Leszek wyklad12 grupy dlowne

background image

1

1

Materiały internetowe

http://www.angelo.edu/faculty/kboudrea/ind

ex/Notes_Chapter_08.pdf

http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/po

wer_point/Ch24.ppt

http://web.mit.edu/2.813/www/Class

%20Slides/Lecture%207%20Mat.Prod.pdf

http://www.google.pl/search?

hl=pl&lr=&client=firefox-

a&channel=s&rls=org.mozilla:pl:official&q=

uklad+okresowy+pierwiastkow

%2BPower+Point&start=20&sa=N

http://www.its.caltech.edu/~chem1/Lecture

%20Notes%20pdfs/Series%204%20Periodic

%20Trends.pdf

background image

2

2

Pierwiastki

Pierwiastki

88 występuje w przyrodzie w łatwo

wykrywalnych ilościach

kilka

otrzymano

za

pomocą

reakcji

jądrowych w analitycznie oznaczalnej ilości

zaś ostatnie otrzymano w najmniejszej nie

dającej się oznaczyć ilości

współcześnie
znanych jest

118 pierwiastków

background image

3

3

Wszystkie pierwiastki pogrupowane

są w tablicy nazywanej

Układem okresowym pierwiastków.

Już na początku XIX wieku

podejmowano próby ułożenia w

logiczny sposób tablicy pierwiastków.

Próby takie podejmowali: Dobereiner,

Newlands i Meyer.

background image

4

4

W 1870 Mendelejew opracował

prawo okresowości, którego

wyrazem jest układ okresowy.

background image

5

5

Można zatem ułożyć tablicę

pierwiastków, kierując się

następującymi zasadami:

ustawia się pierwiastki w ciąg rosnących liczb

atomowych

ciąg ten „zawija” się tak, aby pierwiastki o

podobnych konfiguracjach elektronowych

powłoki walencyjnej znalazły się w tych

samych kolumnach

Uzyskuje się układ okresowy

:

background image

6

6

O własnościach pierwiastka

decyduje ilość elektronów w

atomie a szczególnie ilość

elektronów na powłokach

zewnętrznych i ich kształt

.

Współczesna teoria budowy

atomu wyjaśniła PRAWO

OKRESOWOŚCI

UKŁAD OKRESOWY

PIERWIASTKÓW jest pochodną

konfiguracji elektronowej

atomów

background image

7

7

Elektrony uczestniczące w tworzeniu

wiązań chemicznych to elektrony

najwyższego poziomu energetycznego

mogą to

być

elektrony

umieszczon

e w

różnych

powłokach,

jak i

podpowłok

ach

w znacznej mierze określają

one właściwości chemiczne

pierwiastków

background image

8

8

Konfiguracje elektronowe POWŁOK WALENCYJNYCH

atomów powtarzają się co 2, 8, 18 lub 32

pierwiastki

background image

9

9

background image

10

10

2

pierwsze

kolumny

układu

Układ

okresow

y składa

się z 18

kolumn

blok
s

background image

11

11

10 kolumn układu od 3
do 12

blok d

background image

12

12

blok

f

background image

13

13

Rozmiary atomów

wielkosc atomu lub jonu okresla

promien najbardziej

zewnetrznej powłoki

elektronowej

Promień atomowy

połowa odległości między środkami

sąsiednich atomów mierzony w

pm (pikometry 1pm = 10

-12

m)

background image

14

14

Rozmiary atomów i jonów

Promień atomowy - połowa eksperymentalnie
wyznaczonej odległości pomiędzy środkami
sąsiednich atomów w ciele stałym

Promień atomowy - połowa eksperymentalnie
wyznaczonej odległości pomiędzy środkami
sąsiednich atomów w ciele stałym

Promień kowalencyjny pierwiastków niemetalicznych
- połowa eksperymentalnie wyznaczonej odległości
pomędzy środkami sąsiednich atomów w ciele stałym

Promień kowalencyjny pierwiastków niemetalicznych
- połowa eksperymentalnie wyznaczonej odległości
pomędzy środkami sąsiednich atomów w ciele stałym

Promień jonowy - wielkość związana z odległością
pomiędzy środkami
sąsiadujących jonów

Promień jonowy - wielkość związana z odległością
pomiędzy środkami
sąsiadujących jonów

background image

15

15

Zmiana promienia

atomowego

background image

16

16

Ekranowanie

Energia elektronu jest funkcją Z

2

/n

2

.

Ładunek jądra (Z) wzrasta szybciej niż główna liczba

kwantowa (n).
Dlatego też ciągły wzrost energii jonizacji EI następuje ze

wzrostem liczby atomowej.

Ale:
EI dla H wynosi 1312 KJ mol

-1

a dla Li tylko 520 KJ mol

-1

Dlaczego?

Przyczyny:
Srednia odległość elektronów 2s od jądra jest większa niż

elektronów 1s.
Elektrony 2s są też odpychane przez elektrony 1s

2

,

dlatego też mogą być łatwiej usunięte – ekranowanie

jądra przez wewnętrzne elektrony. Elektrony walencyjne

„widzą” tylko część ładunku jądra

Efektywny Ładunek Jądra

Z* = Z – σ ( σ= Stała ekranowania)

background image

17

17

Jak wyznaczyć Z*?

Dla elektronów orbitali s lub p

1. Elektrony powłoki wyższej niż ta na której znajduje się

rozpatrywany elektron e, nie wnoszą wkładu do σ
2. Każdy elektron tej samej powłoki głównej wnosi 0.35

do σ
3. Każdy elektron powłoki (n-1) wnosi 0.85 do σ
4. Każdy elektron głębszej powłoki wnosi 1.00 do σ
Przykład: Obliczyć Z* dla elektronu 2p fluoru (Z = 9) 1s

2

2s

2

2p

5

Stała ekranowania dla elektronu (2p):
6 (sześć) (dwa elektrony 2s i cztery 2p) = 6 X 0.35 = 2.10
2 (dwa) elektrony 1s = 2 X 0.85 = 1.70

σ= 1.70+2.10 = 3.80

Z* = 9 - 3.80 = 5.20

background image

18

18

Jak wyznaczyć Z*?

Dla elektronu na orbitalu

d

lub

f

1. Wszystkie elektrony na wyższych

powłokach wnoszą wkład 0

2. Każdy elektron tej samej powłoki

wnosi wkład 0.35

3. Każdy elektron powłoki (n-1) i

niższych wnosi wkład 1.00

background image

19

19

Efektywny Ładunek Jądra

Z* dla elektronów walencyjnych wzrasta

nieznacznie wraz z przesuwaniem się w dół

grupy

…..ale wzrasta wyraźnie w okresie

…..ale wzrasta wyraźnie w okresie

Jednakowa konfiguracja elektronów
walencyjnych

Jednakowa konfiguracja elektronów
walencyjnych

background image

20

20

background image

21

21

Promień atomowy

W okresie przesuwając się z lewa na prawo

1. n pozostaje stałe.

2. Z wzrasta (o jeden)

3. Z* wzrasta (o 0.65 )

Elektrony są przyciągane silniej z powodu

wzrastającego Z*

Promień atomowy maleje ze

wzrostem liczby atomowej

W grupie (przesuwając się ku dołowi)

1. n wzrasta
2. Z wzrasta

3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie

pozostaje stała

Promień atomowy wyraźnie wzrasta

przy przesuwaniu się w dół grupy

W okresie przesuwając się z lewa na prawo

1. n pozostaje stałe.

2. Z wzrasta (o jeden)

3. Z* wzrasta (o 0.65 )

Elektrony są przyciągane silniej z powodu

wzrastającego Z*

Promień atomowy maleje ze

wzrostem liczby atomowej

W grupie (przesuwając się ku dołowi)

1. n wzrasta
2. Z wzrasta

3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie

pozostaje stała

Promień atomowy wyraźnie wzrasta

przy przesuwaniu się w dół grupy

background image

22

22

Promień atomowy

background image

23

23

Rozmiary jonów

okresowym zmianom ulegają również jony

pierwiastków: objętość jonów ujemnych jest

większa od objętości atomów, dodatnich zaś

znacznie mniejsza

background image

24

24

Promienie jonowe

background image

25

25

Energia jonizacji (EI)

minimalna energia potrzebna do usunięcia

elektronu z atomu w fazie gazowej

Z

ależy od:

• (a) rozmiaru atomu -

EI maleje ze wzrostem promienia

atomowego

• (b) ładunku jądra -

EI wzrasta ze wzrostem ładunku jądra

• (c) rodzaju elektronu - efekt ekranowania
• I pot. Jonizacyjny -

H 1312 KJ mol

-1

, Li 520 KJ mol

-1

• Przyczyny

• 1. Srednia odległość elektronów 2s od jądra jest większa

niż elektronów 1s

• 2. Efekt ekranowania przez elektromy 1s

background image

26

26

Energia jonizacji (EI)

• Przesuwając się w dół grupy

1. ładunek jądra wzrasta
2. Z* pozostaje praktycznie stałe (efekt

ekranowania)

3. Liczba powłok elektronowych wzrasta,

wzrasta promień atomowy.

4. Wzrasta ilość elektronów na wewnętrznych

powłokach, ekranujących elektrony walencyjne

EI maleje w dół grup

Przesuwając się od lewa do prawa w okresie

1. Promień atomowy maleje
2. Ładunek jądra i efektywny ładunek jądra

wzrastają

EI wzrasta od lewej do prawej strony okresu

background image

27

27

Energia jonizacji (EI)

background image

28

28

Powinowactwo elektronowe E

p

Energia wydzielona podczas przyłączenia
elektronu do atomu

Z definicji, E

p (

E.A) jest dodatnie gdy energia jest

wydzielana (Odwrotnie do definicji termodynamicznej)

Z definicji, E

p (

E.A) jest dodatnie gdy energia jest

wydzielana (Odwrotnie do definicji termodynamicznej)

background image

29

29

Powinowactwo

elektronowe

Powinowactwo

elektronowe pierwiastka X

= Energii jonizacji anionu X

-

Z lewa na prawo w okresie,

promień atomowy maleje, więc siła przyciągania

elektronów przez jądro wzrasta. W konsekwencji atom

wykazuje większą tendencję do przyciągania

dodatkowego elektronu, czyli ma większe

powinowactwo elektronowe.

wartości Ep metali są małe, niemetali duże.

Fluorowce posiadają duże powinowactwo elektronowe.

Wynika to z ich tendencji do uzyskania konfiguracji

ns2np6.

Przesuwając się w dół grupy,

• promień atomowy wzrasta i siła przyciągania elektronu maleje.

Powinowactwo elektronowe maleje.

background image

30

30

największe

wartości

powinowactw

a

elektronowego

posiadają

pierwiastki

prawej górnej

części układu

okresowego

(chlorowce F,

Cl

)

background image

31

31

Elektroujemność

Miara tendencji pierwiastka do przyciągania elektronów

Przesuwając się w dół grupy

,

-

Z rośnie, ale Z* pozostaje praktycznie stałe

- liczba powłok elektronowych(n) wzrasta
- promień atomowy wzrasta
- siła przyciągania pomiędzy dodatkowym elektronem i

jądrem maleje

Elektroujemność maleje

Przesuwając się z lewa na prawo w okresie

-

Z i Z* rośnie

- liczba powłok elektronowych pozostaje stała
- promień atomowy maleje
- siła przyciągania dodatkowego elektronu przez jądro

wzrasta

Elektroujemność wzrasta

background image

32

32

Elektroujemność

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

background image

33

33

w kolejnych

pierwiastkach

grupy charakter

elektroujemny pierwiastków maleje

w miarę wzrostu liczb atomowych wzrasta

charakter elektroujemny pierwiastków

background image

34

34

Elektroujemność

background image

35

35

znane są trzy

skale

elektroujemności: Mullikena,

Paulinga, Allreda i Rochowa

(w zależności od sposobu

wyznaczania)

Pauling ułożył skalę

elektroujemności

pierwiastków

zawierającą się w

granicach

od 0,7 (cez)

do 4,0 (fluor)

skala

elektroujemności

pozwala na

przybliżone

szacowanie

trwałości

i mocy wiązania

background image

36

36

Skala elektroujemności

Paulinga

Skala elektroujemności

Paulinga

background image

37

37

Elektroujemność

Pierwiastki różniące się znacznie elektroujemnością

wytwarzają pomiędzy sobą wiązania o dominującym

charakterze jonowym. Charakter ten najbardziej

zaznacza się w połączeniach fluoru, chloru i tlenu z

fransem, cezem, rubidem, radem i barem

Wg Paulinga jednakowy udział wiązania jonowego i

kowalencyjnego pojawia się przy różnicy

elektroujemności ok. 1.7

W miarę jak różnica elektroujemności maleje,

wzrasta tendencja do tworzenia się wiązań

kowalencyjnych lub wiązań metalicznych

Wiązania kowalencyjne powstają gdy

elektroujemności pierwiastków przekraczają wartość

1.8-1.9. Poniżej tej wartości powstają wiązania

metaliczne.

background image

38

38

Okresowość własności

chemicznych

Okresowość własności pierwiastków

znajduje swoje odbicie we własnościach

związków chemicznych

Wiązanie jonowe

Na• + Cl• = [Na]

Na• + Cl• = [Na]

+

+

[ Cl]

[ Cl]

-

-

Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą

Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą

elektroujemność; oddaje elektrony

elektroujemność; oddaje elektrony

Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność;

Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność;

przyjmuje elektrony

przyjmuje elektrony

Li• + H• = [Li]

Li• + H• = [Li]

+

+

[ H]

[ H]

-

-

Li niska EI, niskie Ep, niższa

Li niska EI, niskie Ep, niższa

elektroujemność; oddaje elektrony

elektroujemność; oddaje elektrony

H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa

H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa

elektroujemność; przyjmuje elektrony

elektroujemność; przyjmuje elektrony

Wiązanie jonowe

Na• + Cl• = [Na]

Na• + Cl• = [Na]

+

+

[ Cl]

[ Cl]

-

-

Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą

Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą

elektroujemność; oddaje elektrony

elektroujemność; oddaje elektrony

Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność;

Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność;

przyjmuje elektrony

przyjmuje elektrony

Li• + H• = [Li]

Li• + H• = [Li]

+

+

[ H]

[ H]

-

-

Li niska EI, niskie Ep, niższa

Li niska EI, niskie Ep, niższa

elektroujemność; oddaje elektrony

elektroujemność; oddaje elektrony

H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa

H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa

elektroujemność; przyjmuje elektrony

elektroujemność; przyjmuje elektrony

background image

39

39

Wodorki - X

m

H

n

Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się
wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań
metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności
pierwiastków

przekraczają
wartość 1.8-1.9.
Poniżej tej wartości
powstają wiązania
metaliczne

.

Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się
wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań
metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności
pierwiastków

przekraczają
wartość 1.8-1.9.
Poniżej tej wartości
powstają wiązania
metaliczne

.

background image

40

40

Wodorki

W wodorkach stopień utlenienia wodoru
wynosi +1 lub -1. Stopień utlenienia w
niektórych wodorkach metali przejściowych nie
jest dobrze zdefiniowany.
Trzy typy wodorków:
- wodorki jonowe (typu soli) - związki wodoru z
pierwiastkami elektrododatnimi (st. utlenienia
wodoru
-1)
-wodorki kowalencyjne (związki wodoru z
niemetalami)
- wodorki metaliczne (związki wodoru z
metalami przejściowymi)

W wodorkach stopień utlenienia wodoru
wynosi +1 lub -1. Stopień utlenienia w
niektórych wodorkach metali przejściowych nie
jest dobrze zdefiniowany.
Trzy typy wodorków:
- wodorki jonowe (typu soli) - związki wodoru z
pierwiastkami elektrododatnimi (st. utlenienia
wodoru
-1)
-wodorki kowalencyjne (związki wodoru z
niemetalami)
- wodorki metaliczne (związki wodoru z
metalami przejściowymi)

background image

41

41

Wodorki jonowe

Wodorki grupy 1A i 2A.
-stopione przewodzą prąd elektryczny
- w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec)
wydziela się na katodzie a wodór na anodzie
- jon wodorowy H

-

ma własności zasadowe

(H

-

+ H

2

O = H

2

+ OH

-

wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi
zasadami. LiH i CaH

2

są przenośnymi

źródłami wodoru. LiH reaguje z AlCl

3

dając

LiAlCl

4

będący użytecznym reduktorem w

chemii organicznej.

Wodorki grupy 1A i 2A.
-stopione przewodzą prąd elektryczny
- w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec)
wydziela się na katodzie a wodór na anodzie
- jon wodorowy H

-

ma własności zasadowe

(H

-

+ H

2

O = H

2

+ OH

-

wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi
zasadami. LiH i CaH

2

są przenośnymi

źródłami wodoru. LiH reaguje z AlCl

3

dając

LiAlCl

4

będący użytecznym reduktorem w

chemii organicznej.

background image

42

42

Wodorki metaliczne

Wodorki metaliczne długo uważano za związki o
strukturze regularnej z atomami wodoru zajmującymi
pozycje międzywęzłowe.
Otrzymuje się je w reakcji pomiędzy metalami
przejściowymi, lantanowcami i aktynowcami i
gazowym wodorem. W podwyższonej temperaturze
reakcja jest odwracalna - prowadzi do otrzymania
gazowego wodoru i sproszkowanego metalu.
Wygląd metaliczny, dobre przewodnictwo elektryczne,
zmienny skład.
Często mają niestechiometryczny skład, np.: TiH

1.7

,

TiH

2

, PdH

0.65

, LaH

1.68

, UH

3

Jedno z ważniejszych zastosowań - magazynowanie
wodoru

Wodorki metaliczne długo uważano za związki o
strukturze regularnej z atomami wodoru zajmującymi
pozycje międzywęzłowe.
Otrzymuje się je w reakcji pomiędzy metalami
przejściowymi, lantanowcami i aktynowcami i
gazowym wodorem. W podwyższonej temperaturze
reakcja jest odwracalna - prowadzi do otrzymania
gazowego wodoru i sproszkowanego metalu.
Wygląd metaliczny, dobre przewodnictwo elektryczne,
zmienny skład.
Często mają niestechiometryczny skład, np.: TiH

1.7

,

TiH

2

, PdH

0.65

, LaH

1.68

, UH

3

Jedno z ważniejszych zastosowań - magazynowanie
wodoru

background image

43

43

Wodorki kowalencyjne

Węgiel jest pierwszym pierwiastkiem w okresie 3
wykazującym elektroujemność większa od
wodoru. Różnica elektroujemności jest mała i
wiązanie ma charakter kowalencyjny. Przesuwając
się w prawo w okresie następuje wzrost
właściwości kwasowych wodorków
kowalencyjnych

Węgiel jest pierwszym pierwiastkiem w okresie 3
wykazującym elektroujemność większa od
wodoru. Różnica elektroujemności jest mała i
wiązanie ma charakter kowalencyjny. Przesuwając
się w prawo w okresie następuje wzrost
właściwości kwasowych wodorków
kowalencyjnych

background image

44

44

Tlenki - X

m

O

n

Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się
wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań
metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności
pierwiastków

przekraczają
wartość 1.8-1.9.
Poniżej tej wartości
powstają wiązania
metaliczne

.

Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się
wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań
metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności
pierwiastków

przekraczają
wartość 1.8-1.9.
Poniżej tej wartości
powstają wiązania
metaliczne

.

background image

45

45

Tlenki - przykłady i nazwy

background image

46

46

Tlenki

background image

47

47

Kwasowo-zasadowe

własności tlenków

Kwasowość wzrasta w górę grupy i z lewa na prawo w okresie

Kwasowość wzrasta w górę grupy i z lewa na prawo w okresie

background image

48

48

Kwasowo-zasadowe własności

tlenków

zasadowe

zasadowe

zasadowe

zasadowe

kwasowe

kwasowe

w tlenkach zasadowych gęstość elektronowa

przesunięta na O, który jest odszczepiany w reakcji z wodą
(uwalnianie OH

-

)

• tlenki kwasowe mają mniejszą gęstość elektronową i
przyłączają dodatkowy O z H

2

O (uwalniając H

+

)

w tlenkach zasadowych gęstość elektronowa

przesunięta na O, który jest odszczepiany w reakcji z wodą
(uwalnianie OH

-

)

• tlenki kwasowe mają mniejszą gęstość elektronową i
przyłączają dodatkowy O z H

2

O (uwalniając H

+

)

background image

49

49

Tlenki

background image

50

50

Kwasy

Najprostsza definicja kwasu, wg teorii Arheniusa:
- kwasem jest związek chemiczny, który w wyniku dysocjacji

elektrolitycznej odczepia kation wodorowy (H

+

).

Wyróżniamy:

kwasy beztlenowe

:

kwas solny HCl
kwas bromowodorowy HBr
kwas siarkowodorowy H

2

S

Kwasy tlenowe (oksokwasy):

kwas azotowy HNO

3

kwas siarkowy(VI) H

2

SO

4

kwas siarkowy(IV) H

2

SO

3

kwas węglowy H

2

CO

3

kwas nadchlorowy HClO

4

kwas chlorowy HClO

3

kwas fosforowy(V) H

3

PO

4

background image

51

51

Kwasy organiczne

kwas mrówkowy HCOOH
kwas octowy CH

3

COOH

Ogólnie:

C

n

H

2n+1

COOH

gdzie: – C

n

H

2n+1

rodnik węglowodorowy

Każdy kwas rozpuszczony w wodzie ma

swoją moc, której miarą jest stała

dysocjacji tego kwasu.

Im kwas mocniejszy tym większa

wartość stałej dysocjacji (Ka), czyli

mniejsza wartość pKa

pKa = - logKa (a = acid = kwas)

background image

52

52

background image

53

53

background image

54

54

background image

55

55

background image

56

56

background image

57

57

background image

58

58

background image

59

59

background image

60

60

background image

61

61

background image

62

62

background image

63

63

background image

64

64

background image

65

65

IUPAC Nomenclature of

elements with atomic number

above 100

• Digit Name

Abbreviation

• 0 nil n
• 1 un u
• 2 bi b
• 3 tri t
• 4 quad q
• 5 pent p
• 6 hex h
• 7 sept s
• 8 oct o
• 9 enn e

• E. g.,
• 114 Un-un-quad-ium

Uuq

• 118 Un-un-oct-ium

Uuo


Document Outline


Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
Leszek wyklad11 metale
socjologia, WYKLAD 2 grupy spoleczne i procesy grupowe
Leszek wyklad4 elektrochemia
Leszek wyklad9 teoria pasmowa ciala stalego
Leszek wyklad8a chlorowce
Leszek wyklad2
higiena wykłady, grupy czynniów rakotwórczych
Leszek wyklad7
Leszek wyklad3
Leszek wyklad4
Leszek wyklad3
Leszek wyklad2
Leszek wyklad5
Leszek wyklad1
Leszek wyklad8
Leszek wyklad10 zwiazki kompleksowe
Leszek wyklad6
WYKŁAD X komunikacja, WYKŁAD X: GRUPY I KOMUNIKOWANIE SIĘ W ORGANIZACJI

więcej podobnych podstron