CHEMIA – WSTĘP
Chemia jest nauką o substancjach, ich strukturze, właściwościach reakcji, w których zachodzi przemiana jednych substancji w drugie.

Badanie przemian chemicznych nie ogranicza się jednak tylko do klasyfikowania substancji i produktów przemian, ale obejmuje także mechanizmy reakcji i sposoby kontrolowania szybkości reakcji oraz wydajności tworzenia produktów. Podstawą ilościowych rozważań dotyczących reakcji chemicznych
są elementarne pojęcia prawa.

Nomenklatura (nazewnictwo związków)
O nazewnictwie związków chemicznych decyduje:

• Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC)

• Polskie Towarzystwo Chemiczne (PTchem)

Nomenklatura chemii nieorganicznej:

1. Związki binarne – składają się z dwóch części, zapisujemy je jako:
   
   A_mB_n, gdzie
   A – składnik bardziej elektrododatni
   B- składnik bardziej elektroujemny
   np. NaCl – chlorek sodu
   
   OF₂ – di fluorek tlenu
   XeF₂- di fluorek ksenonu, fluorek ksenonu (II)
   Cl₂O₆ – heksatlenek difluoru, sześciotlenek dwuchloru.

2. Przedrostki – afiksy zwielokrotniające:

1. mono

2. di

3. tri

4. tetra

5. penta

6. heksa

7. hepta

8. okta

9. nona

10. deka

11. undeka

12. dodeka

Ogólnie
- niedużo, kilka – oligo
- dużo, wielo – poli

Cząsteczki pierwiastków
H – wodór atomowy (monowodór)
H₂- diwodór (cząsteczka)
O₂ – ditlen (cząsteczka)
O₃- tritlen (ozon)
F₄- tetrafosfor
S₈- oktasiarka
Cl₂- dichlor (cząsteczka)
Uwagi:

- Należy unikać przedrostka –mono, z wyjątkiem, gdy jego brak spowoduje niejasność
- Jeżeli któryś z atomów związku ma stały powszechnie znany stopień utlenienia, to nazwy można uprościć, pomijając zbędny przedrostek liczbowy.

Np. Al₂O₃ – tritlenek diglinu = trójtlenek dwuglinu = tlenek glinu (III) = tlenek glinu

1. Określenia stechiometrii związków

   1. system Stocka
      Stopień utlenienia pierwiastka wyrażony cyfrą rzymską, np.
      FeCl₃ – chlorek żelaza (III)

   2. system Evensa – Bassetta
      Stopień utlenienia pierwiastka wyrażony cyfrą arabską z uwzględnieniem znaku plus lub minus, np. FeCl₃ – chlorek żelaza (3+)

2. Ogólne zasady tworzenia części elektroujemnej związku.

Końcówka -ek	Końcówka – an
Gdy część elektroujemna składa się z jednego pierwiastka, np. KF – fluorek potasu	Gdy część elektroujemna składa się z dwóch lub więcej pierwiastków, np. KClO4- chloran (VII) potasu
Wyjątki: KCN – cyjanek potasu NaOH – wodorotlenek sodu	Wyjątki: PH3- fosforan B2H6 – boran

1. Cząsteczki bardziej złożone
   a) cząsteczki typu ABC, gdzie BC – bardziej elektroujemne (grupy V, VI, VII w układzie okresowym)
   Np. XeO₂F₂- difluorek ditlenek ksenonu (VI)
   XeOF₄ – tetrafluorek tlenek ksenonu (VI) lub tetrafluorek tlenek ksenonu lub czterofluorek ksenonu

b) związki kompleksowe
Na[XeF₇] lub NaXeF₇ – heptafluoroksenian (VI) sodu
Na₂[XeF₈] lub Na₂XeF₈- oktafluoroksenonian (VI) disodu
HClO₃ – kwas trioksochlorowy (V) = kwas chlorowy (V)

c) Pięć różnych kwasów nadjodowych

• HIO₄- kwas tetraoksojodowy (VII)

• H₃IO₅- kwas pentaoksojodowy (VII)

• H₅IO₆- kwas heksaoksojodowy (VII)

• H₄I₂O₉- kwas nanookodijodowy (VII)

• H₇I₃O₁₄- kwas tetradekaoksotrijodowy (VII)

UWAGA: Okso – tlen połączony z innym pierwiastkiem; z wyjątkiem tlenków

1. Oznaczenie liczby atomowej, masowej i ilości atomów w cząsteczce.

A – liczba masowa -> wskaźnik lewy górny
Z- liczba atomowa -> wskaźnik lewy dolny

ilość atomów danego pierwiastka w cząsteczce – wskaźnik prawy dolny

Nazewnictwo wodorków.
Nazwy wodorków lotnych tworzy się dodając do nazwy pierwiastka „-an”.

KH – wodorek potasu
HCl – chlorek wodoru
PH₃- fosforan
NH₃- amoniak = azan = hydrazyna
AsH₃- arsan = ersyna
H₂O – woda = oksydan
SiH₄- silan
H₂S – siarkowodór = sulfan
H₂Se – selenowodór = selan
H₂Te – teluowodór = tellan

wodorki binarne – od bardziej elektroujemnej – ek.
wodorki inne- końcówka –an z wyjątkiem połączeń z fluorem i tlenem.

Nazewnictwo wodorotlenków.
Nazwy wodorotlenków prostych tworzy się łącząc słowo „wodorotlenek” z nazwą pierwiastka
w dopełniaczu.

KOH – wodorotlenek potasu
Cu(OH)₂- wodorotlenek miedzi (II)

Nazewnictwo kwasów.
-beztlenowe
Nazwy anionów kwasów beztlenowych mają końcówkę „-kowy”.

HF – fluorek wodoru – kwas fluorowodorowy - fluorek (anion fluorkowy)
HBr – bromek wodoru – kwas bromowodorowy – bromek
HI – jodek wodoru – kwas jodowodorowy – jodek

Kwas tiocyjanowy (rodanowodorowy) HSCN
Sól: Triacyjanki (rodanki)

MASA ATOMOWA I CZĄSTECZKOWA
Bezwzględne masy atomów uczestniczących w reakcjach chemicznych wyrażone bardzo małymi liczbami nie są rozpatrywane ze względów praktycznych. W to miejsce stosuje się wielkości będące względnymi masami atomowymi, odniesionymi do jednostki masy atomowej "u", stanowiącej 1/12 masy atomu izotopu węgla ¹²C.

1u = 1,66057 * 10^-27 kg

Zatem względną masę atomową pierwiastka definiuje się jako liczbę określającą ile razy masa przeciętnego atomu danego pierwiastka jest większa od jednostki masy atomowej "u", stanowiącej 1/12 części masy atomu izotopu ¹²C.

Przykład obliczenia względnej masy atomowej dla atomu magnezu ²⁴Mg

A(²⁴Mg) = 4 * 10^-26 kg : 1,66057 * 10^-27 kg = 24

Dla związku chemicznego, a także dla wieloatomowych cząsteczek pierwiastków masa cząsteczkowa stanowi sumę mas atomowych pierwiastków wchodzących w skład jednej cząsteczki, uwzględniającą oczywiście krotność występujących w niej atomów.

MOL
Miarą liczebności materii jest mol, czyli ilość substancji, która zawiera taką liczbę atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząsteczek materialnych, ile atomów znajduje się w 12 g węgla ¹²C. Ilość ta wynosi:

1 mol = 6,023 * 10²³ jednostek

Nosi ona nazwę liczby Avogadra i jest oznaczana literą N_a.

MASA MOLOWA
Masą jednego mola atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych wyrażoną w gramach nazywa się masą molową danej substancji. Jest ona oznaczana dużą literą M.
Jednostka : kg * mol^-1 lub g * mol^-1

Ponieważ liczba atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych zawarta w jednym molu dowolnej substancji jest równa liczbie Avogadra /N_a/

N_a = 6,023 * 10²³

Istnieje zależność:

M = N_a * m

Gdzie: M - oznacza masę molową, a m bezwzględną masę atomu, cząsteczki, jonu bądź innej cząstki materialnej.

PRAWO AVOGADRO
Prawo Avogadra określa że, jednakowe objętości gazów zawierają w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem jednakową liczbę cząsteczek.
A to oznacza, że w warunkach normalnych 22,4 dm³ tlenu, dwutlenku węgla, helu i wielu innych gazów będzie zawierało 6,02 * 10²³ cząsteczek lub atomów.

PRAWO ZACHOWANIA MASY
Pomiędzy masą a energią, stanowiącymi dwie formy materii, istnieje zależność określona przez Einsteina wzorem

E = mc²

Gdzie: E - energia, m - masa , c - prędkość światła.

Z zależności tej wynika, że w miejsce rozpatrywanych niegdyś odrębnie dwóch praw, a to:

• Prawa zachowania energii określającego, że w danym układzie zamkniętym suma energii pozostaje stała, bez względu na przemiany, jakim ulegają wzajemnie jej poszczególne rodzaje.

• Prawa zachowania masy wyrażającego, iż łączna suma mas substratów równa się łącznej masie produktów reakcji chemicznej

należy obecnie w świetle równoważności masy i energii, mówić o prawie zachowania materii.

Uogólnione prawo zachowania materii można wyrazić równaniem:

/E_j + m_jc²/ = const

gdzie: E_j - energia zawarta wewnątrz układu w różnych postaciach, m_j - masy składające się na układ substancji.

PRAWO STOSUNKÓW STAŁYCH
Reakcje chemiczne przebiegają jedynie przy zachowaniu ściśle określonej proporcji substratów.

Stałe stosunki wagowe pierwiastków w związkach

Lp.	Związek chemiczny	Wzór cząsteczkowy	Stosunek wagowy pierwiastków
1.	Woda	H2O	H : O = 1 : 8
2.	Amoniak	NH3	H : N = 1 : 4,66
3.	Metan	CH4	H : C = 0,333 : 1
4.	Acetylen	C2H2	H : C = 0,084 : 1

Sformułowane przez Prousta /1799/ prawo stosunków stałych wyraża, że każdy związek chemiczny ma stały i charakterystyczny skład ilościowy.

PRAWO STOSUNKÓW WIELOKROTNYCH
Jeżeli dwa pierwiastki mogą tworzyć kilka związków chemicznych, bo obowiązuje dalsza zależność ich składów ilościowych wyrażona prawem DALTONA w 1804r.

Jeżeli dwa pierwiastki zdolne są tworzyć z sobą więcej niż jeden związek chemiczny, to w związkach tych ilości wagowe jednego pierwiastka przypadające na stałą ilość wagową drugiego pierwiastka pozostają
do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Na przykład wodór i tlen tworzą dwa związki: H₂O i H₂O₂. Z taką samą ilością wagową wodoru, wynoszącą 2,016 g w jednym z tych związków związane jest 16 g tlenu, a w drugim 32 g tlenu. Wzajemny stosunek wagowy ilości tlenu związanego w związkach z taką samą ilością wagową wodoru wyraża się liczbami
1 : 2.

Azot i tlen tworzą z sobą pięć różnych tlenków N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅

W poszczególnych tlenkach azotu na 14 g azotu przypada odpowiednio: 8, 16, 24, 32, 40 g tlenu. Wzajemny stosunek ilości wagowych tlenu związanego z jednakową ilością wagową azotu wyraża się prostymi liczbami całkowitymi 1 : 2 : 3 : 4 : 5

PRAWO STOSUNKÓW OBJĘTOŚCIOWYCH
Jeżeli reagujące ze sobą substancje znajdują się w stanie gazowym, to objętości poszczególnych gazów zarówno substratów jak i gazowych produktów reakcji, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Prawo to, zwane prawem prostych stosunków objętościowych, zostało sformułowane przez Gay-Lussaca /1808/. Jest ono prostą konsekwencją prawa Avogadra, według którego jednakowe objętości wszystkich gazów, mierzone w tych samych warunkach fizycznych, zawierają jednakową liczbę cząsteczek.

Jeżeli na przykład w dwóch jednakowych objętościach znajduje się po 6,023 x 10²³ cząsteczek wodoru H₂
i chloru Cl₂, to w reakcji między nimi

1 objętość wodoru H₂ + 1 objętość chloru Cl₂ ----> 2 objętości chlorowodoru 2HCl

tworzy się chlorowodór w ilości 2 x 6,023 x10²³ cząsteczek, gdyż z każdej cząsteczki H₂ oraz Cl₂ powstają dwie cząsteczki chlorowodoru.
Z prawa Avogadra wynika jeszcze jeden istotny wniosek:
ilości molowe jakichkolwiek substancji w stanie gazowym zajmują w tych samych warunkach fizycznych jednakowe objętości. Obliczono, że jeden mol jakiegokolwiek gazu zajmuje w warunkach normalnych / temp. 0^oC, ciśnienie 1013 hPa/ objętość 22,4 dm³. Objętość ta nazywa się objętością molową.

WARTOŚCIOWOŚĆ PIERWIASTKA
Wartościowość pierwiastka określa liczbę atomów wodoru przypadających w cząsteczce na jeden atom danego pierwiastka.

Wartościowość oznacza się cyfrą rzymską w nawiasie po symbolu pierwiastka np. Cl(I), Fe(III), C(IV). Pierwiastki w stanie wolnym wykazują wartościowość zerową.

Od czego zależy wartościowość pierwiastka w związkach?
Wartościowość zależy głównie od konfiguracji elektronowej atomów pierwiastka a szczególnie ilości elektronów walencyjnych. Ilość elektronów walencyjnych określa maksymalną wartościowość pierwiastka w związkach chemicznych.

Na przykład:

• siarka (konfiguracja (2, 8, 6) - sześć elektronów walencyjnych) jest dwuwartościowa w związku
  z wodorem, cztero- lub sześciowartościowa w związkach chemicznych z tlenem

• chlor (konfiguracja (2, 8, 7) - siedem elektronów walencyjnych) jest jednowartościowy w związku chemicznym z wodorem (HCl), ale z tlenem siedmiowartościowy

• węgiel (konfiguracja (2, 4) - cztery elektrony walencyjne) bywa czterowartościowy w związkach
  z tlenem i wodorem (CO₂, CH₄) i dwuwartościowy z tlenem (CO)

Zastosowania:

• w nazewnictwie związków chemicznych (tlenek siarki(IV), tlenek siarki(VI))

• rysowaniu kreskowych wzorów chemicznych

RODZAJE WZORÓW CHEMICZNYCH
Wzór chemiczny jest to przedstawienie za pomocą symboli pierwiastków, symbolu chemicznego związku chemicznego albo części związku chemicznego.
Mamy następujące rodzaje wzorów chemicznych;

• wzór elementarny (empiryczny)

• wzór rzeczywisty (sumaryczny)

• wzór strukturalny

• uproszczony wzór strukturalny

• kreskowy wzór wartościowości (elektronowy)

Wzór elementarny (empiryczny)
To rodzaj wzoru informujący o rodzaju pierwiastków z jakich zbudowana jest cząsteczka oraz
o wzajemnym ilościowym stosunku liczby atomów albo jonów w związku chemicznym.
Przykład: H₂SO₄. Z tego wzoru możemy odczytać, że jedna cząsteczka kwasu siarkowego(VI) składa się
z dwóch atomów wodoru, jednego atomu siarki i czterech atomów tlenu.

Wzór rzeczywisty (sumaryczny)
Informuje o rzeczywistym składzie związku chemicznego wraz z liczbą atomów uczestniczących
w budowie cząsteczki albo jonu.
Przykładem jest tlenek fosforu(V), dla którego wzór rzeczywisty piszemy jako P₄O₁₀. Wzór elementarny dla tego tlenku piszemy jako P₂O₅.
W większości wzory rzeczywiste odpowiadają wzorom elementarnym.

Wzór strukturalny
Wzór strukturalny podaje sposób wzajemnego powiązania atomów w cząsteczce związku chemicznego.

Uproszczony wzór strukturalny (półstrukturalny)
Jest wzór strukturalny, w którym określone grupy atomów wchodzących w skład cząsteczki zgrupowane są bez ukazywania zawartych w nich wiązań.

Kreskowy wzór wartościowości (wzór elektronowy, wzory Lewisa)
Jest to wzór strukturalny związku chemicznego, w którym przedstawione są elektrony powłoki zewnętrznej, nie uczestniczące w wiązaniach chemicznych.

Pierwszy koncepcję przedstawiania wiązań chemicznych z wykorzystaniem elektronów walencyjnych przedstawił chemik amerykański G. N. Lewis. Podstawowym założeniem tej teorii jest twierdzenie,
że powstawanie wiązania między atomami polega na uwspólnieniu elektronów. I tak wg Lewisa, wiązanie kowalencyjne między dwoma atomami jest wynikiem uwspólnienia przez te atomy pary elektronów.
Przyjmuje się, że taka para wiążących elektronów jest zlokalizowana miedzy dwoma atomami, a wiązanie przedstawia się jako kreskę łączącą atomy. Elektrony nie uwspólnione są zlokalizowane jako wolne pary elektronowe na jednym lub drugim atomie (atomach) w cząsteczce. Strukturę elektronową całej cząsteczki przedstawia sie jako sumę wszystkich wiążących i wolnych par elektronowych. Opierając się
na tym, można przedstawić strukturę elektronową cząsteczki w postaci tzw. wzoru Lewisa.

BUDOWA ATOMU
Jądro atomu – materia ma budowę ziarnistą, nieciągłą, gdyż dowolnie mała przestrzeń pomyślana
w jej wnętrzu nie jest nią całkowicie wypełniona.
Na przykład proces dyfuzji, czyli zjawisko samorzutnego mieszania się różnych substancji we wszystkich stanach skupienia zachodzi dzięki temu, że pomiędzy skupieniami (cząsteczkami) jednej substancji istnieją wolne przestrzenie, przez które mogą przenikać cząsteczki innej substancji.
Atom- jest najmniejszą jednostką budowy pierwiastka chemicznego, ale już - bez naruszenia zasadniczych właściwości pierwiastka - niepodzielną. Zbudowany jest z jądra, ale także cała masa (protony i neutrony decydują o masie) oraz elektronów znajdujących się w stosunkowo dużej przestrzeni otaczającej jądro.

Rutherford badając procesy rozpraszania cząstek przechodzących przez cienką folię metalową doszedł do przekonania, że prawie cała masa atomu skupiona jest w bardzo małym dodatnio naładowanym jądrze atomowym a elektrony krążą w odległej chmurze. Otaczające to jądro elektrony wyznaczały całkowity rozmiar atomu. Obraz atomu, który ustalono na podstawie tego doświadczenia, jest niezwykły.

Promień atomu i jego części składowych

Lp.	Nazwa	Promień (m)	Masa
1.	Atom	ok. 10^-10	różna w zależności od pierwiastka
2.	Jądro	ok. 10^-15	ok. 99,9% masy atomu
3.	Elektron	tworzą chmurę o promieniu równym promieniowi atomu	ok. 0,1% masy atomu

Wnioski:
* badania procesów promieniotwórczych pozwoliły stwierdzić, że jądra atomowe są również tworami złożonymi. Ustalono, że elementami składowymi jądra są neutrony i protony.
* protonom i neutronom nadaje się często wspólną nazwę nukleony.

CZĘŚCI SKŁADOWE ATOMU
Elektron – cząstka, która posiada ujemny ładunek elementarny o wartości – 1,602 ∙ 10^-19 C. Dla wygody przyjęto, że ma ładunek -1.
Proton- cząstka o ładunku dodatnim +1.
Neutron – cząstka elektrycznie obojętna.

Ponieważ atom posiada jednakową ilość elektronów i protonów, dlatego jest elektrycznie obojętny. Elektrony są przyciągane siłami elektrostatycznymi przez protony znajdujące się w jądrze. Siła ta decyduje o właściwościach atomów (pierwiastków). Odgrywają dużą rolę w reakcjach chemicznych. Współczesny model budowy atomu, zakłada, że elektrony rozmieszczone są na powłokach i tworzą wokół jądra rozproszony w przestrzeni ładunek ujemny.

Wyrażając w jednostkach masy atomowej masy składników atomu otrzymamy:

Masy składników atomu

Nazwa	Wartość w unitach (u)	Wartość w gramach (g)
Proton	1.00727 u	1,673*10^-24
Neutron	1.00866 u	1,675*10^-24
Elektron	0,00055 u	9,109*10^-28

WNIOSKI:
-masy protonu i neutronu są prawie identyczne
-w jądrze (protony plus neutrony) skupiona jest prawie cała masa atomu
-elektrony które równoważą dodatni ładunek protonów mają masę równą tylko 0.05% całej ich masy

Rozmiary atomów są bardzo małe. Odpowiednio promienie jąder atomowych są rzędu 10^-14 do 10^-15 m,
a promienie atomów są równe 0,6*10^-10 – 2,6*10^-10m.

Do wyrażenia rozmiarów atomów możemy wykorzystywać inną jednostkę długości – angstrem.
(Å) = 1*10^-10m.
Atomy mają średnicę w zakresie 1-5 angstremów.

OZNACZENIA I SYMBOLE
Jądro składa się z Z protonów i N neutronów. Proton i neutron n=1, więc względna masa atomowa równa jest M=Z+N.
Z - liczba ładunkowa jądra, albo liczba porządkowa atomu.
N – różnica N= M-Z.
Np. Atomy węgla mają 6 protonów i 6 elektronów. Liczbę protonów zapisujemy jako wskaźnik dolny
z lewej strony.

_{liczba atomowa -> 6}C

- Liczba masowa – jest zapisana z lewej strony jako górny wskaźnik. Jest ona sumą ilości protonów
i neutronów i jest różna dla różnych izotopów.

NUKLIDY, IZOTOPY, IZOBARY
Nuklid - zbiór atomów o tej samej wartości liczby atomowej i masowej.
Izotopy – różne jądra tego samego pierwiastka mogą się różnić liczbą neutronów, a zatem liczbą M. Pierwiastki czyste: Be, F, Na, Al. Oznacza zawsze jądra, które należą do tego samego pierwiastka, czyli mają taką samą liczbę atomową, a różnią się liczbą masową.
Izobary - jądra o tej samej liczbie masowej, np. jądro H-3 i He-3.

Modele i trwałość jądra atomowego (kroplowy, powłokowy, kolektywny)
1. Model kroplowy – porównuje jądro do kropli cieczy i rozpatruje jako zbiór gęsto ze sobą związanych sztywnych, kulistych nukleonów.
2. Model powłokowy – przyjmuje się, że nukleony w jądrze poruszają się po stacjonarnych orbitach, którym odpowiadają określone energie. Jądra o małych liczbach masowych z mniej więcej jednakową liczbą neutronów i protonów są najbardziej trwałe.
TRWAŁE UKŁADY występują, gdy liczba protonów albo neutronów jest równa 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126
i są to liczby magiczne.

⁴₂He, ¹⁶₈O, ²⁰⁸₈₂Pb

3. Model kolektywny – uwzględnia powstanie zespołów stanów wszystkich nukleonów w jądrze. Wyjaśnia częściowo przebieg reakcji jądrowych.

E=mc²

Defekt masy przypadający na 1 nukleon $\frac{M}{M}$ i przeliczony na jednostkę energii E=mc² nosi nazwę energii wiązania.
Im wartość jest wyższa, tym jądro jest trwalsze. Najwyższe energie wiązań mają jądra w liczbach atomowych od 40 do 60.

CZĄSTKI ELEMENTARNE
Są to cząstki najmniejsze, których na chwilę obecną nie da się bardziej rozbić. Cząstki, które postały pod wpływem oddziaływania protonów i elektronów. Np. proton, elektron, foton, neutrino są trwałe. Pozostałe cząstki istnieją bardzo krótko. Dzielimy je na: fotony, fermiony lekkie (leptony), mezony, fermiony ciężkie (bariony).

Kwark – cząstka elementarna zwana fermionem (podlega oddziaływaniom silnym). Można je podzielić
na dwie grupy: kwarków i leptonów.

NATURALNE I SZTUCZNE PRZEMIANY JĄDROWE
Studentka Becquerela, Maria Skłodowska-Curie (1867 - 1934), fizyczka i chemiczka polska, laureatka nagrody Nobla, odkryła, że naturalne rudy uranowe są silniej promieniotwórcze niż to wynikałoby
z zawartości w nich uranu i wysunęła przypuszczenie, że w rudzie znajduje się nieznany jeszcze silnie promieniotwórczy pierwiastek. Razem ze swym mężem Pierrem Curie (1859 - 1906), po długiej
i mozolnej pracy odkryła, dwa dalsze promieniotwórcze pierwiastki; polon, nazwany tak od imienia ojczyzny, oraz rad.
Emitowane przez pierwiastki promieniowanie zawiera różnego rodzaju składniki. Samorzutnemu rozpadowi jąder pierwiastków towarzyszy emisja różnego rodzaju promieniowanie, a mianowicie;

• cząstek ⁴₂α lub po prostu a (są to jądra helu ⁴₂He⁺²)

• cząstek β (są to elektrony o dużej prędkości ⁰_-1e^-, znak -1 oznacza ładunek elektronu a 0 wartość liczby masowej)

• promieni γ (fale elektromagnetyczne o długości mniejszej niż 0,1 mm).

Np.
1. Podczas emisji cząstki a: Uran ²³⁸₉₂U rozpadając się emituje cząstkę a i przechodzi w tor.

²³⁸₉₂U -> ²³⁴₉₀Th + ⁴₂He

2. Podczas rozpadu b: tor ²³⁴₉₀Th rozpadając się emituje elektron i przechodzi w protaktyn

²³⁴₉₀Th -> ²³⁴₉₁Pa + ⁰_-1e

W przemianie tej neutron przechodzi w proton oraz emitowany jest elektron i neutrino.

¹₀n -> ¹₁p + ⁰_-1e + n

Zarówno rozpad α i rozpad β pierwiastków promieniotwórczych podlega prawu Fajansa i Sodd'ego:
- każdej przemianie a towarzyszy zmniejszenie liczby masowej o cztery jednostki i zmniejszenie liczby atomowej o 2,
-każda przemiana b powoduje podwyższenie liczby atomowej o jeden, przy nie zmienionej liczbie masowej izotopu.

Niektóre jądra mogą dokonać wychwytu elektronu z najbliższej mu wewnętrznej powłoki elektronowej K. Zachodzi wtedy przemiana protonu w neutron i neutrino.

¹₁p + ⁰_-1e -> ¹₀n + n

Zazwyczaj opuszczane miejsce w powłoce K jest zajmowane przez elektron wyższego poziomu energetycznego i przemianie towarzyszy jednocześnie emisja promieni γ (gamma).

Dla każdego pierwiastka promieniotwórczego szybkość rozpadu radioaktywnego jest proporcjonalna
do liczby N obecnych jąder. Jest ona określona:

$$\mathbf{-}\frac{\mathbf{\text{dN}}}{\mathbf{\text{dt}}}\mathbf{= kN \rightarrow t =}\frac{\mathbf{1}}{\mathbf{k}}\mathbf{*}\ln{\left( \frac{\mathbf{N}_{\mathbf{0}}}{\mathbf{N}} \right)\mathbf{*k \rightarrow stala\ rozpadu}}$$

gdzie:
N₀- liczba obecnych jąder w czasie t=0 i odpowiednio N po czasie t.

OKRES PÓŁTRWANIA (połowicznego rozpadu)
Dla każdego pierwiastka promieniotwórczego charakterystyczny jest ten okres ${(t}_{\frac{1}{2}})$, czyli przedział czasu, w którym pierwotna liczba jąder N₀ maleje do połowy, gdy $N = \frac{N_{0}}{2}$.

Równanie: $\mathbf{t}_{\frac{\mathbf{1}}{\mathbf{2}}}\mathbf{=}\frac{\mathbf{1}}{\mathbf{k}}\mathbf{*}\ln{\left( \mathbf{2*\ }\frac{\mathbf{N}_{\mathbf{0}}}{\mathbf{N}_{\mathbf{0}}} \right)\mathbf{=}\mathbf{\ln}_{\frac{\mathbf{2}}{\mathbf{k}}\mathbf{\ }}\mathbf{=}\frac{\mathbf{0,693}}{\mathbf{k}}\mathbf{.}}$

Dla naturalnych pierwiastków okres półtrwania zawarty jest od 10^-11s do 1,3*10¹⁰ lat.

SZTUCZNE PRZEMIANY JĄDROWE
Jądra izotopów niepromieniotwórczych mogą ulegać przemianom pod działaniem bombardujących
je cząstek o dostatecznie dużej energii. Do takich celów stosowane bywają protony ¹₁H, deuterony ²₁H, cząsteczki a, neutrony, a także promienie g, których strumieniowi nadaje się odpowiednią energię
w cyklotronie.
Jeżeli cząstka bombardująca trafia w atakowane jądro, to wywołuje reakcję jądrową. Produktem takiej reakcji może być jądro zdolne następnie do samorzutnego rozpadu, tj. jądro izotopu promieniotwórczego. Na przykład bombardowanie jąder niepromieniotwórczego izotopu fosforu ³¹₁₅P deuteronami ²₁H wywołuje reakcję

³¹₁₅P + ²₁H -> ³²₁₅P + ¹₁H

Produktem tej przemiany jądrowej jest promieniotwórczy izotop fosforu ³²₁₅P o okresie półtrwania 14,3 dni oraz proton ¹₁H.

¹⁴₇N + ¹₀n -> ¹⁴₆C + ¹₁H
⁵⁹₂₇Co + ¹₀n -> ⁶⁰₂₇Co + γ

KWANTOWA TEORIA ATOMÓW
Nasza wiedza o elektronowej budowie atomów powstała głownie dzięki budowie światła wysyłanego przez atomy; światło pobudzone działaniem wysokiej temperatury, łuku elektrycznego lub iskry.
W obszarze łuku elektrycznego gaz jest zjonizowany – stanowi plazmę. Temperatura plazmy zależy
od natężenia prądu, rodzaju elektrod, rodzaju i ciśnienia gazu. Pod ciśnieniem atmosferycznym i przy przepływie 1A wynosi ona 5000 – 6000 K (T= 273+t). Światło emitowane przez atomy składa się z linii
o określonych częstotliwościach drgań, określa się je jako widmo liniowe atomu.

KWANTOWA TEORIA BUDOWY ATOMU
Bohr jako pierwszy zastosował do interpretacji widm atomu wodoru teorię kwantów i położył w ten sposób podwaliny pod niezwykły postęp z zrozumieniu istoty materii, dokonany w ciągu ubiegłych lat.

Gdy atom przechodzi od stanu wyższej energii do niższej, traci energię emitowaną, jako foton. Im większa utracona energia tym większa jest częstość (mniejsza długość fal) emitowanego promieniowania. Przejście A wytwarza światło o większej częstotliwości V i mniejszej długości fali λ niż przejście B.

Widmo atomu wodoru składa się z linii:

Seria Balmera linii widma wodoru atomowego. Linia o największej długości fali (na lewo) jest linią, która odpowiada przejściu od stanu n=3 do stanu n=2.
Planck i Einstein założyli, że światło o określonej częstotliwości nie jest emitowane ani absorbowane przez materię w dowolnie małych ilościach, lecz tylko w postaci kwantów energii h * V, gdzie h – stała Planka, V – częstotliwość promieniowania.

Kiedy elektron promieniuje energię elektromagnetyczną?
Gdy przechodzi z jednej dozwolonej powłoki energetycznej na drugą. Ilość wypromieniowanej energii
jest opinana wzorem:

E^′−E^″=h * V

Potwierdzeniem były serie widma emisyjnego wodoru.

Schemat powstawania serii widma emisyjnego wodoru.

Zastosowanie przyjętych założęń dla pierwiastków posiadających więcej niż jeden elektron nie pozwoliło uzyskać ilościowo poprawnych wyników. Okazało się, że jest ona sprzeczna z nieznanymi jeszcze wówczas postulatami Broglie’a i Heisenberga. Dlatego teoria Borha została zarzucona i zastąpiona nową, w której wykorzystano postulat „de Broglie’a” według którego cząstki wykazują właściwości falowe.

ψ (x, y, x, t)

FUNKCJA FALOWA
Oznacza, że dla każdej cząstki, czy dla fotonu, czy dla elektronu istnieje stowarzyszone z nią fale fal materii, którego amplituda opisana jest funkcją  ψ (x,y,x,t). Częstość (V) i długość fali (λ) związanej
z falą materii liczymy:

$\mathbf{V =}\frac{\mathbf{E}}{\mathbf{h}}\mathbf{\ oraz\ \lambda =}\frac{\mathbf{h}}{\mathbf{p}}\mathbf{\ ,\ p}\left( \mathbf{ped} \right)\mathbf{= m*V}$

Odległość między pikami (skrajnymi, największymi wartościami) jest długość fali promieniowania.

Jaki jest sens fizyczny funkcji falowej?
Okazuje się, że funkcja falowa jest w równym stopniu wielkością fizyczną jak pole elektryczne czy pole magnetyczne. Funkcja falowa musi coś mówić o położeniu cząstki w czasoprzestrzeni, ponieważ cząstka znajduje się najprawdodopodobniej w tych miejscach, gdzie natężenie fali jest duże. Fizyk niemiecki Max Born nadał następujący sens funkcji falowej.

Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym punkcie jest proporcjonalne do kwadratu funkcji falowej (ψ)². Gęstość prawdopodobieństwa w węźle wynosi 0. Węzeł jest punktem.

W mechanice kwantowej cząstka stanowi falę i jej położenia nie można dokładnie przewidzieć. Tam, gdzie funkcja falowa ma dużą amplitudę istnieje duże prawdopodobieństwo znalezienia cząstki. Tam, gdzie funkcja falowa ma małą amplitudę – małe prawdopodobieństwo.

DUALIZM FALOWO-KORPUSKULARNY
- Elektrony wykazują właściwości cząstek (korpuskularne) i właściwości falowe. Te ostatnie właściwości muszą być uwzględnione w opisie struktury atomów.
- ZASADA NIEOZNACZANOŚCI HEISENBERGA – stwierdza, że nie możemy określić jednocześnie położenia
i prędkości cząstki.

RÓWNANIE SCHRÖDNIGERA DLA UKŁADU JEDNOELEKTRONOWEGO
Równanie można rozwiązać:
- w sposób ścisły dla atomów jednoelektronowych
- przybliżony w pozostałych przypadkach, ale takie rozwiązanie może być bardzo dokładne (przekraczające dokładnością pomiary doświadczalne).

Najprostszą strukturą atomową w przyrodzie jest atom wodoru i jest on doskonałym obiektem,
do którego zastosowanie teorii Schrödingera pozwoliło na zbadanie szczegółów jego widma i stanowiło jedno z pierwszych wielkich osiągnięć mechaniki kwantowej, które pozwoliło zbadać i porównać założenia teoretyczne z otrzymanymi wynikami badań. Dla tak przedstawionego schematu
i uwzględnieniu, że:

x = r sin ϕ cos Φ
y = r sin ϕ sin Φ
z = r cos ϕ

Schematyczne przedstawienie atomu
wodoru. Siła F wywołana jest kulombowskim przyciąganiem.

ψ=ψ (r, φ, ϕ)

Funkcja falowa zależy od r,  φ,  ϕ.

Rozwiązanie tego równania dla stanu stacjonarnego prowadzi do otrzymania niezależnych równań falowych, z których każde będzie zawierało funkcję tylko jednej współrzędnej sferycznego układu współrzędnych. Tymi funkcjami są;

• funkcja radialna – R_nl(r)

• funkcja kątowa - Y_lm(φ,ϕ)

Dla tych funkcji otrzymano trzy stałe kwantowania, oznaczone literami n, l, m.

Liczby kwantowe	n=1,2,3,… l=0,1,2,…, n-1 m=l,l-1,l-2,…,-l-1,-l-2,-l.

MODEL BUDOWY ATOMU BOHRA I SCHRÖDINGERA

LICZBY KWANTOWE
Główna liczba kwantowa - główną liczbę kwantową oznacza się za pomocą litery n; może ona przyjmować wartości całkowitych liczb dodatnich, n = 1, 2, 3, … . Liczba kwantowa n określa nam jednocześnie numer powłoki elektronową do której należy elektron. Powłoki często oprócz oznaczeń liczbowych, oznacza się również za pomocą kolejnych dużych liter wziętych z badań widm emisyjnych lub absorpcyjnych promieniowania rentgenowskiego.

Wartość n	1	2	3	4	5	6
Symbol literowy	K	L	M	N	O	P

Główna liczba kwantowa „n” określa energię powłoki elektronowej.

Poboczna /dodatkowa, orbitalna, azymutalna / liczba kwantowa (l) - może przyjmować n wartości:
n = od 0, 1, 2, .......do (n-1). Jest to liczba kwantowa opisująca niewielkie różnice energii elektronów danego poziomu elektrycznego związane z różnicami ich orbitalnego momentu pędu. Charakteryzuje ona podpowłokę elektronową do której należy elektron, a para liczb kwantowych (l, m) charakteryzuje składową kątową funkcji falowej.
W przypadku atomów zawierających więcej niż jeden elektron, trzeba znać równocześnie liczbę n oraz l, by określić poziom energetyczny. Ponadto poboczna liczba kwantowa l uściśla wartość energii elektronu oraz charakteryzuje kształt orbitali atomowych.

Przykład obliczenia wartości kwantowej liczby pobocznej (l)

Dla pierwszej powłoki gdzie n = 1 liczba poboczna l przyjmie wartość l = n - 1 = 1 -1 = 0 Dla drugiej powłoki gdzie n = 2 liczba poboczna l będzie miała wartości 0 oraz n - 1 = 2 - 1 =1, czyli otrzymany dwie wartości liczby pobocznej l = 0, 1. Odpowiednio dla n = 3 wartości liczby pobocznej wyniosą l = 0, 1, 2

Oprócz wartości liczbowych, kwantowe liczby poboczne „l” oznacza się małymi literami zgodnie z tabelą.

Poboczna liczba kwantowa l	0	1	2	3	4	5
Oznaczenie orbitalu	s	p	d	f	g	h

Stan s, dla którego l=0, jest stanem, któremu odpowiada moment pędu równy 0. Spośród trzech funkcji falowych atomu wodoru jedynie funkcja radialna pozostaje w tym wypadku różna od 0, a więc układ nie jest zależny od φ ani od ϕ. Jest ona więc sferycznie symetryczna. Gdy l przyjmuje wartości różne od zera, całkowita funkcja falowa odbiega od symetrii sferycznej i w układzie pojawia się moment pędu.

Magnetyczna liczba kwantowa (m) – po pomnożeniu przez $\frac{h}{2\pi}$ reprezentuje składową momentu pędu
w kierunku dowolnej osi współrzędnych, np. w kierunku osi Z. Oznacza to, że wektor orbitalnego momentu pędu nie może ustawić się pod dowolnym kątem do linii sił przyłożonego pola magnetycznego, a tylko w dozwolonych wybranych kierunkach.
Wektor orbitalnego momentu L jest skierowany w przestrzeni. Względem danego kierunku dozwolone
są jedynie pewne ustawienia wektora L. Gdy l=2 kwantyzacja przestrzenna wektora orbitalnego momentu pędu daje składowe L_z.

L_z=Oh,   ± 1h,   ± 2h. 

Rozszczepienie w polu magnetycznym pięciokrotnie zdegenerowanego poziomu d.

W znaczeniu fizycznym liczba (m) oznacza niewielkie różnice energetyczne pomiędzy elektronami o tej samej liczbie kwantowej n i l oraz wzajemnie ustawienie się orbitali w przestrzeni pod względem zewnętrznego pola magnetycznego. Przy braku zewnętrznego pola magnetycznego orbitale nie mają określonego kierunku w przestrzeni i ni różnią się energią, są zatem zdegradowane.

Stany p są trzykrotnie, stany d – pięciokrotnie, a stany f – siedmiokrotnie zdegenerowane. (p³,d⁵,f⁷)
Liczba m może przyjmować (2l+1) wartości. m = (2l+1) czyli:
m= -l,-(l-1),…,-1,0,+1,…,+(l-1)+l.
Np. dla l=2 m wynosi 5 (-2,-(2-1),0,+(2-1),+2).

ZJAWISKO ZEEMANA
W nieobecności zewnętrznego pola magnetycznego w wyniku przejścia ze stanu d do p powstaje tylko jedna linia widmowa. W obecności pola magnetycznego możliwych jest sześć przejść zwanych efektem Zeemana.

Spinowa liczba kwantowa – niekiedy następuje rozdwojenie linii, co wskazuje na rozdwojenie poziomów energetycznych. Wiąże się to z faktem, że elektron posiada spinowy moment pędu zwany spinem. Jest on wynikiem ruchu obrotowego elektronów wokół własnej osi.

$$\mathbf{L =}\sqrt{\mathbf{s}\left( \mathbf{s + 1} \right)\mathbf{h}}\mathbf{,\ }$$

$$gdzie\ spinowa\ liczba\ kwantowa\ s\ ma\ tylko\ jedna\ wartosc\frac{1}{2}.$$

Gdy przyłożymy zewnętrzne pole magnetyczne o natężeniu B, składowa L_s, w kierunku osi Z jest skwantowana i opisana wzorem:

$\mathbf{L}_{\mathbf{\text{sz}}}\mathbf{=}\frac{\mathbf{m}_{\mathbf{s}}\mathbf{h}}{\mathbf{2}\mathbf{\pi}}$,

gdzie m_s= ∓$\frac{1}{2}$ nosi nazwę magnetycznej spinowej liczby kwantowej. Liczbie tej odpowiada spin skierowany w górę, kiedy $+ \frac{1}{2}$ i w dół, kiedy $- \frac{1}{2}$.

Spinowy moment pędu elektronu przestrzennie skwantowany
(względem pola magnetycznego B ma tylko dwa dozwolone ustawienia.)

Liczby kwantowe	Wartości	Liczba możliwych wartości
Główna, n Orbitalna, l Magnetyczna, m Spinowa, s Magnetyczna spinowa, ms	1, 2, 3, .... 0, 1, 2,...,(n - 1) 0, +/-1, +/-2,...,+/-l 1/2 +/-1/2	dowolna n 2l + 1 1 2s + 1 = 2

Ponieważ s jest zawsze równe 1/2 stan układu może być całkowicie opisany za pomocą liczb kwantowych n, l, m, m_s. Zauważmy, że dla każdego l istnieje 2l + 1 wartości m, a dla każdego s mamy 2s + 1 = 2 możliwych wartości m_s.

Dla opisu jednego elektronu w atomie ma zastosowanie tylko jedna funkcja falowa, która nazywana jest orbitalem. Jest to najmniejszy obszar przestrzeni wokół jądra, w którym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu, o określonym zasobie energii wynosi 90%. Każdemu elektronowi można przyporządkować maksymalnie dwa elektrony. Orbital jest określany za pomocą trzech liczb kwantowych n, l, m.

SYMBOLICZNE PRZEDSTAWIENIE ORBITALI ATOMOWYCH
Pojedynczy orbital przedstawia się symbolicznie w postaci małego kwadratu wewnątrz którego rysujemy strzałki, które przedstawiają elektrony. Aby przedstawić elektron odpowiadający danemu orbitalowi, wewnątrz klatki rysuje się strzałkę, której ostrze zwrócone jest do góry, jeżeli spin wynosi + 1/2 albo
do dołu, jeśli s = - 1/2.

Dla celów praktycznych często łączymy wszystkie kwadraty należące do tej samej podpowłoki.

Jeżeli l = 0, m = 0 i występuje tylko jeden orbital. Jeżeli l = 1 to m przyjmuje wartości -1, 0, +1. Przy trzech wartościach m występują trzy orbitale. Jeżeli l = 2, to orbitali jest 5, gdyż m przyjmuje pięć różnych wartości itd.
Zauważmy, że liczba orbitali zależy wyłącznie od wartości l. Jest ona niezależna od n, lecz l powinno spełniać warunek 0 < l < n.

Zapis kwantowy – otrzymuje się go pisząc dla każdej podpowłoki grupę trzech symboli:
1. Pierwszy jest liczbą, która podaje wartości głównej liczby kwantowej,
2. Drugi jest liczbą s, p, d, f – charakteryzuje podpowłokę elektronową,
3. Trzeci umieszczony jako wykładnik u góry na prawo wskazuje liczbę elektronów obecnych w danej podpowłoce.
Symbole te można grupować według powłok.
Przedstawione opisy orbitali mają zastosowanie praktyczne do opisowego i graficznego przedstawiania budowy powłok elektronowych atomu.

ZASADY OBSADZANIA ORBITALI
1. Zasada rozbudowy
Zasada ta mówi, że kolejne orbitale są zajmowane w porządku wzrastającej energii.

Względne energie powłok, podpowłok i orbitali w atomie wieloelektronowym.

2. Zakaz Pauliego
Dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas, gdy ich spiny są przeciwne tj. zorientowane w przeciwnych kierunkach. Oznacza to, że nie mogą istnieć dwa elektrony w identycznym stanie kwantowym, tzn. mające identyczne wartości czterech liczb kwantowych (n, l, m, s, m_s).
Na podstawie zakazu Pauliego łatwo można wyliczyć maksymalną liczbę elektronów jaka może pomieścić się na poszczególnych powłokach i podpowłokach atomu.

Maksymalna pojemność powłok wynosi:

Nr powłoki	Maksymalna ilość elektronów
1	2
2	8
3	18
4	32
5	50

Maksymalna liczba elektronów dla podpowłok wynosi: s - 2, p - 6, d - 10, f - 14.

3. Reguła Hunda
Elektrony obsadzają orbitale w taki sposób, aby liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce była możliwie największa. Oznacza to, że przy zapełnianiu kolejnych orbitali elektronami wszystkie orbitale odpowiadające (orbitale o tych samych liczbach kwantowych n i l) zostaną zapełnione najpierw po jednym elektronie o spinie równoległym, a dopiero potem drugim elektronem o spinie przeciwstawnym.
Przykładem jest atom tlenu o konfiguracji elektronowej 1s² 2s² 2p⁴, co odpowiada schematowi:

KSZTAŁT ORBITALI
Kwadrat funkcji falowej ψ² jest miarą gęstości elektronowej w różnych obszarach wokół jądra.
Trójwymiarowy wykres wynosi ψ², którego środek znajduje się w jądrze, wskazuje te obszary wokół jądra, w którym gęstość rozmieszczenia elektronu zachowującego się zgodnie z funkcją falową ψ jest największa.
Gdy traktujemy elektron, jako funkcję falową, wówczas można powiedzieć, że jest on rozmieszczony w orbitalu, który ma rozmiary określone przez funkcję R (r) i kształt określony przez funkcję φ(φ), ϕ(ϕ). Orbitale s, p, d, f różnią się między sobą kształtem, jak i orientacją w przestrzeni.
Pod określeniem „kształt orbitali” należy rozumieć powierzchnię graniczną obejmującą większą część gęstości prawdopodobieństwa.
Powłoka o głównej liczbie kwantowej n=1 składa się z 1 orbitalu 1s, tworzącego kulistą powłokę K. Orbital 1s ma zatem charakter bezkierunkowy.
Podobnie i wyższe orbitale 2s, 3s itd. tworzą powłoki kuliste.

Powierzchnia graniczna orbitali s.

Powierzchnia graniczna orbitali p.

Powierzchnia graniczna orbitali d.

Elektrony w powłoce n=2 mogą mieć n=2 wartości liczby pobocznej l=0 i 1, tzn. oprócz orbitalu s pojawiają się orbitale p. Trzy zdegenerowane / tzn. o jednakowej energii/ orbitale p mają w przybliżeniu kształt figur powstałych przez obrót ósemki dookoła podłużnej osi i są ustawione względem siebie
w przestrzeni pod kątem prostym. Prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu w środkowej części jest równe zeru. Poziom n = 3 obejmuje podpoziomy s, p, d. Pięć równoważnych / zdegenerowanych/ orbitali typu d.

ROZMIESZCZENIE ELEKTRONÓW W POZIOMACH KWANTOWYCH
Kolejność rozmieszczenia elektronów na powłokach kwantowych i podpowłokach w atomie,
z tego wynika wniosek, że w pierwszej kolejności będą obsadzone poziomy o najniższych energiach.
W przypadku kolejności wprowadzenie elektronów przedstawia się następująco:

- pierwszy i drugi elektron wprowadza się na orbitale 1s
- dwa następne na orbitale 2s
- sześć następnych na trzy orbitale 2p, itd.

W wyniku rozmieszczenia elektronów atom uzyskuje określoną konfigurację elektronową.
Konfiguracja elektronowa atomu podaje, które stany są w nim obsadzone zgodnie z zakazem Pauliego. Ten katalog elektronowy stanowi podstawę współczesnego układu okresowego.
Obsadzenie poziomów d i f następuje nieregularnie z obsadzeniem poziomów s należących do tych samych grup. Z tego obsadzenia możemy wnioskować, że podpoziom 4s jest energetycznie korzystniejszy tzn. leży niżej od poziomu 3d, dlatego jest wcześniej zapełniony. To samo odnosi się do poziomu 5s wcześniej zapełnionego od 4f itd.
Z tego można wnioskować, że wartości elektronów zachodzą na siebie.

NAZWA POWŁOKI

Nazwa powłoki	Symbol konfiguracji elektronowej w pełnej powłoce z ukazaniem podpowłok
Powłoka helowa Powłoka neonowa Powłoka argonowa Powłoka kryptonowa Powłoka ksenonowa Powłoka radonowa Powłoka eko-radonowa	1s^2 2s^22p^6 3s^23p^6 3d^104s^24p^6 4d^105s^25p^6 4f^145d^106s^26p^6 5f^146d^107s^27p^6

UZASADNIENIE BUDOWY UKŁADU OKRESOWEGO NA KWANTOWEJ BUDOWY ATOMU
Rdzeń atomowy i elektronowy – uczestniczące w tworzeniu wiązań chemicznych.

W atomie wyróżnia się rdzeń atomowy i powłoki walencyjne zawierające elektrony uczestniczące w tworzeniu wiązań chemicznych. Są to elektrony najwyższego poziomu energetycznego, które w znacznej mierze określają właściwości chemiczne pierwiastków. Elektrony tego poziomu noszą nazwę elektronów walencyjnych.

Z przedstawionego zapisu wynika, że elektronami uczestniczącymi w tworzeniu wiązań mogą być elektrony umieszczone w różnych powłokach, jak i podpowłokach.

W podanych przykładach elektronami walencyjnymi są:
- w przypadku węgla ₆C elektrony drugiej powłoki rozmieszczone w podpowłokach s i p,
- w przypadku siarki ₁₆S elektrony trzeciej powłoki rozmieszczone w podpowłokach s i p
- w przypadku potasu ₁₉K elektron czwartej powłoki rozmieszczony w podpowłoce s.

W atomach o wysokich liczbach atomowych (Z), kiedy występuje nakładanie się poziomów energetycznych, elektronami uczestniczącymi w tworzeniu wiązań chemicznych mogą być elektrony
z podpowłok, które nie należą do zewnętrznych powłok elektronowych. Przykładem jest ₃₁Ga, ₃₅Br i ₃₈Sr.
W podanych przykładach konfiguracja elektronowa jest następująca;
₃₁Ga - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p¹ i odpowiednio elektronami walencyjnymi są 4s²4p¹
₃₅Br - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵ i odpowiednio elektronami walencyjnymi są 4s²4p⁵
₃₈Sr - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s² i odpowiednio elektronami walencyjnymi są 5s²
W każdym podanym przypadku są to elektrony o najwyższych wartościach energii i najsłabiej przyciągane przez jądro. Słabe przyciąganie elektronów walencyjnych przez jądro pozwala im na łatwiejsze przemieszczanie się, co umożliwia ich udział w reakcjach chemicznych.

OKRESOWOWŚĆ CECH CEMICZNYCH I FIZYCZNYCH PIERWIASTKÓW
Jeżeli będziemy umieszczać obok siebie pierwiastki chemiczne szeregując je według rosnących liczb atomowych, to dostrzeżemy, że co 8-my, co 18-ty lub co 32-gi pierwiastek wykazuje podobne cechy chemiczne. Układ zawiera 118 pierwiastków, podzielonych na siedem poziomów okresowych.

Dla tych samych powodów duże prawdopodobieństwo wykazują pierwiastki przejściowe, w których zewnętrzna powłoka kolejnych pierwiastków nie zmienia się, a zabudowie ulega w miarę wzrostu Z, druga od zewnątrz podpowłoka d.

Osiem grup (pionowych) układu okresowego tworzy odpowiednio osiem rodzin głównych o nazwach wprowadzonych od nazwy pierwszego przedstawiciela danej rodziny głównej:

1. litowce

2. berylowce

3. borowce

4. węglowce

5. azotanowce

6. tlenowce

7. fluorowce

8. helowce

Pierwiastki rozbudowujące podpowłoki d tworzą osiem rodzin pobocznych umieszczonych w ośmiu podgrupach układu okresowego. Są to:

1. miedziowce

2. cynkowce

3. skandowce

4. tytanowce

5. wanadowce

6. chromowce

7. manganowce

8. żelazowce

Grupa VIII Żelazowców dzieli się na trzy triady.
I triada – żelazowce Fe, Co, Ni
II triada – platynowce lekkie Ru, Rh, Pd
III triada – platynowce ciężkie Os, Ir, Pt

Pierwiastki zapełniające podpowłoki 4f i 5f tworzą odpowiednio dwie rodziny poddodatkowe: lantanowce i aktynowce.

Znaczenie liczby atomowej. Reguła Hunda.
Liczba atomowa mówi nam o ilości elektronów znajdujących się w atomie oraz o budowie powłok elektronowej i poziomów energetycznych.

WNIOSEK: O właściwościach pierwiastka decydują głównie powłoki zewnętrzna, a w szczególności ich kształt i ilość znajdujących się elektronów.

SYMETRIA ROZKŁADU
Dużą trwałością oznaczają się atomy o zapełnionych podpoziomach s i p powłoki zewnętrznej.
Przykładem jest wysoka trwałość i mała aktywność chemiczna helowców oraz nietrwałość i duża aktywność pierwiastków pierwszej grupy – litowców na skutek łatwego oderwania elektronu walencyjnego, oraz trwałość i aktywność pierwiastków siódmej grupy fluorowców na skutek łatwego uzupełniania zewnętrznej powłoki do ośmiu elektronów.

Wskazuje to na wyjątkową trwałość układu oktetowego w zewnętrznej, walencyjnej powłoce.
Wpływ na trwałość posiada symetria rozkładu orbitali w przestrzeni dookoła jądra.

Im symetria jest większa, tym i trwałość atomu jest większa.

Potwierdzeniem tego jest także reguła Hunda według której najkorzystniejsze energetycznie jest takie zapewnienie orbitali elektronami przy którym liczba elektronów ze spinami swobodnymi tj. liczba elektronów niesprawnych w obrębie danej wartości pobocznej liczny kwantowej l, jest jak największa.

ROZMIARY ATOMÓW I JONÓW
pm -> pikometr 10^-12

Promień atomowy pierwiastka definiuje się jako połowę odległości między środkami sąsiednich atomów.

Promie jonowy pierwiastka jest to układ pierwiastka w odległości między sąsiednimi jonami w jonowej substancji stałej.

Wielkość atomu lub jonu określa promień najbardziej zewnętrznej powłoki elektronowej.

W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają się malejąc w danym okresie od strony lewej do prawej. Wiąże się to ze wzrostem liczny protonów w jądrze tzn. z silniejszym przyciąganiem elektronów przez jądro. Tak więc w poszczególnych okresach litowce maja największe promienie atomowe, a fluorowce najmniejsze.

W obrębie grup promienie atomów wzrastają wraz ze wzrostem liczb atomowych.
Wiąże się to ze wzrostem liczby powłok elektronowych, których wpływ wzrostu ładunku jądra decydującego o zmniejszeniu średnicy atomu.
Na ogół promienie jonowe wzrastają ku dołowi grupy i maleją w okresie od strony prawej ku lewej.

Kationy są mniejsze, a aniony większe od swoich macierzystych atomów.

Atomy i jony mające jednakową liczbę elektronów noszą nazwę izoelektronowych.
Na przykład: Jony Na⁺, F^-, Mg²⁺ wszystkie trzy jony mają jednakową liczbę elektronów i jednakową konfiguracje elektronową [He] 2s² 2p² lecz ich promienie są różne ze względu na różne ładunki jądra.

Energia jonizacji – to energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu pierwiastka w fazie gazowej. Ponieważ z każdego atomu można oderwać jeden, dwa lub więcej elektronów, a oderwanie każdego elektronu wymaga innej energii,

pierwszej,
drugiej,
trzeciej,
itd. energii jonizacji.

Pierwszą energię jonizacji nazywamy energią potrzebną do przemiany: M->M⁺
drugą do przemiany M⁺->M²⁺, trzecią do przemiany M²⁺->M³⁺

a) Aby usunąć elektrony z obojętnego atomu konieczne jest dostarczenie energii w celu pokonania przyciągania częściowo ekranowego jądra.
b) Znacznie więcej energii potrzeba do odciągnięcia drugiego elektronu od kationu, gdyż w tym przypadku jądro jest słabiej ekranowane i silniej przyciąga elektron.

Metale występują w lewej dolnej części układu okresowego gdyż położone tam mają niską energie jonizacji.

Pierwsze energie jonizacji są największe dla pierwiastków położonych blisko helu, a najmniejsze dla pierwiastków położonych blisko cezu.

Zaproponuj przyczynę zmniejszenia się energii jonizacji przy przejściu od azotu (1400kJ/mol) do tlenu (1310kJ/mol).

Strategia: W przypadku atomów wieloelektronowych rolę odgrywają efekty wzajemnego odpychania się elektronów.

Rozwiązanie: Trzy zewnętrzne elektrony w atomie N zajmują trzy różne orbitale 2p, lecz jeden z orbitali 2p w atomie O jest zapełniony.
Z tego względu energia jonizacji jest mniejsza dla tlenu niż azotu.

POWINOWACTWO ELEKTRONOWE
Powinowactwo elektronowe E_pe pierwiastka jest to energia wydzielana podczas przyłączenia elektronu do atomu pierwiastka w stanie gazowym.
Cl (g) + e^- -> Cl^-(g)
E_pe= (energia Cl+e^-)-(energia Cl^-)
Dodatnie powinowactwo elektronowe oznacza, że energia anionu jest mniejsza od łącznej energii obojętnego atomu i swobodnego elektronu.

E_pe = (energia Cl+e^-)-(energia Cl^-)

Ujemne powinowactwo elektronowe oznacza, że energia anionu jest większa od energii obojętnego atomu i przyłączenie elektronu do atomu wymaga dostarczenia energii.

Gazy szlachetne mają ujemne powinowactwa elektronowe, gdyż przyłączany do nich elektron musi zająć orbital znajdujący się poza zamkniętą powłoką daleko od jądra.
Największe powinowactwo elektronowe mają pierwiastki położone blisko tlenu, fluoru, chloru.

Atomy grupy 17 mogą przyłączyć jeden elektron z uwolnieniem energii, a atomy grupy 16 mogą przyłączyć dwa elektrony po dostarczeniu osiągalnej chemicznie energii.

Fluorowce tworzą więc z reguły jony X^-, a tlenowce jony X^2-.

Przykład.
Wytłumacz dlaczego beryl ma znacznie mniejsze powinowactwo elektronowe niż lit.

Dodatni elektron obsadza orbital 2s w licie, lecz orbital 2p w berylu, a elektron 2s ma mniejsza energię niż elektron 2p.

WŁAŚCIWOŚCI PIERWIASTKÓW
Półmetale tworzą w układzie okresowym pasmo diagonalne między metalami i niemetalami. Położenie półmetali stanowi odzwierciedlenie diagonalnych powiązań między pierwiastkami.

Właściwości metali i niemetali.

Metale

Niemetale

tworzenie połyskliwej, gładkiej powierzchni w stanie stałym (bardziej reaktywne metale tworzą na powierzchni warstwę tlenków), ciągliwość i kowalność, dobre przewodnictwo cieplne, szybkie wypromieniowywanie ciepła, bardzo dobre przewodnictwo elektryczne (za przewodnictwo odpowiedzialne są ujemnie naładowane cząstki, czyli elektrony , które poruszają się w sieci krystalicznej między jonami dodatnimi. Jest to typ wiązania metalicznego), skłonność do tworzenia związków chemicznych o właściwościach raczej zasadowych i nukleofilowych, stały stan skupienia w temperaturze pokojowej (wyjątkiem jest rtęć) i z reguły dość wysoka temperatura topnienia, bezwonność.

izolatory - słabe przewodnictwo elektryczne i przewodność cieplna w porównaniu z metalami wysoka elektroujemność tlenki niemetali wykazują raczej własności kwasowe niż zasadowe formują one kryształy, które nie posiadają połysku i nie mają gładkiej powierzchni mają zwykle niższe temperatury topnienia i wrzenia niż metale o zbliżonych masach atomowych - dzięki czemu wiele z nich jest w temperaturze pokojowej cieczami lub gazami

Wszystkie pierwiastki bloku s są reaktywnymi metalami. Pierwiastki bloku p wykazują tendencję do przyłączenia elektronów w celu osiągnięcia zamkniętych powłok; charakter tych pierwiastków zmienia się od metalicznego, poprzez półmetaliczny do niemetalicznego.
Dwa powiązane diagonalnie pierwiastki często wykazują podobne właściwości chemiczne wszystkich pierwiastków bloku d, są metalami o właściwościach pośrednich między właściwościami pierwiastków bloku s i p. Wiele pierwiastków bloku d tworzy kationy na różnych stopniach utlenienia.

TEORIE TWORZENIA WIĄZAŃ CHEMICZNYCH

Cząsteczki powstają w wyniku połączenia się dwóch lub więcej atomów. Atomy łączą się ze sobą tylko wtedy, gdy energia cząsteczek produktów jest mniejsza od sumy energii atomowej i cząsteczkowej substratów.

Wszystkie atomy podczas reakcji chemicznych dążą do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego, czyli posiadania ośmiu elektronów – oktetu elektronowego – w zewnętrznej powłoce, lub posiadania dwóch elektronów – dubletu elektronowego.

Podstawy nowoczesnej interpretacji wiązań chemicznych opracował G.N. Lewis, chemik amerykański, który opisał mechanizmy tworzenia wiązań chemicznych, opierając się na zmianach położenia elektronów walencyjnych.

Elektrony walencyjne przedstawiane są przy pomocy symboli:

We wzorach Lewisa dla cząsteczek rysuje się wszystkie elektrony walencyjne takie jak elektrony tworzące wiązania chemiczne i tzw. wolne pary elektronowe.

Wzory Lewisa zapisuje się w formie uproszczonej zastępując parę elektronów kreską.

Opracowana przez G. N. Lewisa teoria tworzenia wiązań chemicznych nosi nazwę Elektronowej Teorii Wiązania Chemicznego.
Nowa teoria wyjaśnia mechanizm tworzenia wiązań chemicznych o nazwie kwantowej teorii wiązań chemicznych.

TYPY WIĄZAŃ CHEMICZNYCH

1. jonowe – eletrowalencyjne

2. atomowe – kowalencyjne

3. wiązanie metaliczne

4. siły międzycząsteczkowe

Do wiązań atomowych zalicza się również:
- wiązanie pośrednie czyli atomowe spolaryzowane (kowalencyjne- spolaryzowane)
-wiązanie donorowo – akceptorowe (koordynacyjne)

Pozostałe wiązanie siły międzycząsteczkowe to:
-wiązania wodorowe
-wiązania międzycząsteczkowe czyli wiązania siłami van der Waalsa

ELEKTRONOWA TEORIA WIĄZAŃ CHEMICZNYCH
1. Wiązania jonowe (eletrowalencyjne), sieci jonowe.
Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów o skrajnie różniących się elektroujemnościach.

Atom pierwiastka elektrododatniego oddaje, a atom pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony.
Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach przyciągające się dzięki działaniu sił elektrostatycznych, które w stanie stałym tworzą siec jonową.

Na przykład:

Atom sodu (Na) oddaje elektron i staje się kationem (Na⁺).

Atom chloru (Cl) przyjmuje elektron i staje się anionem (Cl^-).

Siły elektrostatycznego przyciągania utrzymują w trwałości cząsteczkę.

Jeżeli nie wystąpi oddziaływanie czynników zewnętrznych i jony nie mogą się przemieszczać to tworzą sieć krystaliczną. W takiej sieci krystalicznej nie ma cząsteczek, a są rozmieszczone w przestrzeni jony.

Struktura chlorku sodowego w którym każdy jon sodu jest otoczony sześcioma jonami chlorkowymi, a z kolei każdy jon chlorkowy sześcioma jonami sodowymi i nie można rozróżnić, który z jonów sodu do którego z jonów chloru należy i na odwrót.
Cały kryształ można tu traktować jako jedną makrocząsteczkę.

Podobny przebieg ma reakcje tworzenie cząsteczki MgO.

2Mg + O₂ -> 2MgO

Typowymi związkami jonowymi są halogenki, tlenki oraz siarczki litowców i berylowców.
Z wiązaniami jonowymi spotykamy się również w cząsteczkach soli kwasów tlenowych, które występuje między kationem metalu, a anionem reszty kwasowej.
Charakterystyczne dla związków chemicznych o budowie jonowej jest przewodzenie prądu elektrycznego po stopieniu lub rozpuszczeniu w wodzie.

2. Wiązania atomowe (kowalencyjne).
Wiązania te powstają, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych wartościach elektroujemności.
Wiążące się atomy dążą do osiągnięcia struktury oktetowej najbliższego gazu szlachetnego. Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H₂, Cl₂, O₂,N₂, itp.

Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe)
Pamiętaj, jeśli różnica elektroujemności atomów tworzących wiązanie jest równa zero, a więc są to te same pierwiastki, to powstanie wiązanie atomowe (kowalencyjne niespolaryzowane). Polega ono na uwspólnieniu elektronów walencyjnych obu atomów i elektrony te znajdują się dokładnie w środku pomiędzy tymi atomami.

1. Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego w cząsteczce chloru.

-powstaje w wyniku uwspólnieniu elektronów.

Pary elektronów walencyjnych nie biorących udziału w wiązaniu noszą nazwę wolnych elektronów. Jeżeli utworzenie jednej wiążącej pary elektronowej nie wystarcza do utworzenia oktetu, atom może wykorzystać dwa lub trzy elektrony tworząc wiązanie podwójne lub potrójne.

1. Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego w cząsteczce azotu

Atom może utworzyć tyle wiązań ile ma niesparowanych elektronów. W wiązaniu jonowym para elektronowa całkowicie jest przesunięta do atomu bardziej elektroujemnego. W wiązaniu atomowym wiążąca para elektronowa znajduje się w jednakowej odległości od jąder atomów tworzących wiązanie.

Wiązanie atomowe (kowalencyjne – spolaryzowane)
Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym, a atomowym; łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znaczną.
Jednym z przykładów tego wiązania może być połączenie chloru z wodorem w cząsteczce chlorowodoru.

1. Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego – spolaryzowanego w cząsteczce chlorowodoru

Cząsteczki z wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego z powodu nierównomiernego, niesymetrycznego rozmieszczenia ładunków w stosunku do środka cząsteczki wykazują biegunowość. Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami tak zwanymi cząsteczkami dwubiegunowymi.

Cząsteczki dwubiegunowe mają tzw. moment dipolowy. (µ)

Substancja	Moment dipolowy µ (10^-30 C∙m)
C6H6	0
CCl4	0
NH3	4,908
CO	0,366
CO2	0
H2O	6,186

Wiązanie donorowo – akceptorowe (koordynacyjne)
Jest to wiązanie atomowe, w którym wszystkie elektrony wiązania pochodzą od jednego atomu (tzw. donor); drugi atom (tzw. akceptor) uzupełnia własną powłokę walencyjną elektronami donora.

Najprostszym przykładem powstawania wiązania donorowo-akceptorowego jest tworzenie się jonu amonowego. Azot w cząsteczce amoniaku mający wolną parę elektronową przyłącza (dokoordynowuje) do niej jon wodorowy. Sposób powstawania tego wiązania jest inny niż powstawanie trzech pozostałych wiązań między atomami wodoru z azotem, w których każdy atom wodoru oddaje do wiązania jeden własny elektron. Po utworzeniu jednak wiązania donorowo-akceptorowego wszystkie cztery atomy wodoru w jonie amonowym stają się równocenne.

3. Wiązanie metaliczne
Tworzy się ono pod wpływem elektrycznego przyciągania między jądrami atomowymi i swobodnie poruszającymi się elektronami pochodzącymi z zewnętrznych powłok elektronowych atomów.

Tak więc metal (sód) składa się z sieci dodatnich jonów, zanurzonych w gazie swobodnie poruszających się elektronów walencyjnych, które straciły bezpośredni związek z atomami macierzystymi i stanowią niejako wspólną własność wszystkich jonów równocześnie.

Opierając się na prawach mechaniki kwantowej zakłada się istnienie w krysztale poziomów elektronowych i odpowiadających im pasm stanów energetycznych.

Najwyższe zapełnione pasmo energetyczne nosi nazwę pasma walencyjnego V, następne, położone wyżej (nie zapełnione), pasma przewodnictwa L.
Jeżeli pasmo walencyjne i pasmo przewodnictwa mają zbliżone energie (nakładają się), wtedy substancja może przewodzić prąd elektryczny. Przykładem są różnego rodzaju metale.
W przypadku znacznej różnicy energii pomiędzy pasmem walencyjnym i pasmem przewodnictwa, elektrony nie są w stanie przejść do pasma przewodnictwa. Obserwujemy wtedy brak przewodnictwa elektrycznego a sama substancja jest izolatorem. Stanem pośrednim jest stan półprzewodnictwa.

Łączenie się między sobą obojętnych cząsteczek i helowców tłumaczy się występowaniem sił przyciągania i odpychania, które noszą nazwę oddziaływań międzycząsteczkowych.

Istnieją trzy główne typy oddziaływań międzycząsteczkowych:

1. wodorowe

2. siły van der Waalsa

3. oddziaływanie jon – jon

Wiązanie van der Waalsa (międzycząsteczkowe).
Siły te są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i jąder w cząsteczkach. Powstają szybkozmienne dipole, które wzajemnie przyciągają się, zwiększając w miarę zbliżania się wzajemną polaryzację elektronową.

Wzrost sił van der Waalsa powoduje wzrost temperatury wrzenia pierwiastków.

I tak atom wodoru F₂ ma tylko 9 elektronów, fluktuacje (szybkie zmiany położenia w przestrzeni)
w tej chmurze elektronowej są małe i oddziaływania międzycząsteczkowe są tak słabe, że gazowy fluor wrze w temperaturze -188^oC. W atomie takim jak brom Br₂ mamy 35 elektronów, fluktuacje są zdecydowanie większe a efektem tego jest zmiana temperatury wrzenia, która dla bromu wynosi 59^oC.

Siły van der Waalsa są siłami typu uniwersalnego. Odnoszą się do wszystkich cząsteczek niezależnie od ich kształtu i wielkości.

Wiązanie wodorowe
Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym z atomem o dużej elektroujemności, a atomem z wolnymi parami elektronowymi.

Wiązanie wodorowe oznacza się kropkami, by odróżnić je od prawdziwego wiązania kowalencyjnego, np. we wzorze;

O istnieniu tego rodzaju wiązania świadczą wyjątkowo wysokie temperatury wrzenia wody, amoniaku i fluorowodoru. Jest ono utworzone przez atom wodoru położony między dwoma małymi, silnie elektroujemnymi atomami zawierającymi wolne pary elektronowe.

Donorami wolnych par elektronowych w szczególności atomy N, O i F.

Aby zrozumieć powstawanie wiązania wodorowego, posłużymy się cząsteczką wody w której mamy silnie spolaryzowane wiązanie O-H. Elektroujemny atom O silnie przyciąga elektrony wiązania, co powoduje, że atom H uzyskuje duży cząstkowy ładunek dodatni. Dodatnio naładowany atom wodoru jest silnie przyciągany przez jedną z wolnych par elektronowych atomu O sąsiedniej cząsteczki wody. W wyniku silnego oddziaływania wolnej pary elektronowej o ładunku ujemnym i cząstkowego ładunku dodatniego powstaje wiązanie.
Wiązania wodorowe mogą tworzyć się pomiędzy różnymi cząsteczkami. Takie wiązanie nosi nazwę międzycząsteczkowego wiązania wodorowego. Przykładem mogą być wiązania tworzące się pomiędzy już opisanymi cząsteczkami wody.
Ten typ wiązania wpływa, między innymi na wartość temperatury wrzenia, temperatury topnienia oraz rozpuszczalności.