Chemia budowlana 

dr inż. Beata Janowska

 

 

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 

1g     6,02·10

23

u

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 wokółjadrowej, 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

po

wło

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

 

 

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.

 

 

 

 

Skala  elektroujemności Paulinga

 

 

Teorie tworzenia wiązań 

chemicznych

• 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 

 

 

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.