1

BUDOWA

ATOMU

1.Cząstki elementarne
2.Budowa powłok elektronowych
3.Konfiguracja elektronowa

pierwiastków

4.Układ okresowy pierwiastków
5.Prawo okresowości pierwiastków

chemicznych

CZĄSTKI ELEMENTARNE

Atom dowolnego pierwiastka jest zbudowany z:

- JĄDRA

- POWŁOKI ELEKTRONOWEJ

Nukleon
(jądro)

1. prawie cała masa atomu jest skoncentrowana w

jądrze,

2. dlaczego jądro ma ładunek dodatni,
3. dlaczego w atomie musi być taka sama liczba

protonów i elektronów.

Atomy różnych pierwiastków różnią się
wartością ładunków swych jąder atomowych,
czyli liczbą protonów.

Atomy danego pierwiastka mają tę samą liczbę
protonów, ale mogą różnić się liczbą neutronów

3

LICZBA ATOMOWA -
- Określa liczbę protonów w jądrze atomu
Np. atomy tlenu zawierają 8 protonów (i 8 elektronów)

atomy siarki zawierają 16 protonów (i 16
elektronów)

LICZBA MASOWA -

- Określa liczbę protonów i neutronów (nukleonów) w

jądrze atomu

JĄDRO ATOMU

F

19

9

liczba atomowa

liczba masowa

Całkowity zapis atomu, uwzględniający liczbę
atomową i masową pozwala na określenie liczby
wszystkich

cząstek elementarnych

.

IZOTOPY

ATOMY

TEGO

SAMEGO

PIERWIASTKA

(posiadające

tę

samą

liczbę

protonów),

RÓŻNIĄCE SIĘ LICZBĄ NEUTRONÓW W JĄDRZE,
NAZYWAMY IZOTOPAMI

Izotopy wodoru (masa atomowa – 1,008):

wodór

, symbol H, zawiera w jądrze tylko jeden proton:

H

1

1

H

3

1

tryt

, symbol T, zawiera w jądrze jeden proton i dwa neutrony:

H

2

1

deuter

, symbol D, zawiera w jądrze jeden proton i jeden neutron:

IZOTOPY posiadają te same właściwości
chemiczne, różnią się jednak
właściwościami fizycznymi

Cl

i

Cl

37
17

35
17

Np. chlor Cl: mieszanina dwóch izotopów:

Cl

35
17

Cl

37
17

Masa atomowa chloru wynosi: 35,47 
wynika z tego, że w chlorze naturalnym 75,43%
stanowi izotop i 25,57% -

Większość pierwiastków stanowi mieszaninę izotopów.

5

JĄDRO ATOMU

Jądra atomowe mogą być stabilne lub nietrwałe.

STABILNE

są to takie jądra, w których układ nukleonów jest

korzystny pod względem energetycznym.

Stabilność jąder zależy od stosunku liczby neutronów i
protonów:

Ne,

He,

20
10

4
2

2. Wraz ze wzrastającą masą jądra wzrasta

nadwyżka neutronów w stosunku do protonów,
jądra atomowe stają się nietrwałe i dochodzi
wówczas do ich, samorzutnego rozpadu,
któremu towarzyszy wydzielanie

promieniowania

.

Ca

Si,

Mg,

O,

40
20

28
14

24
12

16

8

Pierwiastki składające się z jąder
parzysto-parzystych są bardzo
stabilne i stanowią 70% skorupy
ziemskiej.

1. Bardzo stabilne są jądra z parzystą liczbą neutronów i protonów.

6

jest to zdolność atomu (jądra) do samorzutnej
przemiany w inny atom przez wysłanie promieniowania
-

Pierwiastki promieniotwórcze

promieniowanie 

- promieniowanie elektro-

magnetyczne o długości fali:  =
10

-10

-10

-13

m.





0

1

promieniowanie 

+

- promieniowanie

pozytonów:





0

1

promieniowanie 

-

- promieniowanie elektronów:



4
2

promieniowanie 

- promieniowanie jąder atomu helu:

Rodzaje promieniowania jądrowego:

P

ro

sz

ę

r

o

zs

ze

rz

y

ć

te

w

ia

d

o

m

o

śc

i

.

Inne cząstki
elementarne:

PROMIENIOTWÓRCZOŚĆ

7

POWŁOKI

ELEKTRONOWE

Aktualne poglądy dotyczące charakteru elektronu

w atomie można ująć następująco:

1. ELEKTRON MA CHARAKTER DUALISTYCZNY -

własności zarówno KORPUSKULARNE jak i
FALOWE.

2. ODNOSI SIĘ DO NIEGO ZASADA

HEISENBERGA
tzn. zasada nieoznaczoności - nie można
równocześnie określić

położenia

i

pędu

elektronu.
(Pęd - iloczyn masy i prędkości)

3. Najmniejszy obszar przestrzeni wokół

jądra charakteryzujący się określonym
prawdopodobieństwem znalezienia
elektronu nazywa się:

ORBITALEM ATOMOWYM

8

1.

Elektron w atomie wodoru może znajdować się w

jednym w wielu możliwych STANÓW, tzw.

STANÓW

KWANTOWYCH

:

a w każdym z nich jego:

energia, kręt i spin

PRZYBIERAJĄ ŚCIŚLE OKREŚLONE WARTOŚCI.

KRĘT

-

moment

pędu

-

jest

wielkością

charakteryzującą ruch po okręgu czyli kształt
orbitalu atomowego.

SPIN

- charakteryzuje własności magnetyczne

elektronu czyli ułożenie w przestrzeni i ruch
wokół własnej osi.

BUDOWA POWŁOK

ELEKTRONOWYCH W

ATOMACH

Liczby określające te wartości noszą nazwę:

LICZB KWANTOWYCH

2. ENERGIA ELEKTRONU

(tzw. energia orbitali)

może przybierać w atomie wodoru tylko wartości
określone przez tzw.:

n

-

GŁÓWNĄ LICZBĘ KWANTOWĄ,

która

przybiera wartości kolejnych liczb naturalnych
1,2,3......

POWŁOKI

ELEKTRONOWE

LICZBA STANÓW KWANTOWYCH ELEKTRONU

RÓŻNIĄCYCH SIĘ ENERGIĄ JEST NIESKOŃCZENIE WIELKA

Zatem: Energia elektronu we wszystkich stanach
kwantowych należących do jednej powłoki ma tę
samą wartość.

POWŁOKA ELEKTRONOWA

zbiór wszystkich stanów kwantowych o tej samej
wartości głównej liczby kwantowej.

Liczba stanów kwantowych
w powłoce wynosi:

2n

2

Główna liczba kwantowa

Oznaczenia i liczba stanów kwantowych dla
poszczególnych

wartości

głównych

liczb

kwantowych:

POWŁOKI

ELEKTRONOWE

Główna liczba kwantowa
decyduje

o

ROZMIARACH

ORBITALU

.

Im większa jest wartość
n
tym większy jest
orbital:

W praktyce elektron w atomie wodoru przebywa
najczęściej w stanie o najniższej energii: n = 1E

1

=

-13,6 EV:

STAN PODSTAWOWY

Wszystkie inne stany energetyczne elektronu:

STANY WZBUDZONE

Doprowadzenie energii z zewnątrz (

ABSORPCJA

energii) powoduje przejście elektronu ze STANU
PODSTAWOWEGO do STANU WZBUDZONEGO ( n = 2,
3, 4 .........)
I odwrotnie w przypadku przechodzenia w stan
kwantowy o niższej energii ma miejsce

EMISJA

energii na zewnątrz atomu.

3

. KRĘT ORBITALNY ELEKTRONU (M)

charakteryzuje

tzw.:

• wartości

pobocznej

liczby

kwantowej

wynoszą:

od 0 do n-1

Np. dla n =4 l: 0, 1, 2, 3.

-

orbitalna (poboczna) liczba kwantowa

(l),

która:

Zbiór stanów kwantowych o tych samych

wartościach

GŁÓWNEJ I ORBITALNEJ

liczby

kwantowej nosi nazwę:

PODPOWŁOKI ELEKTRONOWEJ

Liczba stanów kwantowych w podpowłoce:

4l

+ 2

Podpowłoki elektronowe odpowiadające
kolejnym wartościom orbitalnej liczby kwantowej
oznacza się literami:

PODPOWŁOKI ELEKTRONOWE

12

Wartość pobocznej liczby kwantowej określa:

KSZTAŁT ORBITALU

Orbital podpowłoki s

jest

symetryczny

sferycznie

a

powierzchnia
graniczna jest sferą
kuli:

Kształt
orbitalu

d

Orbital podpowłoki

p

ma

kształt figury otrzymanej
przez obrót ósemki
dookoła osi podłużnej:

13

Magnetyczna liczba kwantowa przybiera:

2 l +1

wartości całkowitych w zakresie:

od - l do +

l

Np. dla l = 2 mamy 2•2+1=5 wartości

magnetycznej liczby kwantowej: -2, -1, 0, +1,
+2.

4.

KRĘT ELEKTRONU

charakteryzuje w atomie

tzw.:

magnetyczna liczba kwantowa

-

m

Zbiór stanów kwantowych o tych samych
wartościach:

głównej, pobocznej i magnetycznej

liczb

kwantowych

nosi

nazwę:

POZIOMU

ORBITALNEGO

Np. Orbital s ma tylko jedną orientację
przestrzenną.

Orbital p ma 3 orientacje przestrzenne.
Orbital d ma 5 orientacji przestrzennych

.

Magnetyczna liczba kwantowa określa:

ORIENTACJĘ PRZESTRZENNĄ ORBITALU

POZIOMY ORBITALNE

14

POZIOMY ORBITALNE

Kształty
przestrze
nne
orbitalu
p:

Kształty przestrzenne
orbitalu d

15

15

Kształty
przestrzenne
orbitalu p:

Kształty
przestrzenne
orbitalu d

Orbital d ma 5 orientacji
przestrzennych

.

Orbital p
ma 3
orientacje
przestrzen
ne.

16

SPIN ELEKTRONU

KAŻDY POZIOM ORBITALNY, KTÓRY

CHARAKTERYZUJĄ 3 LICZBY KWANTOWE

(n,l,p) MA DWA STANY KWANTOWE

RÓŻNIĄCE SIĘ ORIENTACJĄ

PRZESTRZENNĄ SPINU.

2

1

lub

2

1





Może ona przybierać dwie wartości:

5

. SPIN ELEKTRONU,

który charakteryzuje

kierunek ruchu elektronu wokół własnej osi
może przybierać dwie orientacje przestrzenne,
bez względu na wartości pozostałych liczb
kwantowych.

Określa to tzw.

magnetyczna-spinowa liczba kwantowa

- m

s

17

LICZBY KWANTOWE

18

Rozmieszczenie

elektronów na poziomach

kwantowych

19

KONFIGURACJA

ELEKTRONOWA

PIERWIASTKÓW

Przypisanie

elektronów

poszczególnym

powłokom

i podpowłokom, czyli przypisanie im liczb kwantowych nosi nazwę:

KONFIGURACJI ELEKTRONOWEJ

Uproszczony zapis konfiguracji elektronów z uwzględnieniem tylko
POWŁOK i PODPOWŁOK (główna i poboczna liczba kwantowa (n i l )
zawiera trzy informacje:

3

p

5

l

i

c

z

b

a

e

l

e

k

t

r

o

n

ó

w

w

p

o

d

p

o

wł

o

c

e

s

y

m

b

o

l

p

o

d

p

o

wł

o

k

i

w

a

r

t

oś

ć

gł

ó

w

n

e

j

l

i

c

z

b

y

k

w

a

n

t

o

w

e

j

(

n

u

m

e

r

p

o

wł

o

k

i

)

Np. konfiguracja sodu Na :

1

6

2

2

11

,3s

,2p

,2s

1s

:

Na

co oznacza: 1s

2 -

dwa elektrony zajmują orbital s

powłoki 1;

2s

2 -

dwa elektrony zajmują orbital s powłoki

2;

2p

6 -

sześć elektronów zajmuje orbital p

powłoki 2;

3s

1 -

jeden elektron zajmuje orbital s powłoki

3;

20

Pojedyncze strzałki () () umieszczone
wewnątrz

klatki

symbolizują

elektrony

zajmujące dany poziom.

Przeciwne zwroty strzałek () oznaczają
różne wartości spinu elektronu

Poziomy

symbolizuje się za pomocą klatek, przy

czym dla każdej podpowłoki rysuje się prostokąt
składający się z tylu klatek ile poziomów
orbitalnych zawiera dana podpowłoka:

podpowłoka s

podpowłoka p

podpowłoka d

Zapis

pełny:

uwzględnia

rozmieszczenie

elektronów

w

poszcze-gólnych

poziomach

orbitalnych danej podpowłoki, oraz orienta-cję
spinów czyli magnetyczną i spinową liczby
kwantowe.

21

Orbitale o niższej energii zapełniają się
elektronami wcześniej niż orbitale o energii
wyższej.

Kolejność
poziomów
energetycznych
atomów
wieloelektronowyc
h, liczoną wg
wzrastających
energii

:

n

=

1 2 3 4

5

6

7

s

s s

s

s

s

s

p p p

p

p

d d

d

f

f

Najlepiej zapamiętać ten
schemat

Czyli: 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-

6p-7s-5f

Z

A

K

A

Z

P

A

U

L

I

E

G

O

Na każdym orbitalu (poziomie orbitalnym) mogą
znajdować się

najwyżej dwa elektrony

. Oznacza

to, że każdy stan kwantowy może zostać zajęty
tylko przez jeden elektron, czyli w atomie nie
mogą istnieć dwa elektrony o tych samych
wartościach czterech liczb kwantowych.

22

ZASADA HUNDA

tzw. zasada trzech:

a nie

1.

Liczba elektronów niesparowanych w danej

podpowłoce powinna być możliwie największa.

np. w przypadku 3 elektronów w podpowłoce p

powinno być:

3.

Pary elektronów tworzą się dopiero po

zapełnieniu wszystkich orbitali (poziomów)
danej

podpowłoki

przez

elektrony

niesparowane:
Np. dla podpowłoki p:

1 elektron

5 elektronów

6 elektronów

4 elektrony

3 elektrony

2 elektrony

2.

Elektrony niesparowane na orbitalach

danej podpowłoki mają jednakowy spin,
a więc:

a nie

23

KONFIGURACJA

ELEKTRONOWA

PIERWIASTKÓW

KONFIGURACJĘ ELEKTRONÓW

WG ROSNĄCEJ LICZBY

ATOMOWEJ

MOŻNA PRZEDSTAWIĆ ZATEM

NASTĘPUJĄCO:

I

OKRES

układu

okresowego:

H

1

-

1s

1

He

2

-

1s

2

24

Podpowłoka s

Podpowłoka p

II okres:

Powłoka K

Powłoka L

Li

3

-

1s

2

Be

4

-

1s

2

B

5

-

1s

2

C

6

-

1s

2

N

7

-

1s

2

O

8

-

1s

2

F

9

-

1s

2

Ne

10

-

1s

2

2s

1

2s

2

2s

2

2s

2

2s

2

2s

2

2s

2

2s

2

2p

1

2p

2

2p

3

2p

4

2p

5

2p

6

III okres:

Podpowłoka s

Podpowłoka p

Na

11

-

1s

2

2s

2

3s

1

Mg

-

1s

2s

3s

2

2

2

12

Al

13

-

1s

2

2s

2

3s

2

Si

-

1s

2s

3s

2

2

2

14

3p

1

3p

2

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

P

15

-

1s

2

2s

2

3s

2

S

-

1s

2s

3s

2

2

2

16

Cl

17

-

1s

2

2s

2

3s

2

Ar

-

1s

2s

3s

2

2

2

18

3p

5

3p

6

3p

3

3p

4

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

Powłoka K

Powłoka L

Powłoka M

Jak wyżej

Itd.

IV okres:

K

19

-

2s

2

3s

2

Ca

-

1s

2s

3s

2 2

2

20

Sc

21

-

1s

2

2s

2

3s

2

Ti

-

1s

2s

3s

2 2

2

22

3p

6

3p

6

3p

6

3p

6

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

4s

1

4s

2

4s

2

4s

2

2

1s

3d

1

3d

2

V

23

-

2s

2

3s

2

Cr

-

1s

2s

3s

2 2

2

24

Mn

25

-

1s

2

2s

2

3s

2

Fe

-

1s

2s

3s

2 2

2

26

3p

6

3p

6

3p

6

3p

6

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

4s

2

4s

2

4s

2

4s

2

2

1s

3d

5

3d

6

3d

3

3d

4

Co

27

-

2s

2

3s

2

Ni

-

1s

2s

3s

2 2

2

28

Cu

29

-

1s

2

2s

2

3s

2

Zn

-

1s

2s

3s

2 2

2

30

3p

6

3p

6

3p

6

3p

6

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

4s

2

4s

2

4s

1

4s

2

2

1s

3d

10

3d

7

3d

8

3d

10

G

a

-

1

s

2

s

3

s

2

2 2

3

p

6

2

p

6

4

s

2

3

d

1

0

4

p

1

Powłoka N

Jak wyżej

27

1. W kierunku poziomym pierwiastki podzielone zostały

na 7 okresów i numer każdego z nich odpowiada

głównej liczbie kwantowej orbitalu s

, który zaczyna

się nim wypełnić.

W kierunku pionowym układ okresowy podzielony
został na osiem podstawowych grup pierwiastków: ns

1

-

np

6

oraz

szeregi

pierwiastków

przejściowych:

pierwiastki d i f

I tak: - okres pierwszy zawiera jedynie dwa pierwiastki,

ponieważ wypełnia się w nim jeden orbital -

1s

- okres drugi zawiera osiem pierwiastków, ponieważ na

poziomie energetycznym 2s-2p znajdują się

jeden

orbital

2s i trzy orbitale 2p

W sumie więc wypełniają się cztery orbitale. Itd.

2. Liczba pierwiastków w poszczególnych okresach

stanowi

dwukrotność liczby orbitali

, wypełnianych wg

kolejności energii

ns-np

, gdzie n oznacza numer okresu,

a równocześnie główną liczbę kwantową.

LICZBA ELEKTRONÓW WALENCYJNYCH PIERWIASTKÓW GRUP

GŁÓWNYCH ZGODNA JEST Z NUMEREM DANEJ GRUPY

29

3.

W każdym okresie elektrony zaczynają

wypełniać orbitale s, a okres kończy się po
wypełnieniu orbitalu p.

Dlatego układ okresowy można podzielić na
części, w których wypełniają się te same typy
orbitali:

d

s

p

f

30

Ogólna charakterystyka pierwiastków

tworzących bloki s i p

Grupa 1 – pierwiastki

ns

1

-

litowce

(metale alkaliczne)

Grupa 2 – pierwiastki

ns

2

–

berylowce

(metale ziem alkalicznych)

Grupa 3 – pierwiastki

ns

2

p

1

-

borowce

– charakter metaliczny, ale

też pośredni, np. Al.

Grupa 4 – pierwiastki

ns

2

p

2

–

węglowce

- przejściowe własności

metali i niemetali

Grupa 5 – pierwiastki

ns

2

p

3

-

azotowce

– charakter niemetali, ale

też As-Bi-metale.

Grupa 6 – pierwiastki

ns

2

p

4

–

tlenowce

- charakter niemetali, ale

też Te-Po-metale

Grupa 7 – pierwiastki

ns

2

p

5

-

fluorowce

– typowe niemetale.

Grupa 8 – pierwiastki

ns

2

p

6

––helowce – gazy szlachetne –

nieaktywne chemicznie

Grupy

główne

31

Pierwiastki bloku d -

podgrupy

Mają na ogół częściowo wypełnione elektronami podpowłoki
walencyjne (n-1)d.
Wyróżniamy:
-

podgrupa 1

- skandowce: Sc, Y, La, Ac; -

podgrupa 2

-

tytanowce: Ti, Zr, Hf ;

-podgrupa 3

- wanadowce: V, Nb, Ta ; -

podgrupa 4

-

chromowce: Cr, Mo, W ;

-

podgrupa 5

- manganowce: Mn, Tc, Re;

-

podgrupy 6, 7 i 8

- zawierają łącznie 9 pierwiastków

rozmieszczonych w trzech okresach, a mianowicie: żelazowce
(okres 4) - Fe, Co, Ni, o konfiguracji elektronów walencyjnych

(n -

1)d

6,7,8

ns

2,1,2

, platynowce lekkie (okres 5) - Ru, Rh, Pd, o

konfiguracji elektronów walencyjnych

(n - 1)d

6,7,10

ns

1,1,0

,

platynowce ciężkie -osmowce, (okres 6) - Os, Ir, Pt, o konfiguracji
elektronów

walencyjnych

(n-1)d

6,7,9

ns

2,1,1

;

-podgrupa 9

- miedziowce: Cu, Ag, Au; oraz

podgrupa 10

-

cynkowce: Zn, Cd, Hg.

32

• Pierwiastki bloku f - dwie rodziny, rodziny:

lantanowce

i

aktynowce

.

• Rozbudowują odpowiednio podpowloki 4f i 5f.

• Mają powtarzające się struktury elektronowe powłok

walencyjnych:

(n-2)f

0-14

(n-1)d

1

ns

2

, sukcesywnie

rozbudowywane.

• Pierwiastki bloku d i f wykazują pewne wspólne

właściwości: wszystkie są metalami,

Pierwiastki bloku f

(n-2)f

Pierwiastki
przejściowe

n

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11
f12 f13 f14

lantanowce
aktynowce

6
7

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er T
Yb Lu
Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm
Md No Lw

Okresowość własności fizycznych

1. Promień atomu

maleje w okresach w miarę wzrostu liczby

atomowej. Można to wytłumaczyć tym, że w danym okresie
w miarę wzrostu l.a. wzrasta ładunek jądra, który coraz
silniej przyciągają elektrony, też walencyjne decydujące o
rozmiarach jądra.

2. Energia jonizacji -

energia niezbędna do usunięcia

elektronów walencyjnych atomu. Zależy od odległości od
jądra. Im dalej tym jest mniejsza, a więc maleje ze wzrostem
odległości od jądra. W okresach jest praktycznie jednakowa.

3. Elektroujemność –

miara tendencji atomów w cząsteczce

do przyciągania elektronów. W okresach wzrasta wraz ze
zwiększaniem się liczby atomowej. W grupach maleje wraz
ze zwiększaniem się liczby powłok elektronowych.

Prawo okresowości pierwiastków chemicznych
zostało sformułowane przez Mendelejewa w latach 60.
XIX w. Stwierdził on, że:

-właściwości pierwiastków są periodycznie

zależne od ich mas atomowych,

lub

- pierwiastki chemiczne ułożone zgodnie ze

wzrastająca liczbą atomową wykazują okresowe

powtarzanie się właściwości

34

Okresowość własności

chemicznych

Ogólne wzory tlenków i wodorków
pierwiastków z każdej grupy:

Grupa

I

II

III

IV

V

VI

VII

Wzór tlenku

X

2

O XO X

2

O

3

XO

2

X

2

O

5

XO

3

X

2

O

7

Wzór
wodorku

XH

XH

2

XH

3

XH

4

XH

3

XH

2

XH



W

poszczególnych

grupach

występują

więc

pierwiastki, których najwyższa wartościowość
dodatnia lub ujemna określa ich przynależność
do danej grupy.



Począwszy

od

grupy

IV

suma

liczbowych

wartościowości dodatniej i ujemnej równa się
8.



Najwyższa

wartościowość

jest

charakterystyczna dla całej grupy, a w każdym
okresie zmienia się ona okresowo od 1 do 8.



Stopniowanie własności pierwiastków przejawia się
także we własnościach ich związków.



Na przykład

własności kwasowe pierwiastków

wzrastają od lewej strony ku prawej,

własności

zasadowe

-

w

kierunku

przeciwnym.

W poszczególnych grupach, licząc w kierunku
pionowym ku dołowi, maleje moc kwasów
tlenowych, ale wzrasta moc zasad.



W górnym, prawym rogu tablicy Mendelejewa
znajdują się pierwiastki o najsilniej zaznaczonym
charakterze kwasotwórczym - a w dolnym, lewym
rogu - pierwiastki tworzące najsilniejsze zasady.



Pierwiastki rodzin dodatkowych zmieniają swe
własności w podobny sposób jak pierwiastki
rodzin głównych. Różnice są jednak stosunkowo
niewielkie oraz zdarzają się pewne odchylenia.

Okresowość własności chemicznych