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