PRZEGL
D PODSTAWOWYCH KLAS
ZWI
ZKÓW PIERWIASTKÓW BLOKÓW s i p
Wstęp. Elektroujemność pierwiastków
Elektroujemność, � , jest to wielkość określająca
zdolność atomu pierwiastka znajdującego się
w cząsteczce do przyciągania ku sobie elektronów.
Znane są trzy skale elektronegatywności zdefiniowane
przez Paulinga, Mullikana i Alfreda-Rochowa.
W powszechnym użyciu pozostaje skala Paulinga.
Pierwiastki o największym powinowactwie
elektronowym, fluor i tlen, mają najwyższe
elektroujemności: �F = 4 i �O = 3,5. Pierwiastki
o najmniejszym powinowactwie elektronowym,
mianowicie litowce, mają elektroujemności � < 1.
Elektroujemność zmienia się w zależności od położenia
pierwiastka w Układzie Okresowym.
Rys. 1. Zmiany elektroujemności w Układzie Okresowym pierwiastków
Okresowy charakter zmian elektronegatywności
w skali Paulinga w zależności od liczby atomowej Z
pierwiastka przedstawia wykres 2.
Rys. 2. Okresowość zmian elektroujemności w skali Paulinga
Pierwiastki o dużej elektronegatywności określamy
mianem elektroujemnych, a pierwiastki o małej
elektroujemności nazywamy elektrododatnimi.
Bezwzględna wartość różnicy elektroujemności
%�A �B%pierwiastków A i B pozwala ocenić stopień
spolaryzowania wiązań kowalencyjnych A-B
w związkach AmBn na podstawie procentowego udziału
wiązania jonowego:
% = 16%�A �B%+ 3,5% �A �B %2 (1)
Procentowe udziały wiązania jonowego w zależności
od różnicy elektroujemności podano w tabeli 1.
Tabela 1. Udział wiązania jonowego w zależności od różnicy �A �B
�A �B % �A �B %
0,2 3,3 1,8 40,1
0,4 7,0 2,0 46,0
0,6 10,9 2,2 52,1
0,8 15,0 2,4 58,6
1,2 24,2 2,6 65,3
1,4 29,3 2,8 72,2
1,6 34,6 3,2 87,0
Ogólnie można to ująć regułą jakościową, że duża
różnica elektronegatywności pierwiastków A i B jest
typowa dla związków z wiązaniami jonowymi,
natomiast mała różnica jest charakterystyczna dla
związków z wiązaniami kowalencyjnymi. Regułę tę
ilustruje tabela 2.
Tabela 2. Jakościowy wpływ różnicy elektroujemności na
charakter wiązań chemicznych w wieloatomowych cząsteczkach
pierwiastków (np. H2, N2, O2, P4, S8, Cl2) i związków chemicznych
Wodorki pierwiastków bloku s i p
Wodorki są związkami wodoru z innymi
pierwiastkami (X) o wzorze ogólnym HmXn.
Przykłady:
LiH, NaH  wodorek litu, wodorek sodu
CaH2  wodorek wapnia
B2H6  wodorek boru, diborowodór, diboran
AlH3  wodorek glinu
CH4  wodorek węgla, metan, najprostszy węglowodór
Inne wodorki węgla  węglowodory: nasycone (akany,
cykloalkany), nienasycone (alkeny i alkiny), aromatyczne.
NH3  wodorek azotu, azan, amoniak
PH3  wodorek fosforu, fosfan, fosforowodór
H2O  wodorek tlenu, woda
H2S  wodorek siarki, siarkowodór
HX, gdzie X = F, Cl, Br, I  wodorki fluorowców,
tzw. halogenowodory, np. HCl - chlorowodór
Wodorki pierwiastków bloku s i p dzielimy na:
o charakterze jonowym z atomem wodoru na -1
stopniu utlenienia, H-. Wodorki takie tworzą litowce,
berylowce oraz glin.
kowalencyjne, tworzone przez węglowce, azotowce,
tlenowce i fluorowce, gdzie atomy wodoru są +1
stopniu utlenienia, H+. Szczególnym przypadkiem
jest diborowodór, B2H6, w którym występuje
specyficzne wiązanie kowalencyjne poprzez
trójcentrowy orbital cząsteczkowy H  B  H.
Różnice elektroujemności dla tlenu i wodoru oraz
azotu i wodoru są równe odpowiednio 1,4 i 0,9. Na
podstawie wzoru (1) można przyjąć, że udziały
charakteru jonowego wiązań O H w cząsteczce wody
i N H w cząsteczce amoniaku wynoszą odpowiednio 29
i 18%. Różnica elektroujemności węgla (2,5)
i wodoru (2,1) przesądza o tym, że cząsteczki
nasyconych węglowodorów alifatycznych mają znikomy
udział charakteru jonowego w wiązaniach C H, a ich
moment dipolowy jest równy 0. Udział wiązania
jonowego w halogenowodorach HX (X = F, Cl, Br, I)
maleje wraz z elektroujemnością fluorowca (tabela 3).
Tabela 3. Udział wiązania jonowego w halogenowodorach HX
Związek �X �H Udział wiązania jonowego [%]
HF 1,9 45
HCl 0,9 18
HBr 0,7 12
HI 0.4 5
Wodorki litowców, berylowców, glinu i galu są tu
wyjątkiem, ponieważ całkowicie jonowego charakteru
wiązań w tych związkach nie można uzasadnić w
oparciu o małe różnice elektroujemności, które
zmieniają się w przedziale od 0,5 do 1,4. O wiązaniach
jonowych decyduje tu elektrododatni charakter tych
metali.
W poszczególnych okresach właściwości wodorków
pierwiastków bloku s i p zmieniają w charakterystyczny
sposób, a reprezentatywnym przykładem są wodorki
pierwiastków drugiego okresu w UO.
Tabela 4. Wodorki pierwiastków drugiego okresu
Numer
grupy I II III IV V VI VII
głównej
Wodorki LiH BeH2 B2H6 CH4 NH3 H2O HF
Stopnie
utlenienia +1 +2 +3 4-8 = -4 5-8 = -3 6-8 = -2 7-8 = -1
pierwiastków
wzrost kwasowości   
�!    wzrost zasadowości
UWAGA: stopnie utlenienia wodoru w wodorkach to:
-1 (LiH, BeH2, B2H6); +1 (CH4, NH3, H2O, HF)
Wodorki litowców i berylowców są ciałami
stałymi. Po stopieniu przewodzą prąd elektryczny,
a podczas ich elektrolizy wodór wydziela się na
anodzie. Jon wodorkowy, H-, jest silnym
reduktorem, ponieważ standardowy potencjał
układu H2/H- jest ujemny, Eo = -2,3V. Z tego względu
wodorki tych metali reagują z wodą lub
z kwasami z wydzieleniem wodoru:
NaH + H2O = NaOH + H2
CaH2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2
Borowodory, z których najprostszym jest B2H6,
mają bardzo duże ciepła spalania, w przeliczenieniu
na jednostkę masy niemal dwukrotnie większe od
ciepeł spalania węglowodorów. Z tego powodu
borowodory stosuje się jako paliwa rakietowe.
Wodorki fluorowców są gazami bardzo dobrze
rozpuszczalnymi w wodzie. Uzyskane roztwory
mają odczyn silnie kwaśny, ponieważ
halogenowodory są mocnymi kwasami.
Wodorki fosforu, siarki, selenu, telluru i arsenu
i antymonu (PH3, H2S, H2Se, H2Te, AsH3, SbH3) są
silnie toksycznymi gazami. W wodnych roztworach
H2S, H2Se i H2Te są słabymi kwasami, od których
wywodzą sole: siarczki, selenki i tellurki.
Gazowy amoniak dobrze rozpuszcza się
w wodzie i jest słabą zasadą. Jego analog,
fosforowodór jest gazem i wykazuje właściwości
bardzo słabej zasady. Z tego powodu halogenki
fosfoniowe PH4X, gdzie X = F, Cl, Br, I, są znacznie
mniej trwałe od halogenków amonowych. Kolejne
analogi, AsH3, SbH3 i BiH3 są nietrwałe. AsH3 jest
silnym reduktorem, np. z roztworu AgNO3 wydziela
srebro:
6Ag+ + AsH3 + 2H2O = 6Ag + HAsO2 + 6H+
Wodorki krzemu tworzą szereg homologiczny
silanów o wzorze ogólnym SinH2n+2. Silany są mniej
trwałe i bardziej reaktywne od węglowodorów
nasyconych. Podobne właściwości wykazują wodorki
germanu: GeH4, Ge2H6 i Ge3H8. Reaktywność
silanów i germanowodorów wykorzystuje się
w syntezie innych połączeń krzemu i germanu.
Wodorki cyny i ołowiu, SnH4 i PbH4, są bardzo
nietrwałe i nie mają znaczenia praktycznego.
Tlenki pierwiastków bloku s i p
Tlenki o wzorze ogólnym XnOm są związkami tlenu
z innymi pierwiastkami. Tlenki elektrododatnich
litowców i berylowców, np. Na2O, K2O, MgO, CaO,
BaO, mają charakter zadecydowanie jonowy.
W tlenkach pierwiastków elektroujemnych, np. NO2,
P2O3, SO2, SO3, Cl2O7, występują spolaryzowane
wiązania kowalencyjne. Zwrócić trzeba uwagę na fakt,
że związek tlenu z fluorem(I) jest w rzeczywistości
difluorkiem tlenu OF2, bowiem fluor ma większą
elektroujemność niż tlen.
Wśród tlenków pierwiastków bloku s i p można
wyróżnić cztery grupy.
Tlenki kwasowe, np. B2O3, CO2, SO2, SO3, Cl2O7,
P4O10, As2O3, SeO3, I2O5, od których wywodzą
się odpowiednie kwasy tlenowe. Wymienione tlenki
reagują z tlenkami zasadowymi lub z zasadami, np.:
K2O + B2O3 = 2KBO2
2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O
Tlenki zasadowe, np. Na2O, K2O, Cs2O, MgO, CaO,
BaO, Bi2O3, od których pochodzą odpowiednie
zasady lub wodorotlenki. Wymienione tlenki reagują
z tlenkami kwasowymi lub z kwasami, np.:
CaO + SO3 = CaSO4
Bi2O3 + 6HCl = 2BiCl3 + 3H2O
Tlenki amfoteryczne, np. BeO, Al2O3, Ga2O3, SnO,
SnO2, PbO, wykazujące właściwości kwasowe
w reakcjach z mocnymi zasadami lub zasadowe
w reakcjach z mocnymi kwasami, np.:
 Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
NaOH + SnO + H2O = Na[Sn(OH)3]
SnO + 2HCl = SnCl2 + H2O
Tlenki obojętne, np. CO, N2O, które nie wykazują
cech kwasowych lub zasadowych i nie reagują
z zasadami i kwasami.
Zasadowy charakter tlenków w rodzinach litowców,
berylowców i borowców wzrasta wraz z liczbą atomową
pierwiastka. Natomiast charakter kwasowy tlenków
w rodzinach azotowców, siarkowców i chlorowców
maleje ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka. Aby
prześledzić w jaki sposób w poszczególnych okresach
zmieniają się właściwości zasadowe i kwasowe tlenków
pierwiastków bloku s i p na ich maksymalnych
stopniach utlenienia wystarczy rozpatrzyć trzeci okres
UO.
Numer
grupy I II III IV V VI VII
głównej
Tlenki Na2O MgO Al2O3 SiO2 P4O10 SO3 Cl2O7
Stopnie
utlenienia +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
pierwiastków
wzrost kwasowości   
�!    wzrost zasadowości
Uwaga: w tlenkach tlen występuje na -2 stopniu utlenienia.
Proste tlenki niektórych pierwiastków spotyka się
w naturze jako minerały, np. SiO2  krzemionka,
kwarc, kryształ górski; Al2O3  korund; SnO2 
kasyteryt.
Kwasy
Kwasom poświęciliśmy sporo uwagi na pierwszym
wykładzie. Kwasy pochodzące od elektroujemnych
pierwiastków bloku s i p można podzielić na kwasy
beztlenowe i kwasy tlenowe czyli oksokwasy.
Przykłady:
Kwasy beztlenowe
HCN  kwas cyjanowodorowy
HN3  kwas azotowodorowy
H2S  kwas siarkowodorowy
HF  kwas fluorowodorowy
HCl  kwas solny (chlorowodorowy)
HBr  kwas bromowodorowy
HI  kwas jodowodorowy
H[BF4]  kwas tetrafluoroborowy(III)
H[PF6]  kwas heksafluorofosforowy(V)
Kwasy tlenowe
HBO2  kwas borowy(III)
H2CO3  kwas węglowy
HNO2  kwas azotowy(III)
HNO3  kwas azotowy(V)
H3PO3  kwas fosforowy(III)
H3PO4  kwas fosforowy(V)
H3AsO4  kwas arsenowy(V)
H2SO3  kwas siarkowy(IV)
H2SO4  kwas siarkowy(VI)
H2SeO4  kwas selenowy(VI)
HClO4  kwas chlorowy(VII)
Kwasy rozpuszczone w roztworach wodnych mają
różną moc jako elektrolity. Można je podzielić na
kwasy mocne, kwasy średniej mocy i kwasy słabe. Moc
kwasów oceniamy w oparciu o ich stałe dysocjacji Ka.
W praktyce stosuje się ujemny logarytm stałej
dysocjacji:
pKa = - log Ka (2)
Im mniejsza jest wartość pKa, tym większa jest wartość
Ka i moc danego kwasu. Kwasy jednoprotonowe
(jednozasadowe), np. HF, HBO2, HNO2, HClO4
dysocjują w jednym tylko etapie. Natomiast dysocjację
kwasów wieloprotonowych (wielozasadowych), np.
H2SO4, H3PO4, traktujemy jako proces etapowy,
dlatego każdy i-ty etap dysocjacji danego kwasu
charakteryzujemy i-tą wartością stałej dysocjacji Kai.
Przykłady:
Kwas pKa Określenie mocy
HClO 7,54 bardzo słaby
HN3 4,64 słaby
HNO2 3,15 średniej mocy
HNO3 -1,43 mocny
HClO4 -1,58 mocny
H3PO4 2,15 (pKa1) średniej mocy na I etapie
7,18 (pKa2) bardzo słaby na II i III
12,38 (pKa3) etapie
H2SO4 -3 (pKa1) mocny na I etapie
1,99 średniej mocy na II etapie
Wodorotlenki
Wodorotlenki M(OH)n zawierają kation metalu
bloku s i p lub kation amonowy, NH4+.
Przykłady
LiOH - wodorotlenek litu
NaOH  wodorotlenek sodu
KOH  wodorotlenek potasu
CsOH  wodorotlenek cezu
TlOH  wodorotlenek talu(I)
Be(OH)2  wodorotlenek berylu
Mg(OH)2  wodorotlenek magnezu
Ba(OH)2  wodorotlenek baru
Al(OH)3  wodorotlenek glinu
Ga(OH)  wodorotlenek galu
Sn(OH)2  wodorotlenek cyny(II)
Pb(OH)2  wodorotlenek ołowiu(II)
NH4OH  wodorotlenek amonu
Wodorotlenki dzielimy na zasadowe, które reagują
z kwasami dając sole, natomiast nie reagują
z zasadami, np. NaOH, Ca(OH)2, Bi(OH)3, NH4OH:
NaOH + HBr = NaBr + H2O
Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O
NH4OH + HNO3 = NH4NO3 + H2O
Bi(OH)3 + 3HCl = BiCl3 + 3H2O
oraz wodorotlenki amfoteryczne, np. Be(OH)2,
Al(OH)3, Ga(OH)3, Sn(OH)2, Pb(OH)2, które reagują
z kwasami i mocnymi zasadami i obydwu przypadkach
powstają odpowiednie sole, np.:
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3 H2O
trichlorek glinu
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
tetrahydroksoglinian(III) sodu
Niektóre wodorotlenki są słabo, np. Ca(OH)2, lub
trudno rozpuszczalne, np. Be(OH)2, Mg(OH)2, Al(OH)3,
Ga(OH)3, Sn(OH)2, Pb(OH)2, w wodzie.
Wodorotlenki NaOH, KOH, CsOH, Ba(OH)2, TlOH są
dobrze rozpuszczalne w wodzie i są mocnymi zasadami.
Wodorotlenek amonu, NH4OH dobrze rozpuszcza się
w wodzie, ale jest słabą zasadą.
Sole pierwiastków bloku s i p
Sole omawianych pierwiastków w stanie stałym
mają strukturę krystaliczną i z bardzo nielicznymi
wyjątkami (np. SnCl2) o charakterze kryształów
jonowych. W węzłach sieci krystalicznej występują
kationy, np. Na+, Ba2+, NH4+, oraz aniony (reszty
kwasowe), np. Cl-, NO3-, CO32-.
Wiele soli spotykamy w przyrodzie jako
minerały, np. NaCl - sól kamienna, halit. Znaczne
ilości soli zawiera woda morska.
Znamy szereg metod otrzymywania soli.
Najczęściej stosuje się zobojętnienie kwasów
zasadami, np.:
HI + KOH = NaI + H2O
H+ + OH- = H2O
Kolejnym sposobem jest roztwarzanie tlenków
metali w kwasach, np.:
MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O
Sole dzielimy na:
proste, np. KCl, BaSO4
kompleksowe, np. Na[BF4]
podwójne, np. MgCO3"CaCO3
mieszane, np. (Na,K)Cl
sole hydratowane (krystalohydraty),
np. Na2SO4"10H2O
Zwykle mamy do czynienia z solami o charakterze
obojętnym. Znane są również sole powstałe
w wyniku częściowego zobojętniania kwasów
wieloprotonowych lub zasad wielowodorotlenowych.
Wodorosole (sole kwaśne), np.:
KHSO4  wodorosiarczan(VI) potasu,
NaH2PO4  diwodorofosforan(V) sodu,
MgHPO4  wodorofosforan(V) magnezu,
można otrzymać w reakcjach częściowego
zobojętniania kwasu siarkowego(VI) i kwasu
fosforowego(V) zasadami.
H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O
H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O
H3PO4 + Mg(OH)2 = MgHPO4 + 2H2O
Hydroksosole (sole zasadowe), np.
Mg(OH)Cl  chlorek hydroksomagnezu
Ca(OH)Cl - chlorek hydroksowapnia
są produktami częściowego zobojętnienia kwasem
solnym wodorotlenków magnezu i wapnia.
Mg(OH)2 + HCl = Mg(OH)Cl + H2O
Hydroksosolą jest występujący w przyrodzie
hydroksoapatyt  Ca5(OH)(PO4)3.
Związki kompleksowe
Znana jest spora liczba związków kompleksowych
boru, glinu, galu, indu, talu, cyny, ołowiu i bizmutu.
Niektóre z nich mają znaczenie praktyczne, np.:
Li[AlH4]  tetrahydrydoglinian(III) litu stosowany
do syntezy wodorków wodorków berylu i krzemu;
Na[BH4]  tetrahydrydoboran(III) sodu w reakcjach
redukcji i uwodorniania;
Na3[AlF6]  heksafluoroglinian(III) sodu (kriolit)
stosowany w hutach aluminium (elektroliza
stopionej soli z dodatkiem Al2O3);
H[BF4]  kwas tetrafluorobowy(III) jest składnikiem
elektrolitu używanego do produkcji ołowiu na
drodze elektrolizy;
H2[SiF6]  kwas hehsafluorokrzemowy stosowany do
produkcji elektrolitycznego ołowiu;
Na2[Sn(OH)4]  tetrahydroksocynian(II) sodu jest
silnym reduktorem.
Węgliki i azotki
Na uwagę zasługują dwa połączenia, mianowicie
azotek boru  BN i węglik krzemu  SiC. Są to
związki bierne chemicznie, odporne na działanie
wysokich temperatur, bardzo twarde lecz dające się
obrabiać mechaniczne.
Zastosowania: BN - materiał ścierny i specjalny
materiał ceramiczny; SiC - pręty grzejne, końcówki
wierteł, detale odporne na ścieranie.