrznoprzejściowe (blok d)

pierwiastki bloku p

I

H

II

Li Be

III

Na Mg

IV

K

Ca

V

Rb Sr

VI

Cs Ba

VII Fr Ra

He

B

C

N

O

F

Ne

Al

Si

P

S

Cl Ar

Ga Ge As Se Br Kr

In

Sn Sb Te

I

Xe

Tl

Pb Bi Po At Rn

Sc Ti

V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Y

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

La-Lu

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

Ac-Lr

Rf Db Sg Bh Hs Mt

pierwiastki

wewnętrznoprzejściowe (blok f)

4f  (57 – 71)

La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

5f  (92 – 103)

Ac Th Pa

U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

103

Lr – lorens; 

104

Rf - rutherford; 

105

Db - dubn;

106

Sg - seaborg; 

107

Bh – bohr; 

108

Hs – has; 

109

Mt – meitner

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH

Największa liczba atomowa jaka jest obecnie znana wynosi 112. 

Odpowiada ona  pierwiastkowi o prowizorycznej nazwie 

międzynarodowej ununbium (un -jeden, bi - dwa)

Promienie 

Promienie 

atomowe

atomowe

.

1

s

1

2

s

2

3

d

1

s

2

4

d

2

s

2

5

d

3

s

2

6

d

4

s

2

7

d

5

s

2

8

d

6

s

2

9

d

7

s

2

10

d

8

s

2

11

d

9

s

2

12

d

10

s

2

13

s

2

p

1

14

s

2

p

2

15

s

2

p

3

16

s

2

p

4

17

s

2

p

5

18

s

2

p

6

I

H

37

He

II

Li

134

Be

125

B

92

C

77

N

75

O

73

F

72

Ne

III

Na

154

Mg

145

Al

118

Si

113

P

106

S

102

Cl

99

Ar

IV

K

196

Ca

174

Sc

144

Ti

147

V

132

Cr

125

Mn Fe Co Ni Cu

138

Zn

131

Ga

126

Ge

122

As

119

Se

116

Br

114

Kr

V

Rb

211

Sr

192

Y

162

Zr

148

Nb

143

Mo

136

Tc Ru Rh Pd Ag

158

Cd

148

In

144

Sn

141

Sb

138

Te

135

I

133

Xe

VI

Cs

225

Ba

198

La

169

Hf

159

Ta

143

W

137

Re Os Ir

Pt Au Hg

149

Tl

148

Pb

147

Bi

146

Po At Rn

Elektroujemność pierwiastków

Elektroujemność pierwiastków

E lek tro uje m ność         

0 ,3 5 9  Z *

r

2

+   0 ,7 4 4

=



 (w e dł u g  A ll re d a i  R o c ho w a)

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

L i

0 ,9 7

B e

1 ,4 7

B

2 ,0 1

C

2 ,5 0

N

3 ,0 7

O

3 ,5 0

F

4 ,1 0

N e

(5 ,1 )

N a

1 ,0 1

M g

1 ,2 3

A l

1 ,4 7

Si

1 ,7 4

P

2 ,0 6

S

2 ,4 4

C l

2 ,8 3

A r

(3 ,3 )

K

0 ,9 1

C a

1 ,0 4

Sc

1 ,2 0

T i

1 ,3 2

V

1 ,4 5

C r

1 ,5 6

M n

1 ,6 0

F e

1 ,6 4

C o

1 ,7 0

N i

1 ,7 5

C u

1 ,7 5

Z n

1 ,6 6

G a

1 ,8 2

G e

2 ,0 2

A s

2 ,2 0

Se

2 ,4 8

B r

2 ,7 4

K r

(3 ,1 )

R b

0 ,8 9

Sr

0 ,9 9

Y

1 ,1 1

Z r

1 ,2 2

N b

1 ,2 3

M o

1 ,3 0

T c

1 ,3 6

R u

1 ,4 2

R h

1 ,4 5

P d

1 ,3 5

A g

1 ,4 2

C d.

1 ,4 6

In

1 ,4 9

S n

1 ,7 2

S b

1 ,8 2

T e

2 ,0 1

I

2 ,2 1

X e

(2 ,4 )

C s

0 ,8 6

B a

0 ,9 7

L a

1 ,0 8

H f

1 ,2 3

T a

1 ,3 3

W

1 ,4 0

R e

1 ,4 6

O s

1 ,5 2

Ir

1 ,5 5

P t

1 ,4 4

A u

1 ,4 2

H g

1 ,4 4

T l

1 ,4 4

P b

1 ,5 5

B i

1 ,6 7

P o

1 ,7 6

A t

1 ,9 0

Elektroujemność wodoru stanowi standard, a jej 

wartość przyjęto jako równą 2,2

Elektroujemność

 jest wielkością charakteryzującą 

tendencję atomu znajdującego się w cząsteczce do 

przyciągania ku sobie elektronów 

Sieci jonowe

Wiązanie jonowe

SIECI PRZESTRZENNE KRYSZTAŁÓW JONOWYCH

ZWIĄZKÓW TYPU AB i AB

2

 (A – atom metalu, B – atom niemetalu)

Jony oddziałują na siebie siłami elektrostatycznymi i dążą do takiego ułożenia

w przestrzeni, by energia całego układu była jak najmniejsza. Każdy jon dąży

do otoczenia się jak największą liczbą jonów przeciwnego znaku, a więc do

przyjęcia możliwie największej liczby koordynacyjnej.

O wartości sieciowej liczby koordynacyjnej (w skrócie s.l.k.) decyduje rozmiar

atomów tzn. stosunek promienia atomu A (r

A

) i promienia atomu B (r

B

).

Największa sieciowa liczba koordynacyjna (s.l.k. = 12) może być osiągana
tylko w sieciach złożonych z atomów o jednakowych rozmiarach, tzn. gdy

promień atomu A równy jest promieniowi atomu B,

a stosunek promieni r

A

/r

B

 = 1.

stosunek promieni r

A

/r

B

sieciowa liczba koordynacyjna (s.l.k.)

1

12

>0,732

8

0,414<r

A

/r

B

<0,732

6

0,225<r

A

/r

B

<0,414

0,115<r

A

/r

B

<0,225

4
2

CsCl

r

Cl

-

 

/r

Cs

+

 = 167 pm/181 pm = 0,92

8

CaF

2

r

F

-

 

/r

Ca

2+

 = 114 pm/119 pm = 0,96

8

NaCl

r

Na

+

 

/r

Cl

- = 116 pm/169 pm = 0,69

6

MgO

r

Mg

2

+

/r

O

2

- = 86 pm/126 pm = 0,68

6

Siły chemiczne

(oddziaływania między atomami i

cząsteczkami)

1  Wiązanie jonowe

(energia wiązania jonowego jest wprost

proporcjonalna do ładunku jonów a

odwrotnie proporcjonalna do ich

promienia; oddziaływania między jonami

są bezkierunkowe)

2  Wiązanie kowalencyjne

(energia wiązania kowalencyjnego zależy

od rozmiaru atomu; im mniejszy atom tym

silniejsze wiązanie; polaryzacja wiązania

kowalencyjnego powoduje zwiększenie

jego mocy; wiązanie kowalencyjne ma

określony kierunek wynikający z warunku

maksymalnego nakrywania się orbitali

atomowych)

H H   431 kJ/mol;   C C   347 kJ/mol;
P P   210 kJ/mol;   Si F   565 kJ/mol

Siły chemiczne

Siły chemiczne

3  

O d d z i ał y w a n i e   e l e k t r o s t a t y c z n e   j o n   

d i p o l

( e n e r g i a   o d d z i ał y w a n i a   j o n   –   d i p o l   j e s t

w p r o s t   p r o p o r c j o n a l n a   d o  ł a d u n k u   j o n u   i

m o m e n t u   d i p o l o w e g o   d i p o l a   a   o d w r o t n i e

p r o p o r c j o n a l n a   d o   i c h   o d l e gł o ś c i ;

o d d z i ał y w a n i a   j o n   –   d i p o l   d e c y d u j ą   o

r o z p u s z c z a l n oś c i   z w i ą z k ó w   j o n o w y c h   w

r o z p u s z c z a l n i k a c h   p o l a r n y c h )

N a F     +     n H

2

O        N a ( H

2

O )

x

+

  F ( H

2

O )

y



[ C o ( H

2

O )

6

]

2 +

;   [ N i ( H

2

O )

6

]

2 +

;   [ C o ( N H

3

)

6

]

3 +

4         O d d z i ał y w a n i e   d i p o l   –   d i p o l   ( w ią z a n i e

w o d o r o w e )

( e n e r g i a   o d d z i ał y w a n i a   d i p o l   –   d i p o l   j e s t

w p r o s t   p r o p o r c j o n a l n a   d o   m o m e n t u

d i p o l o w e g o   d i p o l i   a   o d w r o t n i e

p r o p o r c j o n a l n a   d o   i c h   o d l e gł o ś c i ;

o d d z i ał y w a n i e   d i p o l   –   d i p o l   s ą

o d p o w i e d z i a l n e   z a   a s o c j a c ję   i   s t r u k t u r ę

p o l a r n y c h   z w ią z k ó w )

-

+

+

+

+

-

-

-

Siły chemiczne

Siły chemiczne

Cząsteczka 

diwodoru  H

2

O p i s   w ią z a n i a  n a   g r u n c i e   t e o r i i   o r b i t a l i

m o l e k u l a r n y c h

O r b i t a l e   m o l e k u l a r n e   c zą s t e c z k i   H

2

K o n fi g u r a c j a   e l e k t r o n o w a   c zą s t e c z k i   H

2

( σ 1 s )

2

L i c z b a   w ią z a ń   d w u e l e k t r o n o w y c h   ( 2 e )   =   r zą d

w ią z a n i a   ( R W )

R zą d   w i ą z a n i a   w   c z ą s t e c z c e   H

2

:   R W   =   1  ( 2 e / 2 )

H  H

E

D

  =   4 3 1   k J / m o l

E

H

2

H

H

 1 s





 s

1 s

1 s





 s

  s

 s

 s



-

 s

 s

+

=

=

+

+

+

+

+

+

-















+

CZĄSTECZKA 

DIAZOTU - N

2

Schemat orbitali molekularnych cząsteczki N

2

KK(σ2s)

2

(σ

*

2s)

2

(π2p

y

)

2

(π2p

z

)

2

(σ2p

x

)

2

Rząd wiązania RW = ½(8e – 2e) = 3

NN

E

D

 = 941 kJ/mol

Długość wiązania

   d = 110 pm

E

N

2

N

N

2s





2s





2p

y





2p

x

2p

x





2p

z

2p

z

2p

2p

2p

y

2s

2s

x

x

x

x





Orbitale molekularne 



  i 



  

  

będące

 

 wynikiem nakładania 

się orbitali atomowych p

x

 i p

z

 

 

CZĄSTECZKA DITLENU  O

2

długość

wiązania

d (pm)

energia

dysocjacji

E

D

 (kJ/mol)

rząd

wiązania

RW

O

2

+

112

625

2½

jon oksygenylowy

O

2

121

494

2

cząsteczka ditlenu

O

2



126

1½

jon superokso (ponadtlenkowy)

O

2

2

149

204

1

jon perokso (nadtlenkowy)

E

O

2

O

O

2s





2s





2p

y





2p

x

2p

x





2p

z

2s

2s

2p

2p

2p

z

2p

y

O=O

O=O

Rząd wiązania

 

 RW 

(krotność wiązania)

RW = 1/2(8-4) 

RW = 1/2(8-4) 

= 2

= 2

Cząsteczka O

2

 jest 

paramagnetyczna i jej 

moment magnetyczny 

odpowiada obecności 2 

niesparowanych 

elektronów

KK(σ2s)

2

(σ*2s)

2

(σ2p

x

)

2

(π2p

y

)

2

(π2p

z

)

2

(π*2p

y

)

1

(π*2p

z

)

1

Cząsteczka O

Cząsteczka O

2

2

 

 

występuje w stanie 

występuje w stanie 

trypletowym 

trypletowym 

3

3





 

 

CZĄSTECZKA 

DIFLUORU - 

F

2

Schemat orbitali molekularnych cząsteczki F

2

KK(σ2s)

2

(σ*2s)

2

(σ2p

x

)

2

(π2p

y

)

2

(π2p

z

)

2

(π*2p

y

)

2

(π*2p

z

)

2

RW = ½(8e – 6e) = 1

F F   E

d

 = 155 kJ/mol

E

F

2

F

F

2s





2s





2p

y





2p

x

2p

x





2p

z

2p

z

2p

y

2s

2s

2p

2p

Tworzenie  orbitali 

Tworzenie  orbitali 

zhybrydyzowanych

zhybrydyzowanych

Teoria wiązań walencyjnych

wprowadza model orbitali

cząsteczkowych zlokalizowanych,

dwucentrowych, czyli obejmujących

dwa jądra sąsiadujących atomów

Orbitale cząsteczkowe tworzy się w

wyniku kombinacji orbitali

zhybrydyzowanych (wymieszanych)

atomu centralnego z orbitalami

atomowymi atomów sąsiednich

Tworzenie orbitali

zhybrydyzowanych:

s  +  p     2 (sp)

s  +  2 p     3 (sp

2

)

s  +  3 p     4 (sp

3

)

s  +  3 p  +  2d   6  (d

2

sp

3

)

sp

sp

2 sp

s + p



s + 2 p

3 sp

2











H y b r y d y z a c j a   s p

3

  ( t e t r a e d r y c z n a )

H y b r y d y z a c j a    d

2

s p

3

  ( o k t a e d r y c z n a )

4   x     s p

3



s   +   ( p

x

,   p

y

,   p

z

)

z



x

y



z



x

y

6   x   d

2

s p

3

( d

z  

,   d

x   +   y  

)   +     s     +   ( p

x

,   p

y

,   p

z

)

2

2

2

x

z

y

z

y

x

Hybrydyzacja

Hybrydyzacja

 sp

 sp

3

3

, 

, 

d

d

2

2

sp

sp

3

3

Związki węgla

Konfiguracja elektronowa C 1s

2

2s

1

2p

x

1

2p

y

1

2p

z

1

Trzy możliwe hybrydyzacje orbitali walencyjnych atomu węgla:

sp

3

CH

4

 (hybrydyzacje tetraedryczna, kąty między wiązaniami

109,5

o

)

sp

2

C

2

H

4

 (hybrydyzacje trygonalna, kąty między wiązaniami 120

o

)

sp

C

2

H

2

 (hybrydyzacje dygonalna, kąty między wiązaniami 180

o

)

Hybrydyzacja 

orbitali atomowych 

węgla

 

sp

2

x

H

H

H

H

-

+

C

-

+

C

sp

2

sp

2

sp

2

sp

2

z

z

x

H

H

H

H

-

C

C

+

-

x

H

H

H

H

-

C

C

+

+



b

*

E



b





2p

z

2p

z

Tworzenie 

Tworzenie 

wiązania 

wiązania 

typu 

typu 





Energia orbitali 

Energia orbitali 

walencyjnych typu 

walencyjnych typu 





  

  

etylenu

etylenu

Hybrydyzacja 

Hybrydyzacja 

sp

sp

3

3

 - wolne pary 

 - wolne pary 

elektronowe

elektronowe

Wpływ wolnych par elektronowych na zmniejszenie

kątów między wiązaniami

Hybrydyzacja sp

3

 (tetraedryczna)

4 równocenne orbitale sp

3



tworzenie 4 równocennych wiązań 
z udziałem orbitali  sp

3

, np. CH

4

 (kąt 109,5

o

)



1wolna para elektronowa, np. NH

3

 

i zmniejszenie kąta do 107

o

2 wolne pary elektronowe, np. H

2

O

i zmniejszenie kąta do 104,5

o





Wiązanie wodorowe pomiędzy cząsteczkami H

Wiązanie wodorowe pomiędzy cząsteczkami H

2

2

O

O

H



H

O

H



H

O

4 orbitale 

sp

3 

atomu tlenu, z których 2 s

ą wykorzystane

 w tworzeniu 2 wiązań O-H

2 wolne pary elektronowe atomu tlenu uczestnicz

ą 

w tworzeniu wiązań wodorowych z sąsiednimi cząsteczkami



H



H

O

H



H

O

H



H

O

H



H

O

H



H

O

Wiązanie 

Wiązanie 

wodorowe

wodorowe

Wiązanie wodorowe pomiędzy cząsteczkami H

Wiązanie wodorowe pomiędzy cząsteczkami H

2

2

O

O

W stanie stałym (w lodzie) cząsteczki H

2

O tworzą trójwymiarową sieć

przestrzenną o luźnej strukturze, w lukach której mogą być uwięzione

cząsteczki gazów. W ten sposób tworzą się 

klatraty (hydraty) nawet

gazów szlachetnych. Posiadają one stały skład stechiometryczny, ale nie
są  związkami  chemicznymi,  gdyż  pomiędzy  cząsteczkami  H

2

O

tworzącymi  klatkę  a  uwięzionymi  atomami  nie  występuje  wiązanie
chemiczne. 

Istnieją dwie struktury lodu.

1  Podczas krzepnięcia wody w obecności  takich  gazów  jak:  Xe,  Cl

2

,

CO

2

, SO

2

, CH

4

, każde z 

46 cząsteczek H

2

O tworzy 8 klatek, z których

6 jest czternastościanami i 2 dwunastościanami. Przy wypełnieniu 8

klatek stosunek 

H

2

O/X = 5,75, a 6 klatek 7,66.

2  Podczas krzepnięcia wody w obecności większych cząsteczek gazów

takich jak: CHCl

3

, C

2

H

5

Cl, każde z 136 cząsteczek H

2

O tworzy 24

klatek,  z  których  8  jest  szesnastościanami  i  16  dwunastościanami.
Przy wypełnieniu 8 klatek stosunek 

H

2

O/X = 17

Wiązanie wodorowe - 

Wiązanie wodorowe - 

klatraty

klatraty

Klasyfikacja związków nieorganicznych, 

nazewnictwo

Tlenki -

Tlenki -

 dwuskładnikowe związki tlenu z innymi 

 dwuskładnikowe związki tlenu z innymi 

pierwiastkami.

pierwiastkami.

 

 Tlenki mogą zawierać jon O

2 

(okso, 

tlenkowy), O

2

 

 (superokso, ponadtlenkowy), O

2

2 

 

(perokso, nadtlenkowy). Nazwy tlenków tworzy si

ę

 

dodaj

ą

c do wyrazu „tlenek” nazw

ę

 pierwiastka w 

dope

ł

niaczu i w nawiasie okr

ągłym podając stopień 

utlenienia pierwiastka.

Cu

2

O tlenek miedzi(I)

CuO tlenek miedzi(II)

SO

2

 tlenek siarki(IV) (dwutlenek siarki); SO

3

 tlenek 

siarki(VI)
Na

2

O tlenek sodu;Na

2

O

2

 nadtlenek sodu; KO

2

 

ponadtlenek potasu

Dwuskładnikowe związki wodoru (H

Dwuskładnikowe związki wodoru (H





 

 

 lub H

 lub H

+

+

) z 

) z 

innymi pierwiastkami.   Wodorki  zawierają  jon H

innymi pierwiastkami.   Wodorki  zawierają  jon H





NaH wodorek sodu; CH

4

 metan; NH

3

 amoniak  (azan); 

HCl chlorowodór

 

Wodorotlenki -

Wodorotlenki -

 związki nieorganiczne, w 

 związki nieorganiczne, w 

cząsteczkach których znajduje się metal oraz grupa 

cząsteczkach których znajduje się metal oraz grupa 

OH zwana grupą wodorotlenową.

OH zwana grupą wodorotlenową.

 

 

Liczba grup 

wodorotlenowych zależy od stopnia utlenienia metalu

 

 

Fe(OH)

2

 wodorotlenek żelaza(II); Fe(OH)

3

 wodorotlenek 

żelaza(III)

 

 

 

Klasyfikacja związków nieorganicznych, 

nazewnictwo

Sole - 

Sole - 

związki chemiczne o ogólnym wzorze M

związki chemiczne o ogólnym wzorze M

n

n

R

R

m

m

, 

, 

gdzie M oznacza metal, a R resztę kwasową.

gdzie M oznacza metal, a R resztę kwasową.

 

 Nazwy 

soli kwasów tlenowych mają końcówkę -an, a w 

nawiasie podaje się 

cyfrą rzymską stopień utlenienia 

centralnego atomu anionu. Fe

2

(SO

4

)

3

 siarczan(VI) 

żelaza(III) 

(siarczan żelaza);

 Na

2

SO

3

 siarczan(IV) sodu 

(siarczyn sodu);

 KMnO

4

 manganian(VII) potasu 

(nadmanganian potasu); Ca(HCO

3

)

2

 wodorowęglan 

wapnia

 

Kwasy - 

Kwasy - 

związki chemiczne, które wprowadzone do 

związki chemiczne, które wprowadzone do 

wody powodują w niej wzrost stężenia kationów 

wody powodują w niej wzrost stężenia kationów 

wodorowych.

wodorowych.

Nazwy kwasów tlenowych (H

n

R) tworzy się od nazwy 

atomu centralnego anionu kwasu. W nawiasie podaje się 

cyfrą rzymską stopień utlenienia centralnego atomu 

anionu. H

2

SO

3

 - kwas siarkowy(IV); H

2

SO

4

 - kwas 

siarkowy(VI); HClO - kwas monooksochlorowy(I), kwas 

chlorowy(I)

 

(kwas podchlorawy);

 

HClO

4

 - kwas 

tetraoksochlorowy(VII), kwas chlorowy(VII)

 

(kwas nadchlorowy) 

 

Inne związki: węgliki,

Inne związki: węgliki,

 dwuskładnikowe związki 

 dwuskładnikowe związki 

węgla z pierwiastkami wykazującymi mniejszą od 

węgla z pierwiastkami wykazującymi mniejszą od 

niego elektroujemność. 

niego elektroujemność. 

Są to związki węgla z 

metalami, z Si i B, np. CaC

2

 - węglik wapnia; Mg

2

C

3

 - 

węglik magnezu; V

2

C - węglik wanadu. 

Azotki - 

Azotki - 

dwuskładnikowe związki azotu z innymi 

dwuskładnikowe związki azotu z innymi 

pierwiastkami, np. BN - azotek boru; Mg

pierwiastkami, np. BN - azotek boru; Mg

3

3

N

N

2

2

 - azotek 

 - azotek 

magnezu

magnezu

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW 

CHEMICZNYCH

grupa

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

konfig.
elektr.

ns

1

ns

2

(n-1)

d

1

ns

2

(n-1)

d

2

ns

2

(n-1)

d

3

ns

2

(n-1)

d

4

ns

2

(n-1)

d

5

ns

2

(n-1)

d

6

ns

2

(n-1)

d

7

ns

2

(n-1)

d

8

ns

2

(n-1)

d

9

ns

2

(n-1)

d

10

ns

2

s

2

p

1

s

2

p

2

s

2

p

3

s

2

p

4

s

2

p

5

s

2

p

6

okres

blok s

pierwiastki zewnętrznoprzejściowe (blok d)

pierwiastki bloku p

I

H

II

Li Be

III

Na Mg

IV

K

Ca

V

Rb Sr

VI

Cs Ba

VII Fr Ra

He

B

C

N

O

F

Ne

Al

Si

P

S

Cl Ar

Ga Ge As Se Br Kr

In

Sn Sb Te

I

Xe

Tl

Pb Bi Po At Rn

Wodór i jego 

właściwości

Wodór jest mieszaniną trzech izotopów: 

protu

, 

deuteru

 i 

trytu

, które różnią się liczbą neutronów w jądrze 

atomowym, tzn. oprócz 1 protonu posiadają 

odpowiednio 1 i  2 neutrony.

 

Pierwiastek

wodór

Symbol

H

Konfiguracja elektronowa

1s

1

Masa atomowa, u

1,00794

Izotopy

proten 

1

H

deuter 

2

D (1,6 · 10

 2

 %)

tryt 

3

T (10

 16

 %)

Gęstość, g · L

 1

 (298 K, 1,01 · 10

5

 Pa)

0,08988

Temperatura topnienia, K

13,81

Temperatura wrzenia, K

20,28

Energia jonizacji, kJ · mol

 1

H   H

+

 + e



1312

Elektroujemność

2,20

Powinowactwo elektronowe kJ, · mol

 1

72,76

Promień atomowy , pm

30

Promień jonowy H



 , pm

208

Promień jonu H

+

 , pm

1,5 · 10

 3

H

H

2

2

H

H





H

H

+

+

(H

(H

3

3

O)

O)

+

+

Izotopy to odmiany pierwiastka o identycznej 

liczbie atomowej (liczbie protonów) a różnej liczbie 

masowej (liczbie neutronów)

jon  

oksoniowy

„

jon 

wodorowy”

H

H





 + H

 + H

2

2

O = H

O = H

2

2

 + 

 + 

OH

OH





(Li

+  

78)

(solwatowany 

proton)

Właściwości fizyczne 

wodoru

Wodór w normalnych warunkach jest gazem 

bezbarwnym bez zapachu i bez smaku, 14,4 razy 

lżejszym od powietrza, bardzo słabo rozpuszczalnym w 

wodzie (0,021 objętości H

2

 w 1 objętości H

2

O w 

temperaturze 298 K). Został skroplony po raz pierwszy 

w 1883 r. przez Karola Olszewskiego i Zygmunta 

Wróblewskiego.

Wodór wykazuje znaczną rozpuszczalność w niektórych 

metalach. Gąbka palladowa może pochłonąć objętość 

wodoru 800 razy większą od swej objętości. W wysokich 

temperaturach wodór rozpuszcza się w platynie, niklu, 

żelazie, a także w miedzi.

Przenikanie wodoru przez blachę palladową w wysokich 

temperaturach jest tak szybkie, że przegrody z takiej 

blachy używa się jako „filtru” pozwalającego na 

oddzielenie wodoru od innych gazów.

W warunkach normalnych wodór występuje w postaci 

cząsteczek dwuatomowych 

H

H

2 

2 

.

 

 Znane są dwie odmiany 

wodoru cząsteczkowego różniące się ciepłem 

właściwym: 

ortowodór

ortowodór

, w którym

 

 

momenty 

magnetyczne jąder mają zwroty zgodne 

i  

parawodór

parawodór

, w 

którym

 

 

momenty magnetyczne jąder mają zwroty 

przeciwne

.      

.      

W temp. 293 K mamy

 

 

75% orto 

75% orto 

i 

 25% 

 25% 

parawodoru. 

parawodoru. 

W temperaturze 20 K zawartość 

parawodoru

parawodoru

 osiąga

 99,7%. 

 99,7%. 

Przemiana ta jest procesem 

egzotermicznym związanym z wydzieleniem 1,41 kJ 

·mol

1

 ciepła.

Występowanie 

Występowanie 

wodoru

wodoru

Wodór to najbardziej rozpowszechniony 

pierwiastek we Wszechświecie, stanowi 91% 

wszystkich atomów, 70% masy Układu 

Słonecznego. Zawartość wodoru na Ziemi 

wynosi 15,4% wszystkich atomów.

 

Najbardziej rozpowszechnionym związkiem wodoru na 

Ziemi jest woda H

2

O. Wodór obok węgla jest głównym 

składnikiem związków organicznych tworzących świat 

roślinny i zwierzęcy. Wodór jest składnikiem gazu 

ziemnego i ropy naftowej.

Otrzymywanie 

Otrzymywanie 

wodoru

wodoru

Głównym surowcem, z którego otrzymuje się 

wodór, jest woda. Wodór może być wydzielony z 

wody przez każdy metal o ujemnym potencjale 

standardowym.

Na + H

2

O  1/2 H

2

 + NaOH

Elektroliza wody 

woda ulega autodysocjacji:  2H

2

O  H

3

O

+

 + OH



proces anodowy:

 

2OH



 H

2

O + 1/2 O

2

 + 2e

 

proces katodowy:  2H

3

O

+

 + 2e



   H

2 

+ 2H

2

O

Elektroliza NaCl w roztworach wodnych (wytwarzanie 

NaOH)

 

2H

2

O  H

3

O

+

 + OH



proces anodowy 2Cl



   Cl

2

 +2 e

 

proces katodowy 2H

3

O

+

 + 2e



  H

2 

+ 

2H

2

O

Otrzymywanie wodoru w procesach 

Otrzymywanie wodoru w procesach 

przemysłowych

przemysłowych

Konwersja węglowodorów z parą wodną w 

temperaturze 1025 K i w obecności katalizatora 

niklowego

CH

4

 + H

2

O   CO + H

2

CH

4

 + 2H

2

O   CO

2

 +4H

2

CO + H

2

O   CO

2

 + H

2

Kraking węglowodorów:

 

 

podczas przeróbki 

węglowodorów ciężkich zawartych w ropie naftowej na 

węglowodory lżejsze, będące składnikami benzyny 

otrzymuje się znaczne ilości wodoru 

Otrzymywanie gazu wodnego:

 

reakcja pary wodnej z 

rozżarzonym koksem w temp. 1500 K.   

C + H

2

O   CO + H

2

, 

a następnie ogrzewanie z parą wodną w temperaturze 470 - 

720 K, w obecności katalizatora Fe

2

O

3

 i Cr

2

O

3

                        

CO + H

2

 + H

2

O   CO

2

 + 2H

2

 

Wodór jako najczystsze źródło energii 

Wodór jako najczystsze źródło energii 

(reakcja 

spalania wodoru jest silnie egzotermiczna, zachodzi z 

wydzieleniem ciepła)

H

2

 + 1/2O

2

  H

2

O  



H =  285,84 kJ ·mol

1

 

Spalanie wodoru w palniku Daniella wykorzystuje się do 

uzyskiwania wysokich temperatur dochodzących do 3000 K, 

co pozwala na stopienie Pt, SiO

2

, Al

2

O

3

.

Izotopy wodoru

 proten 

1

H

deuter 

2

D (1,6 · 10

 2

 %)

tryt 

3

T (10

 16

 %)

Otrzymywanie D

2

 i D

2

O (ciężkiej wody)

W czasie elektrolizy wody wodór wydzielający się na 

katodzie jest nieco uboższy w deuter niż woda 

poddawana elektrolizie. Podczas elektrolizy woda 

ulega wzbogaceniu w deuter. Wodór wydzielający się 

z roztworu już wzbogaconego zawierający więcej 

deuteru spala się a powstającą wodę zawraca do 

procesu elektrolizy. W ten sposób z 1 m

3

 wody 

naturalnej można uzyskać około 30 cm

3

 wody 

ciężkiej, zawierającej 99% D

2

O.

D

2

O służy jako moderator (ośrodek, w którym 

ulegają spowolnieniu prędkie neutrony  

wydzielające się w procesach jądrowych 

przebiegających w niektórych reaktorach 

atomowych). 

Tryt - 

izotop nietrwały,

 

który emitując 

promieniowanie 



 

(elektrony)

 przechodzi w izotop helu 

3

He.

  

Jego okres półtrwania wynosi 12,32 lat

 

Otrzymywanie trytu:

 tryt powstaje w małych 

ilościach w atmosferze na skutek zderzeń jąder 

azotu z neutronami wyzwolonymi przez 

promieniowanie kosmiczne. Można go otrzymać na 

drodze sztucznych przemian jądrowych, np. 

bombardując metaliczny lit powolnymi neutronami.  

6

Li  + 

1

n = 

4

He + 

3

T

Właściwości chemiczne i zastosowanie 

Właściwości chemiczne i zastosowanie 

wodoru

wodoru

W podwyższonych temperaturach wodór jest silnym 

W podwyższonych temperaturach wodór jest silnym 

reduktorem, za pomocą którego można przeprowadzić liczne 

reduktorem, za pomocą którego można przeprowadzić liczne 

reakcje redukcji tlenków metali.

reakcje redukcji tlenków metali.

 

 

w 520 K 

3Fe

2

O

3

 + H

2

 

 2Fe

3

O

4

 + H

2

O

w

 800 K

 

Fe

2

O

3

 + H

2

 

 2FeO + H

2

O

w

 900 K

 

Fe

2

O

3

 + 3H

2

 

 2Fe + 3H

2

O

w

 420 K

 

CuO + H

2

 

 Cu + H

2

O

w

 1500 K

 WO

3

 + 3H

2

 

 W + 3H

2

O

Wodór wykorzystywany jest w syntezie amoniaku metodą 

Wodór wykorzystywany jest w syntezie amoniaku metodą 

Habera i Boscha 

Habera i Boscha 

      

      

(temperatura 770-820 K, ciśnieniu 30-

35 MPa, w obecności katalizatora żelazowego). 

N

2

 + 3H

2

 



 

 2NH

3

 

Synteza węglowodorów (benzyny)

Synteza węglowodorów (benzyny)

(katalizator Co, Fe, Ni)  CO + H

2 

 C

n

H

m

 + H

2

O

Synteza metanolu

Synteza metanolu

(katalizator: ZnO-Al

2

O

3

-CuO)     CO + 2H

2 

 CH

3

OH

Wodór atomowy

H

H

2

2

 

 





 2H

 2H





H

H

 = 436 kJ 

 = 436 kJ 





 

 

mol

mol

-1

-1

Równowaga pomiędzy H

2

 i H przesuwa się ze wzrostem 

temperatury w kierunku tworzenia wodoru atomowego. 

Duża ilość energii potrzebna  do rozbicia cząsteczki H

2

 

powoduje, że nawet w temperaturze 1000 K dysocjacja 

jest znikoma a w 2000 K obejmuje zaledwie 0,12% 

cząsteczek. W temp. 4000 K 62,5% cząsteczek H

2

 jest 

zdysocjowanych do atomów H. 

   

W temperaturze pokojowej można otrzymać wodór 

atomowy pod wpływem wyładowań elektrycznych w 

rozrzedzonym wodorze cząsteczkowym (napięcie 

między elektrodami 3000-4000 V, ciśnienie 10-

100Pa).  W temperaturze pokojowej wodór atomowy 

istnieje bardzo krótko, gdyż ulega rekombinacji do 

cząsteczek H

2

. Jego okres półtrwania, w zależności 

od warunków, wynosi 0,3-0,5 s. 

Wodór atomowy jest niezwykle reaktywny. Łączy się już w 

temperaturze pokojowej z chlorem, bromem, jodem, 

tlenem, siarką, arsenem i antymonem, tworząc 

odpowiednie wodorki. Stanowi silny środek redukujący. 

Redukuje AgNO

3

 do Ag, CrO

4

2-

 do Cr

3+

, MnO

4

2-

 do Mn

2+

. 

Podobne właściwości ma wodór tworzony w reakcji 

chemicznej (in statu nascendi) np. w reakcji kwasu z 

cynkiem

W palniku Langmuira wykorzystuje się ciepło 

rekombinacji atomów wodoru do topienia  trudno 

topliwych substancji np. wolframu w 3695 K.

Wodorki - połączenia wodoru z innymi pierwiastkami 

Wodorki - połączenia wodoru z innymi pierwiastkami 

typu X

typu X

m

m

H

H

n

n

Wodorki typu soli

Wodorki typu soli

 (jonowe), w których wodór 

występuje jako anion H



 są tworzone przez metale 

grup 1. i 2. układu okresowego (z wyjątkiem Be i Mg). 

Powstają w wyniku bezpośredniego działania wodoru 

na metale w podwyższonej temperaturze. W zetknięciu 

z wodą reagują gwałtownie  wydzielając wodór.

NaH + H

2

O  NaOH + H

2

    

CaH

2

 + H

2

O  CaO + 2H

2

  

Wodorki kowalencyjne

Wodorki kowalencyjne

 są tworzone przez pierwiastki 

grup od 14. do 18. oraz bor z 13. grupy układu 

okresowego a także Be i Mg. Wodorki kowalencyjne są 

na ogół bardziej lotne ( mają niższe temperatury 

topnienie i wrzenia) aniżeli wodorki jonowe. 

Wodorki metaliczne

 są połączeniami wodoru z metalami 

zewnętrzno- i wewnętrznoprzejściowymi. Mają połysk i 

właściwości metaliczne. Są nielotne. Często wykazują 

skład, którego nie daje się wyrazić prostymi wzorami 

(PdH

0,6

, TiH

1,73

, ZrH

1,92

). W wodorkach metalicznych 

atomy wodoru zajmują pozycje międzywęzłowe w sieci 

przestrzennej typu metalicznego. Wodorki typu MgH

2

 

lub LaNi

5

H

6

 mogą mieć zastosowanie w magazynowaniu 

wodoru, gdyż już po słabym ogrzaniu ulegają rozkładowi 

na metal i wodór i dają się łatwo regenerować.

Litowce (metale alkaliczne)

Właściwości fizyczne litowców

Pierwiastek

Lit

Sód

Potas

Rubid

Ces

Frans

Symbol

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

Konfiguracja elektronowa

2s

1

3s

1

4s

1

5s

1

6s

1

7s

1

Masa atomowa, u

6,941

22,98977 39,0983 85,4678 132,90545 (223)

Gęstość, g · cm

 3

0,534

0,971

0,862

1,532

1,873

Temperatura topnienia, K

453,7

370,87

336,43

312,64

301,6

300

Temperatura wrzenia, K

1615

1156

1032

961

944

950

Energia jonizacji, kJ · mol

 1

I M   M

+

 + e



II M

+

   M

2+

 + e



520,2

7298,1

495,8

4562,4

418,8

3051,8

403,0

2633

534,4

1047

393,0

Elektroujemność
(Allred Rochow)

0,97

1,01

0,91

0,89

0,86

0,86

Potencjał standardowy, V

 3,0401

 2,71

 2,931

 2,98

 3,026

 2,9

Promień atomowy , pm

134

154

196

211

225

Promień jonowy (LK = 6), pm

76

102

138

152

167

180

Wolne atomy litowców

, które pojawiają się na przykład w 

parach ich lotnych związków ogrzanych do wysokiej 

temperatury, 

ulegają wzbudzeniu

. Oddając następnie 

energię stają się źródłem promieniowania. 

Widmo emisyjne 

litowców

 częściowo położone jest w zakresie światła 

widzialnego. Lotne 

połączenia litowców barwią płomień

; 

związki 

Li na karminowo

, 

Na na żółto

, 

K, Ru i Ce na kolor 

fiołkoworóżowy

  

Właściwości chemiczne litowców - M

Właściwości chemiczne litowców - M

(litowce to bardzo aktywne pierwiastki, ich reaktywność 

rośnie od Li do Cs)

Reakcje z tlenem

Reakcje z tlenem

(tylko Li reaguje z tlenem dopiero w temperaturze 370 

K, pozostałe litowce już w temperaturze pokojowej 

pokrywają się  warstwą tlenku)

Podczas spalania

: 

Li + O

2

  Li

2

O (tlenek litu zawiera jon 

O

2

 

)

Na + O

2

  Na

2

O

2

 (nadtlenek sodu zawiera jon 

O

2

2

 

)

(M = K, Rb, Cs) M + O

2

  MO

2

 (ponadtlenek, zawiera 

jon 

O

2



 

)

Reakcje litowców zachodzące podczas ich ogrzewania

: 

2M + H

2

  2MH (wodorki zawierają jon 

H



)

2M + X

2

  2MX (halogenki litowców)

2M + 2NH

3

  2MNH

2  

+ H

2  

(z gazowym amoniakiem 

dają amidki)
6Li + N

2

  2Li

3

N (azotek litu zawiera jon 

N

3

 

)

2Li + 2C  Li

2

C

2

 (węglik litu zawiera jon 

C

2

2

 

)

2M + H

2

O  2MOH + H

2  

(

reakcja zachodzi z 

wydzieleniem ciepła

)

M + NH

3

  M

+

(NH

3

)

n

 + 

e



 (NH

3

)

n 

 (w ciekłym amoniaku 

tworzy się solwatowany kation i elektron)  

2M + 2RH  2MR + H

2

 (M = Na, K, z węglowodorami 

(RH) dają związki metaloorganiczne, które zawierają jon 

R

  

 

(NaCH

3

, NaC

6

H

5

)

Reaktywno

ść 

litowców

Schemat reaktywności sodu

RH

H

2

H

2

O

Na

C

O

2

NaOH

NH

3

(gazowy)

NH

3

HX

X

2

NaOH

(ciekły)

(stopiony)

NaH

NaR

Na

2

O

2

NaOH

H

2

H

2

H

2

O

CO

2

H

2

O

2

H

2

Na

2

CO

3

O

2

NaNH

2

Na

+

 + e

-

Na

2

O

NaX

H

2

NaX

1

Na

2

C

2

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

13

14

ROH

12

(solwatowany)

NaOR

H

2

Na

Na

2

O

H

2

1)  2Na + O

2

   Na

2

O

2

nadtlenek sodu

2)  2Na + 2NaOH 

(stopiony)

   2Na

2

O + H

2

tlenek sodu

3)  2Na + H

2

 

(ogrzewanie)

   2NaH

wodorek

sodu

4)  2Na + 2H

2

O   2NaOH + H

2

 

wodorotlenek

sodu

5)  2Na + 2NH

3

 

(gazowy)

  2NaNH

2

 + H

2

  amidek

sodu

6)  Na + NH

3

 

(ciekły)

  Na

+

 + e



 (NH

3

)

n

 kation sodu

i solwatowany elektron

7)  2Na + 2HX   2NaX + H

2

  halogenek sodu

8)  2Na + X

2

   2NaX

halogenek sodu

9)  2Na + 2C 

(ogrzewanie)

   Na

2

C

2

węglik sodu

(acetylenek)

10)  2Na + 2RH   2NaR + H

2

związki

metalorganiczne np. metylosód

2Na + 2ROH   2NaOR + H

2

alkoholan sodu

11

)

Połączenia z tlenem i ich zastosowanie

2Na

2

O

2

 + 2CO

2

  2Na

2

CO

3 

+ O

2 

(proces 

wykorzystywany do oczyszczania powietrza w 

aparatach do oddychania)

2Na

2

O

2

 + 2H

2

O  2NaOH

 

+ H

2

O

2

 (proces 

wykorzystywany do produkcji środków bielących)

2KO

2

 + 2H

2

O  2KOH

 

+ H

2

O

2

 + O

2

 

Wodorki

2M + H

2

  2MH 

(podwyższona temperatura)

  

MH + H

2

O  

MOH + H

2

   

Elektroliza NaCl 

(wytwarzanie NaOH w roztworach wodnych 

metodą przeponową)

 

2H

2

O  H

3

O

+

 + OH



proces anodowy Cl



 e

 

 1/2 Cl

2

           proces katodowy H

3

O

+

 + e



  1/2 H

2 

+ H

2

O (katoda 

grafitowa lub żelazna)

Elektroliza NaCl (wydzielanie sodu na katodzie 

rtęciowej w postaci amalgamatu) 

proces anodowy Cl



 e

 

 1/2 Cl

2

proces katodowy Na

+

 + e



  Na 

(amalgamat)

Związki 

litowców

2M + H

2

O  2MOH + H

2

  

(reakcja metalu z parą wodną 

daje najczystszą postać wodorotlenku)

Wodorotlenki 

MOH

NaCl + H

2

O  1/2 H

2 

+1/2Cl

2 

+ 

NaOH

Azotan(V) sodu, NaNO

3

 (

saletra chilijska

  

najważniejszy 

nieorganiczny nawóz azotowy)

Azotan(V) potasu, KNO

3

 (

saletra indyjska

  składnik 

czarnego prochu; 75% KNO

3

, 10% siarki, 15% węgla 

drzewnego)
Podczas ogrzewania:  2KNO

3

  2KNO

2

 + O

2

 (azotan(III) 

potasu)
4KNO

3

  2K

2

O + 5O

2

 + 2N

2

                  NaNO

3

 + KCl = 

KNO

3

 + NaCl

 

Synteza węglanu sodu (

sody

) metodą amoniakalną 

Solvaya

2NH

3

 + 2CO

2

 + 2H

2

O  2(NH

4

)HCO

3 

 (wodorowęglan 

amonu)

2(NH

4

)HCO

3 

+ 2NaCl  2NaHCO

3

 + 2NH

4

Cl (salmiak)

NaHCO

3  

 NaCO

3

 + H

2

O + CO

2 

(ogrzewanie, 

kalcynacja)

Węglany M

2

CO

3

 i wodorowęglany MHCO

3

 w roztworach wodnych 

ulegają hydrolizie

Na

2

CO

3

 + H

2

O  NaOH + NaHCO

3

 NaHCO

3

 + H

2

O  NaOH + H

2

CO

3

Siarczki:

 MHS (wodorosiarczki), M

2

S 

(siarczki),

 MS

n

 

(n 

= 2 -6, wielosiarczki)

NaOH + H

2

S  NaHS + H

2

O

NaHS + NaOH  Na

2

S + H

2

O

Na

2

SO

4

 + 4C  Na

2

S + 4CO

Na

2

S + H

2

O  NaHS + NaOH (hydroliza)

2K

2

S + 2O

2

 + H

2

O   K

2

S

2

O

3

 + 2KOH (utlenianie do 

tiosiarczanów)

M

2

S + nS

2

  MS

n

, n = 2 -6  

(podczas gotowania roztworów 

siarczków z siarką)

K

2

CO

3

, węglan potasu, 

potaż

, otrzymywany pierwotnie z 

popiołu drzewnego 

Związ

ki 

litowc

ów 

c.d.

S

S

2-

2-

NO

NO

3

3

-

-

CO

CO

3

3

2

2

-

-

Węglany litowców służą do produkcji mydła i 

Węglany litowców służą do produkcji mydła i 

szkła

szkła

Sole amonu 
NH

4

+

NH

4

+

 - jon amonu (amonowy) ma zbli

ż

one w

ł

a

ś

ciwo

ś

ci do 

jonów litowców, zw

łaszcza K

+

 i Rb

+

, ze wzgl

ę

du na podobn

ą 

wartość promienia jonowego.

  Sole amonu i potasu s

ą 

izomorficzne. W wyniku redukcji na katodzie rtęciowej można 

otrzymać 

amalgamat amonu

, roztwór NH

4

 w rtęci. 

    

HCl + NH

3

  NH

4

Cl (chlorek amonu, salmiak)

2NH

3

 + CO

2

 + H

2

O  (NH

4

)

2

CO

3

 (węglan amonu)

(NH

4

)

2

SO

4

 + CaCO

3 

 CaSO

4

 + (NH

4

)

2

CO

3

 

(NH

4

)

2

CO

3 

 (NH

4

)HCO

3

 + NH

3  

(na powietrzu)

(NH

4

)HCO

3  

 NH

3

 + CO

2

 + H

2

O

 

(

podczas ogrzewania w 330 K

 - 

środek 

spulchniający ciasta)

NH

4

NO

3

, 

azotan amonu (nawóz sztuczny, materiał wybuchowy - 

amonit)

NH

4

NO

3  

 N

2

O + 2H

2

O

NH

3

 + H

2

S  NH

4

HS, wodorosiarczek amonu

 

Siarczany litowców

Na

2

SO

4

, siarczan sodu (sól glauberska)

K

2

SO

4

, siarczan potasu, nawóz sztuczny

KHSO

4

, NaHSO

4

, 

wodorosiarczany podczas ogrzewania 

przechodzą w heptaoksodisiarczany (pirosiarczany), które 

podczas ogrzewania tracą SO

3

2KHSO

4 

  K

2

S

2

O

7

 + H

2

O

K

2

S

2

O

7

  K

2

SO

4

 + SO

3

          3K

2

S

2

O

7

 + Cr

2

O

7

 = 3 

K

2

SO

4

 + Cr

2

(SO

4

)

3

Związki 

litowcó

w c.d.