1
1. Maksymalne liczby elektronów na poszczególnych powłokach i podpowłokach atomu (powłoki
1÷3)
n powłoka l podpowłoka m liczba orbitali maksymalna liczba elektronów
1 K 0 1s 0 1 2
2 L 0 2s 0 1 2
1 2p -1, 0, 1 3 6
3 M 0 3s 0 1 2
1 3p -1, 0, 1 3 6
2 3d -2, -1, 0, 1, 2 5 10
2. Podad konfiguracje elektronową atomów.
[24Cr]= 1s22s22p63s23p64s13d5
[29Cu]=1s22s22p63s23p63d104s1
[47Ag]=1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10
3. Energia jonizacji pierwiastków: definicja, zmiany w układzie okresowym, analiza zmian I1, I2, I3
dla sodu i magnezu z komentarzem.
Energia jonizacji- najmniejsza energia potrzebna do oderwania elektronu (odrywanie kolejnych
elektronów wymaga coraz większej energii).
W układzie okresowym: maleje w kierunku lewym i dolnym (bez grupy XVIII).
I1- pierwsza energia jonizacji atomu, I2 -energia jonizacji kationu pojedynczo naładowanego,
I3- energia jonizacji kationu podwójnie naładowanego. Energia jonizacji wzrasta wraz z kolejnymi
etapami jonizacji (I1[Na]:
I1= 490 kJ/mol Elektron walencyjny (na 3 powłoce-M) jest przyciągany przez jądro atomowe o
I2=4560 kJ/mol ładunku +11. Jądro jest jednak ekranowane(pomniejszane) przez 10 elektronów z
powłok wewnętrznych (K i L) tak, że efektywny ładunek jądra jest zmniejszony do
+1. Więc elektron z powłoki M jest stosunkowo łatwo oderwad. ,Na -> Na+ + 1e-}.
I2 dotyczy oderwania drugiego elektronu, ale już od kationu sodu Na+. A
adunek elektryczny jÄ…dra
(+11) działający na elektron z powłoki L(n=2) jest ekranowany przez 2 elektrony powłoki wewnętrznej
K(n=1) i wynosi +11-2=+9, więc jest o wiele większy niż w poprzedniej sytuacji. Oderwanie elektronu z
powłoki L od kationu sodu Na+ wymaga więc wielokrotnie większej energii ,Na+->Na2++1e-}.
Wniosek: I2 jest dużo większa od pierwszej ponieważ odrywany elektron znajduje się bliżej jądra i jest
przyciągany przez o wiele większy efektywny ładunek jądra.
4. Elektroujemnośd pierwiastków: definicja, skala Paulinga, przykładowe wartości, przydatnośd
pojęcia.
Elektroujemnośd to zdolnośd atomu do przyciągania elektronów podczas tworzenia wiązania
chemicznego.
Skala Paulinga to skala elektroujemności. Na skali miarą różnicy elektroujemności pierwiastków jest
różnica energii wiązania (A-B) lub średnia energia wiązao (A-A). Elektroujemnośd rośnie ze wzrostem
liczby atomowej w okresach i maleje w grupach UO.
Pomaga w określeniu rodzaju wiązania pomiędzy pierwiastkami.
·ð 0<"E<0.4  wiÄ…zanie kowalencyjne atomowe;
·ð 0.4< "E<1.7  wiÄ…zanie kowalencyjne spolaryzowane;
·ð "E>1.7  wiÄ…zanie jonowe.
2
5. Skala Allreda i Rochowa.
Skala Allreda i Rochowa to skala elektroujemności oparta na pojęciu  siły przyciągania elektronów
przez jądra atomów.
r- promieo atomowy
Z- liczba atomowa
S- stała ekranowania
6. Promieo atomowy i jonowy- zmiany w UO.
Promieo atomowy (odległośd najdalej położonych ze sobą elektronów atomu)
·ð w grupach roÅ›nie w kierunku dolnym, w wyniku obsadzania przez elektrony kolejnych
powłok.
·ð w okresach objÄ™toÅ›ci atomów sÄ… najwiÄ™ksze w grupie 1, malejÄ… ze wzrostem liczby atomowej
wskutek wzrostu ładunku jądra. (gazy szlachetne mają zwiększoną objętośd)
Promieo jonowy (odległośd najdalej położonych ze sobą elektronów jonów)
·ð kation jest zawsze mniejszy od macierzystego atomu (tym mniejszy im wiÄ™cej straciÅ‚
elektronów)
·ð anion jest wiÄ™kszy od atomu (im wiÄ™cej elektronów przyjÄ…Å‚ tym wiÄ™ksz
7. Wiązanie chemiczne w świetle mechaniki kwantowej  teoria MO: ogólne założenia, pojęcie
orbitali wiążących i antywiążących.
W teorii MO traktujemy cząstkę jako całośd. Każdy elektron porusza się w polu potencjału jąder i
uśrednionego potencjału powstałych jąder. Orbitale molekularne będą określane liczbami
kwantowymi. Im silniej będą nakrywały się orbitale tym silniejsze wiązanie. Charakterystyczne dla
teorii MO jest to że zachowanie elektronu w cząsteczce opisują dwa orbitale molekularne o różnych
energiach( wiążące i antywiążące).
n (główna) - energia elektronu;
l (poboczna)  orbitalny moment pędu elektronu;
m (magnetyczna)  rzut momentu pędu elektronu;
s (spinowa)  spin elektronu;
ms (magnetyczna spinowa) rzut spinu elektronu w przestrzeni na wyróżniony kierunek w przestrzeni.
Zakaz Pauliego- w atomie wieloelektrodowym dwa elektrony nie mogÄ… znajdowad siÄ™ w takim samym
spinie kwantowym, czyli nie mogą mied identycznych wartości pięciu liczb kwantowych.
Reguła Hunda- podczas zapełniania orbitali zdegenerowanych należy się kierowad tym, aby liczba
elektronów niesparowanych była jak największa.
Orbitalowi molekularnemu wiążącemu odpowiada energia niższa niż energia każdego z orbitali
atomowych.
Orbitalowi molekularnemu antywiążącemu odpowiada energia wyższa niż energia każdego z orbitali
atomowych.
8. Charakterystyka orbitali typu à i Ą.
Orbitale à powstajÄ… w wyniku czoÅ‚owego naÅ‚ożenia siÄ™ orbitali s lub p (orbital à nie ma pÅ‚aszczyzn
węzłowych zawierających oś międzyjardową).
Orbitale Ą powstają w wyniku bocznego nałożenia się orbitali p, d lub f (w ujęciu geometrycznym
orbital Ą ma dokładnie jedną płaszczyznę węzłową zawierającą oś międzyjądrową).
Orbitale ´ majÄ… dwie pÅ‚aszczyzny wÄ™zÅ‚owe zawierajÄ…ce oÅ› miÄ™dzyjÄ…drowÄ….
3
9. Teoria MO: podad konfiguracjÄ™ elektronowÄ… czÄ…steczki: tlenu (uzasadnid paramagnetyzm tej
cząsteczki), fluoru (uzasadnid dlaczego wiązanie F-F jest słabe) lub azotu (uzasadnid dlaczego
wiązanie N-N jest silne) i podad rząd wiązania w każdym przypadku.
[O2]: (Ã 1s)2(Ã*1s)2(Ã 2s)2(Ã*2s)2(Ã 2p)2 (Ä„ 2p)4(Ä„*2px)1(Ä„*2py)1
Tlen jest paramagnetyczny ponieważ posiada dwa niesparowane elektrony na orbitalach
antywiążących. Rząd wiązania: 2.
[F2]: (Ã 1s)2(Ã*1s)2(Ã 2s)2(Ã*2s)2(Ã 2p)2(Ä„ 2p)4(Ä„*2px)2(Ä„*2py)2
Słabe wiązanie spowodowane jest obecnością większej ilości elektronów umieszczonych na
orbitalach antywiążących. Rząd wiązania: 1.
[N2]: (Ã 1s)2(Ã*1s)2(Ã 2s)2(Ã*2s)2 (Ä„ 2p)4(Ã 2p)2
Wiązanie N-N jest silne ponieważ energia wiązania jest duża a długośd wiązania krótka. Rząd
wiązania: 3. Im większy rząd wiązania tym trwałośd wiązania większa.
10. Scharakteryzowad pojecie hybrydyzacja orbitali.
Hybrydyzacja- operacja matematyczna polegajÄ…ca na utworzeniu liniowej kombinacji walencyjnych
orbitali atomowych. Nowe orbitale, zwane orbitalami zhybrydyzowanymi, majÄ… taki sam kontur i
energię. Liczba orbitali zhybrydyzowanych jest równa liczbie orbitali atomowych wziętych do liniowej
kombinacji(zwanej czasami mieszaniem orbitali). Umożliwia wyjaśnienie kształtów cząsteczek.
11. Scharakteryzowad hybrydyzacjÄ™: sp, sp2, sp3.
Hybrydyzacja sp- jest to hybrydyzacja diagonalna(linia prosta), kÄ…t wynosi 180o. Jest
charakterystyczna dla związków takich jak BeCl2, CO2, CaH2.
Hybrydyzacja sp2- jest to hybrydyzacja trygonalna(trójkąt równoboczny), kąt wynosi 120o. (orbital s i
dwa p). Jest charakterystyczna dla związków takich jak BCl3, CH3+, CO32-, NO3-, NO2-, PbCl2.
Hybrydyzacja sp3- jest to hybrydyzacja tetraedyczna(czworościan foremny), kąt wynosi 109.5o. (dwa
orbitale 2s i dwa 2p). Ta hybrydyzacja jest charakterystyczna dla:
-związków węgla,
-krzemu,
-germanu,
-arsenu,
-fosforu.
12. Struktura cząsteczki amoniaku i wody: wyjaśnienie w oparciu o teorie hybrydyzacji orbitali.
W cząsteczce wody występuje wzajemne odpychanie się atomów wodoru, jednak te oddziaływania
nie spowodują utworzenia kąta 104.25o, lecz max 95o. Aby otrzymad taki właśnie kąt musi zajśd
hybrydyzacja (zmieszanie się) elektronów p z elektronami s wolnej pary elektronowej atomu tlenu. Ta
hybrydyzacja spowodowałaby utworzenie kąta blisko 120o, jednak połączenie hybrydyzacji oraz
odpychania się atomów wodoru spowoduje utworzenie właśnie takiej struktury cząsteczek wody.
W cząsteczce amoniaku występuje struktura piramidy trygonalnej o kącie 108o. struktura cząsteczki
amoniaku jest spowodowana wypadkową sił odpychania atomów wodoru oraz częściową
hybrydyzacją i ukierunkowaniem orbitali s i p. Odpychające działanie wolnych par elektronowych
wywiera wpływ na konfiguracje wiązao a tym samym na kształt cząsteczek.
13. Wiązania w węglowodorach, alkany: swobodna rotacja wokół wiązania C-C, konformacje
(definicja) charakterystyczne dla czÄ…steczki etanu.
4
Możliwośd swobodnego obrotu wokół wiązania powoduje że cząstki mogą występowad w różnej
konformacji, tzn. przyjmują rożne kształty.
Konformacja - układ przestrzenny całej cząsteczki mogący ulegad zmianom, bez zrywania wiązao
chemicznych. Cząsteczki chemiczne zmieniają swój kształt na skutek rotacji wokół wiązao
chemicznych tworzących je grup atomów względem innych grup atomów. Rotacja ta jest możliwa
tylko wokół wiązao pojedynczych i jest zablokowana w przypadku wiązao wielokrotnych. Może ona
byd też zablokowana na skutek tzw. zawady sterycznej, czyli tak dużych rozmiarów grup atomów, że
nie mogą się one względem siebie obracad, gdyż powodowałoby to nakładanie się na siebie
poszczególnych atomów w przestrzeni. Wiele cząsteczek chemicznych (np. dłuższe alkany) posiada
liczne wiązania, wokół których następuje stale trwająca rotacja grup atomów. Cząsteczki takie ciągle
zmieniają swój kształt, chod niektóre kształty mogą byd bardziej a inne mniej energetycznie
opłacalne. Rotacja ustępuje w bardzo niskich temperaturach.
14. Wiązania w węglowodorach, alkeny: czy możliwy jest swobodny obrót wokół wiązania C=C i
jakie sÄ… tego konsekwencje.
Swobodny obrót wokół wiązania C=C nie jest możliwy, ponieważ rotacja jest możliwa tylko dla wiązao
pojedynczych, przy wiązaniach wielokrotnych jest zablokowana. Dzięki temu występuje izomeria cis-
trans.
15. Długośd i siła wiązao C-C. Wnioski z analizy tych wielkości.
C-C (376 kJ/mol) (sp3) (0.154 nm)
C=C (611 kJ/mol) (sp2) (0.133 nm)
C C (835 kJ/mol) (sp) (0.120 nm)
16. Porównanie właściwości fizycznych (np. temperatury wrzenia) ditlenku węgla i ditlenku krzemu
i uzasadnienie różnicy w tych właściwościach.
CO2  t. wrz. -78oC t. top. -57oC gaz
SiO2  t. wrz. 2590oC t. top. 1713oC ciało stałe
Różnice wynikają z tego że cząsteczka CO2 jest cząsteczką liniową a SiO2 tworzy sied krystaliczną,
która zwiększa np. temperaturę topnienia, wrzenia, dlatego że w sieci krystalicznej występują inne
rodzaje wiązao niż w cząsteczce liniowej.
17. Porównanie ciepła uwodornienia cykloheksenu, cykloheksadienu i benzenu. Wnioski z
porównania.
Cykloheksen (jedno wiązanie podwójne) - -118 kJ/mol
Cykloheksa-1,3-dien (dwa wiązania podwójne) - - 230 kJ/mol *prawie 2 razy więcej niż cykloheksen+
Teoretycznie benzen powinien mied 3 razy większą wartośd niż cykloheksen, czyli -356 kJ/mol, jednak
wartośd ciepła uwodornienia dla benzenu wynosi -206 kJ/mol (jest o 150 kJ/mol mniejsza od
przewidywanej).
Wniosek: Benzen posiada dodatkowy efekt stabilizującym który nadaje mu większą trwałośd niż ta
oczekiwana (wydziela mniej energii podczas uwodornienia).
18. ZwiÄ…zki aromatyczne: teoria rezonansu.
O rezonansie mowa wówczas, gdy daną cząsteczkę można przedstawid za pomocą dwóch lub więcej
struktur o takim samym rozmieszczeniu jąder atomowych a różniących się od siebie jedynie
rozmieszczeniem elektronów. Rzeczywista cząsteczka jest hybrydą tych struktur rezonansowych, z
5
których każda oddzielnie nie może jej reprezentowad w sposób zadowalający. Hybryda jest trwalsza
od każdej z poszczególnych struktur rezonansowych.
19. Struktura benzenu w świetle teorii MO.
W benzenie trój wiązalne atomy węgla są w stanie hybrydyzacji sp2. Taka hybrydyzacja wymusza
płaską budowę pierścienia. Wszystkie atomy węgla leżą w jednej płaszczyz
nie i powiÄ…zane sÄ…
wiÄ…zaniami Ã. SzeÅ›d nie biorÄ…cych udziaÅ‚u w hybrydyzacji orbitali p, prostopadÅ‚ych do pÅ‚aszczyzny
pierścienia, nakłada się jednocześnie, co prowadzi do utworzenia sześciu zdelokalizowanych orbitali
Ą, które obejmują cały pierścieo.
20. Cechy charakteryzujÄ…ce zwiÄ…zki aromatyczne.
·ð szeÅ›ciokÄ…t foremny,
·ð dÅ‚ugoÅ›d poÅ›rednia miÄ™dzy wiÄ…zaniem podwójnym i potrójnym,
·ð przedstawicielem jest benzen,
·ð pierÅ›cieo jest bardzo trwaÅ‚y,
·ð rzeczywista czÄ…steczka jest hybrydÄ… czÄ…steczek rezonansowych,
·ð duży stopieo nienasycenia,
·ð maÅ‚o reaktywne w reakcjach przyÅ‚Ä…czenia,
·ð duża reaktywnoÅ›d w podstawianiu,
·ð maÅ‚a wartoÅ›d ciepÅ‚a podczas spalania,
·ð sÄ… zwiÄ…zkami o budowie pÅ‚askiej.
21. Podad wzory i nazwy trzech węglowodorów aromatycznych zbudowanych ze
skondensowanych pierścieni benzoesowych.
Naftalen Antracen Fenantren
22. Heterocykliczne związki aromatyczne: pirydyna i pirol  udział orbitali atomu azotu w
tworzeniu prądu pierścieniowego (w obu przypadkach).
Pirydyna:
W tworzeniu zdelokalizowanych orbitali Ą (sekstetu elektronowego) będzie uczestniczył jeden z
orbitali p atomu azotu. Pozostałe orbitale będą hybrydyzowane trygonalnie (sp2), w tym wolna para
elektronowa skierowana na zewnątrz pierścienia (związek przejawia właściwości zasadowe).
Pirol:
W tym przypadku również przyjmujemy hybrydyzację trygonalną, ale wolna para elektronowa musi
znalez
d się na orbitalu p skierowanym prostopadle do pierścienia. Będzie ona uczestniczyła w
tworzeniu zdelokalizowanych orbitali Ä„.
23. Przykłady ważnych heterocyklicznych związków aromatycznych (wzory i nazyw).
Pirydyna C5H5N Puryna C5H4N4 Pirymidyna C4H4N2 Pirol C4H5N
6
24. Ogólna charakterystyka związków kompleksowych.
Związki kompleksowe- związki chemiczne, w których można wyróżnid jeden lub więcej atomów
centralnych, otoczonych przez inne atomy lub ich grupy zwane ligandami, przy czym co najmniej
jedno wiÄ…zanie atomu centralnego z ligandem ma charakter wiÄ…zania koordynacyjnego.
Wiązanie koordynacyjne- szczególny przypadek wiązania atomowego spolaryzowanego, od którego
różni się tym że tworzy je wolna para elektronowa jednego z wiążących atomów.
·ð atom lub jon przyÅ‚Ä…czajÄ…cy czÄ…steczki nosi nazwÄ™ atomu lub jonu centralnego,
·ð grupy lub jony zwiÄ…zane z nim noszÄ… nazwÄ™ ligandów,
·ð sumarycznÄ… liczbÄ™ peÅ‚nych pojedynczych wiÄ…zao atomu centralnego z atomami ligandów
nazywa siÄ™ liczbÄ… koordynacyjnÄ….
Przykłady ligandów: NH3, H2O, H2NCH2CH2NH2, F-, CN-, SCN-.
25. Wzory i nazwy związków kompleksowych: podad wzory i nazwy trzech związków lub jonów
kompleksowych.
·ð siarczantetraaminamiedzi (II) [Cu(NH3)4]SO4
·ð heksacyjanożelazian (III) potasu K3[Fe(CN)6]
·ð chlorek diaminasrebra (I) [Ag(NH3)2]Cl
·ð jon tetraaminadichlorokobaltu (III) [CoCl2(NH3)4]+
·ð jon dicyjanosrebra (II) [Ag(CN)2]-
H2O- akwa CS- tiokarbonyl S2- - tio
NH3-amina OH-- hydrokso ONO- - nitro-O
CN- - cyjano O2- -okso NO2- - nitro-N
CO- karbonyl O22- - perokso C2O42- - szczawiano
26. Kompleksy chylatowe: przykłady ligandów chylatowych.
Niektóre cząsteczki, zawierające więcej niż jedną wolną parę elektronów, mogą wiązad się z atomem
centralnym więcej niż jednym wiązaniem koordynacyjnym. Ligandy takie nazywane są chylatowymi
(lub kleszczowymi), a zwiÄ…zki takie to zwiÄ…zki chylatowe. Np:
ważnym w analityce chemicznej ligandem chylatowym jest EDTA(kwas etylenodiaminotetraoctowy).
Dwukleszczowe: etylenoamina, bipirydyl, anion szczawiowy,
Trójkleszczowe: dietylenotriamina.
27. Jak zbudowany jest układ porfirynowy -podstawa budowy hemu hemoglobiny?
Układ porfirynowy zbudowany jest z czterech pierścieni pirolowych połączonych mostkami
metanowymi =CH- w makrocykliczny układ o bardzo wysokim stopniu sprzężenie występujących w
nim wiązao podwójnych. Układ jest płaski, w centrum znajduje się związany kation żelaza przez cztery
wiÄ…zania N- Fe (dwa z nich to wiÄ…zania kowalencyjne a dwa koordynacyjne). W hemoglobinie kation
żelaza jest wysunięty ponad płaszczyznę, po związaniu cząsteczki tlenu przesuwa się do płaszczyzny.
Jest czerwonym barwnikiem krwi i białka.
28. Kompleksy oktaedryczne wysokospinowe i niskospinowe.
Kompleksy niskospinowe- to takie gdzie elektrony są lokowane na orbitalach o niższej energii zanim
zacznie się wypełniad orbitale wysokoenergetyczne. Oktaedryczny jon *Fe(NO2)6]3- mając 5
elektronów na orbitalach d posiada diagram gdzie wszystkie 5e- jest na jednym niskoenergetycznym
poziomie (NO2- - ligand odpowiedzialny za silne rozczepienie pola)
7
Kompleksy wysokospinowe- to takie gdzie elektrony są lokowane na orbitalach o wyższej energii
zanim zacznie się parowad elektrony na orbitalach o niższej energii (I-, Br- - ligandy odpowiedzialne za
słabe rozszczepienie pola) np. *FeBr6]3-.
29. Oddziaływania międzycząsteczkowe: ogólna charakterystyka wiązania wodorowego.
Wiązanie wodorowe- (szczególny typ oddziaływania międzycząsteczkowego), , A-H """ B- gdzie A i B to
elektroujemne atomy (najczęściej tlenu, azotu a także fluoru) np. O"""H-O ; O"""H-N ; N"""H-N ; N"""H-O.
Energia wiązao wodorowych jest większa niż innych oddziaływao dipol-dipol, ponieważ wodór jest
mały, jednowiązalny i dlatego podczas zbliżania się dipoli nie występują silne przeszkody steryczne. W
wiązaniu A-H"""B ładunek dodatni w otoczeniu protonu nie tylko oddziałuje z  zamrożoną wolną parą
elektronową atomu B lecz także ją deformuje. Para ta przesuwa się częściowo w stronę wodoru.
Charakterystyczną cechą wiązao wodorowych jest ich kierunkowośd (zwykle liniowe).
30. Wiązania wodorowe: wpływ na własności fizyczne związków.
Wpływ wiązao wodorowych na własności fizyczne jest duży. Przykładem wpływu wiązania
wodorowego na związek chemiczny jest jego wpływ na wodę, dlatego woda pomimo małej masy
cząsteczkowej pozostaje cieczą. Innym przykładem wpływu tego rodzaju wiązao jest metanol, który
dzięki wiązaniom wodorowym jest rozpuszczalny w wodzie pomimo, że jest zbudowany z
niepolarnych czÄ…steczek Å‚aocucha alifatycznego zakooczonego grupÄ… hydroksylowÄ…. Takie zwiÄ…zki jak
NH3 czy H2O lub HF mają około 200oC za wysoką temperaturę wrzenia niż to wynika z ich mas
cząsteczkowych. Związki tlenu powinny mied niższe temperatury wrzenia od analogicznych związków
znacznie cięższej siarki, a nie zawsze w rzeczywistości tak jest.
31. WiÄ…zania wodorowe: struktura lodu.
Atom tlenu tworzy za pomocą swych dwóch wolnych par elektronowych dwa mostki wodorowe z
atomami wodoru, po jednym od dwóch innych cząsteczek wody. W rezultacie każdy atom tlenu jest
otoczony czterema atomami wodoru, a każdy atom wodoru sąsiaduje z dwoma atomami tlenu.
Tworzy siÄ™ struktura tetraedryczna.
32. Ogólna charakterystyka stanów skupienia.
Substancje w zależności od warunków ciśnienia i temperatury mogą występowad w trzech stanach
skupienia: gazowym, ciekłym i stałym. Czynnikiem decydującym o zachowaniu się substancji w
określonym stanie są wzajemnie odległości cząsteczek, warunkujące różne oddziaływania
międzycząsteczkowe.
Terminem gazy określa się ciała które nie mają określonego kształtu i objętości (przyjmują objętośd i
kształt naczynia). Ciecze zachowują praktycznie stałą objętośd, natomiast jej kształt zależy od kształtu
naczynia. Ciała stałe wykazują w zwykłych warunkach stały kształt.
33. Struktura kryształów: podstawowe pojęcia, układy krystalograficzne, komórki centrowane.
·ð atomy uÅ‚ożone w sposób regularny (okresowe powtarzanie siÄ™ w przestrzeni okreÅ›lonych
konfiguracji atomowych),
·ð uporzÄ…dkowanie atomów przedstawiane jest za pomocÄ… sieci przestrzennej,
·ð regularne wieloÅ›ciany,
·ð symetria (ze wzglÄ™du na liczbÄ™ i rodzaj elementów symetrii podzielono krysztaÅ‚y na: *230
krystalograficznych grup przestrzennych, te na *32 klasy symetrii a te zgrupowano w *6
układach krystalograficznych:
8
Regularny: a=b=c Ä…=²=Å‚=90o
Tetragonalny: a=b`"c Ä…=²=Å‚=90o
Rombowy: a`"b`"c Ä…=²=Å‚=90o
Heksagonalny: a=b`"c Ä…=²=90o, Å‚=120o
JednoskoÅ›ny: a`"b`"c Ä…=Å‚=90o, ²`"90o
TrójskoÅ›ny: a`"b`"c Ä…`"²`"Å‚`"90o
Komórka elementarna- najmniejszy wycinek sieci który wykazuje jeszcze wszystkie jego cechy
charakterystyczne. Typy:
*Komórki centrowane:
·ð przestrzennie  bÄ™dzie miaÅ‚a dodatkowo obsadzony Å›rodek komórki;
·ð pÅ‚asko  bÄ™dzie miaÅ‚a dodatkowo obsadzone Å›rodki Å›cian
·ð w podstawach
*Komórka prymitywna  równoległościan będzie miał obsadzone jedynie naroża.
34. Struktura kryształów: możliwe sieci Bravais go dla poszczególnych układów
krystalograficznych.
Sieci Bravais ego:
·ð regularna  przestrzennie centrowana, pÅ‚asko centrowana, prymitywna,
·ð tetragonalna  przestrzennie centrowana, prymitywna,
·ð rombowa  przestrzennie centrowana, pÅ‚asko centrowana, centrowana w podstawach,
prymitywna,
·ð heksagonalna  prymitywna,
·ð jednoskoÅ›na  centrowana w podstawach, prymitywna,
·ð trójskoÅ›na  prymitywna.
35. Struktura kryształów: charakterystyka kryształów jonowych. Struktura krystaliczna chlorku
sodu.
Kryształy jonowe:
·ð wystÄ™powanie przynajmniej jednego wiÄ…zania jonowego,
·ð wysokie temperatury wrzenia i topnienia,
·ð w stanie stopionym przewodzÄ… dobrze prÄ…d elektryczny,
·ð poza stanem gazowym nie istniejÄ… pojedyncze czÄ…steczki zwiÄ…zków.
Chlorek sodu- krystalizuje w układzie regularnym, sied NaCl można przedstawid jako wynik
wzajemnego nałożenia się dwóch sieci regularnych, płasko centrowanych: jednej utworzonej przez
kationy a drugiej przez aniony. Druga sied jest przesunięta w stosunku do pierwszej o połowę
odległości między środkami ciężkości jonów Na+ lub Cl-. Komórka elementarna NaCl zawiera 4 jony
Na+ i 4 jony Cl-. Obejmuje ona przestrzeo 8 sześcianów z naprzemiennie obsadzonymi narożnikami.
36. Struktura kryształów: charakterystyka kryształów molekularnych.
·ð kierunkowoÅ›d  staÅ‚e rozmieszczenie atomów,
·ð zachowujÄ… swojÄ… odrÄ™bnoÅ›d w stanach skupienia,
·ð w stanie staÅ‚ym majÄ… niskie temperatury wrzenia i topnienia,
·ð zbudowane z odrÄ™bnych czÄ…steczek,
·ð spójnoÅ›d od siÅ‚ van der Waalsa,
·ð maÅ‚a gÄ™stoÅ›d,
·ð sÄ… miÄ™kkie,
·ð duży współczynnik rozszerzalnoÅ›ci cieplnej,
9
37. Struktura kryształów: charakterystyka kryształów kowalencyjnych.
·ð wszystkie atomy poÅ‚Ä…czone sÄ… wiÄ…zaniem kowalencyjnym, wytwarza siÄ™ struktura 3D,
·ð twardoÅ›d,
·ð wysoka temperatura topnienia,
·ð wysoki współczynnik zaÅ‚amania Å›wiatÅ‚a,
·ð hybrydyzacja typu sp3,
·ð wszystkie elektrony sÄ… zlokalizowane, Å›wietna przezroczystoÅ›d,
·ð liczba atomów w komórce 8,
·ð wypeÅ‚nienie przestrzenne 34%.
38. Porównad strukturę krystaliczną diament, grafitu i fullerenu C60 i powiązanie jej z
właściwościami wych alotropowych odmian węgla.
Grafit: Diament: Fulleren C60:
- składa się z warstw, w których -tworzy niewielkie kryształy -składa się z układu
występują sprzężone, przyjmujące postad sprzężonych pierścieni
sześcioczłonowe aromatyczne ośmiościanu, z zaokrąglonymi składających się z 5 i 6 atomów
układy cykliczne, kształtami, węgla,
- między warstwami występują -ma kształt dwudziestościanu
słabe oddziaływania, ściętego,
-stalowo-szary, -biały, różowy, fioletowy, -czarne ciało stałe z
przezroczysty, metalicznym połyskiem,
-miękki, -bardzo twarde ciało stałe, -własności nad przewodzące i
-odporny na wys. temp. -odporny na wys. temp. półprzewodnikowe,
-przewodnik cieplny, -dobrze przewodzi ciepło, -słabo rozpuszczalne,
-przewodnik elektryczny. -jest izolatorem elektrycznym.
39. Wzory:
kwas chlorowy (VII) HClO4 kwas politrioksokrzemowy H2SiO3
kwas siarkowy (IV) H2SO3 tetrahydroboran sodu NaBH4
wodorosiarczan (VI) sodu Na(HSO4) tetrahydroglinian litu LiAlH4
kwas azotowy (III) HNO2 tritlenek glinu Al2O3
jon oksoniowy H3O+ nadtlenek sodu Na2O2
jon amonowy NH4+ ponadtlenek potasu KO2
chlorek karbonylu COCl2 chromian (VI) potasu K2CrO4
cyjanek wodoru HCN dichromian (VI) potasu K2Cr2O7
cyjanek potasu KCN tritlenek dichromu Cr2O3
silan SiH4 manganian (VII) potasu KMnO4
kwas tetraoksokrzemowy H4SiO4
40. Charakterystyczne cechy metali i niemetali.
10
41. Ogólna charakterystyka metali bloku s.
·ð aktywne chemicznie,
·ð ze wzrostem liczby atomowej roÅ›nie zdolnoÅ›d atomów metali do przechodzenia w stan jonowy,
·ð oddajÄ…c zewnÄ™trzne elektrony przechodzÄ… w kationy, czyli majÄ… wÅ‚aÅ›ciwoÅ›ci redukujÄ…ce,
·ð wystÄ™pujÄ… na jednym, dodatnim stopniu utlenienia (I, II),
·ð wystÄ™pujÄ… głównie w postaci zwiÄ…zków,
·ð otrzymuje siÄ™ je głównie przez elektrolizÄ™ stopionych soli,
·ð majÄ… niskie gÄ™stoÅ›ci,
·ð dobrze przewodzÄ… ciepÅ‚o i prÄ…d,
·ð litowce sÄ… miÄ™kkie, kowalne, ciÄ…gliwe,
·ð berylowce sÄ… bardziej kruche i twarde.
11
42. Ogólna charakterystyka niemetali bloku p.
·ð wystÄ™pujÄ… zarówno w postaci zwiÄ…zków jak i w stanie wolnym,
·ð wystÄ™pujÄ… w różnych stanach skupienia i odmianach alotropowych,
·ð wystÄ™pujÄ… na kilku stopniach utlenienia,
·ð Å‚atwo przyÅ‚Ä…czajÄ… elektrony tworzÄ…c proste jony ujemne,
·ð C, Si, B tworzÄ… krysztaÅ‚y kowalencyjne.
43. Ogólna charakterystyka pierwiastków bloku d.
·ð wszystkie sÄ… metalami,
·ð wystÄ™pujÄ… na kilku dodatnich stopniach utlenienia,
·ð ciaÅ‚a staÅ‚a (wyjÄ…tek: Hg),
·ð przewodniki cieplne i elektryczne,
·ð kowalne, ciÄ…gliwe, tworzÄ… stopy,
·ð wykazujÄ… wÅ‚aÅ›ciwoÅ›ci paramagnetyczne,
·ð tworzÄ… kompleksy,
·ð sÄ… barwne,
·ð posiadajÄ… wÅ‚aÅ›ciwoÅ›ci redukujÄ…ce jak i utleniajÄ…ce (wÅ‚aÅ›ciwoÅ›ci kwasowo-zasadowe).
44. Okresowośd właściwości chemicznych pierwiastków (poprzez analizę właściwości związków
chemicznych tworzonych przez te pierwiastki)  właściwości wodorków drugiego okresu.
Okresowośd właściwości pierwiastków znajduje swoje odzwierciedlenie we właściwościach związków
chemicznych. Okresowośd tę najłatwiej dostrzec analizując właściwości tego samego pierwiastka w
połączeniu z innymi pierwiastkami, np. właściwości wodorków lub tlenków.
Wodorki pierwiastków II okresu:
LiH, BeH2, B2H6, CH4, NH3, H2O, HF.
Pierwiastki te wykazują, przy przejściu od strony lewej do prawe, równomierny wzrost
elektroujemności.
Moment dipolowy = 0:
H2, O2, BF2, CCl4, CH4, C6H6, CO2, CS2, trans-2-buten.
Moment dipolowy `" 0:
HF, H2O, SO2, CH3Cl, NH3, NF3, cis-2-buten.