Transcript 1/2 lub +1/2

Założenia atomistycznej teorii budowy
materii
1.
2.
3.
Wszystkie substancje składają się z niezmiernie małych,
niepodzielnych cząstek, zwanych atomami,
zachowujących swoją indywidualność we wszystkich
przemianach chemicznych.
Atomy danego pierwiastka są identyczne pod każdym
względem, m.in. mają jednakową masę. Atomy różnych
pierwiastków różnią się swoimi własnościami, mają też
różne masy.
Związki chemiczne powstają wskutek łączenia się
atomów różnych pierwiastków w określonych i stałych
stosunkach liczbowych. Masy atomów nie ulegają
zmianie w czasie reakcji chemicznej.
1.
2.
3.
4.
5.
Prawo zachowania masy – we wszystkich reakcjach chemicznych
masa produktów równa się masie substancji wyjściowych
(substratów).
Prawo stosunków stałych – stosunek ilości wagowych
pierwiastków łączących się w dany związek jest stały.
Prawo stosunków wielokrotnych – jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze
sobą dwa lub więcej związków, to ilości wagowe jednego z nich,
łączące się w tych związkach z tą samą ilością wagową drugiego,
mają się do siebie jak proste liczby naturalne.
Prawo objętościowe Gay-Lussaca – objętości substancji gazowych
(mierzonych w tej samej temperaturze i pod tym samym
ciśnieniem) biorących udział w danej reakcji chemicznej mają się
do siebie jak proste liczby naturalne.
Hipoteza Avogadro – jednakowe objętości dwóch różnych gazów
znajdujących się w tej samej temperaturze i pod tym samym
ciśnieniem zawierają jednakową liczbę cząsteczek
1. Stała Avogadra – 6,0221·1023
2. 1 mol = 6,0221·1023 sztuk: cząsteczek,
jonów, atomów, elektronów, protonów…)
Części składowe atomu
• Atom jest elektrycznie obojętną mikrostruktrą zbudowaną
z dodatnio naładowanego jądra otoczonego zespołem
ujemnych elektronów. Stanowi on najmniejszą ilość
pierwiastka zachowującą jego właściwości.
cząstka
symbol
masa [u]
masa
przybliżona
[u]
ładunek
[e]
proton
p
1,007278
1
+1
neutron
n
1,008615
1
0
elektron
e
0,000548
1
1825
-1
Atomowa jednostka masy – jest to
atomu węgla C-12
1
12
masy
Elementarna jednostka ładunku – jest to
wartość równa ładunkowi elektrycznemu
jaki ma elektron
e  1,6 ·10-19C
• Liczba atomowa Z – określa liczbę protonów w danym
atomie
• Liczba masowa A - określa sumę protonów i neutronów w
danym atomie
N = A – Z, N – liczba neutronów w danym jądrze atomowym
nukleon - suma protonów i neutronów w jądrze
atomowym
• Pierwiastek chemiczny – zbiór atomów o tej
samej wartości liczby masowej A i atomowej Z
• Izotopy – zbiór atomów o tej samej liczbie
atomowej Z, a różnej wartości liczby masowej A
• Izobary – zbiór atomów o tej samej wartości
liczby masowej A i różnej liczbie atomowej Z
Budowa atomu
wodoru
teoria Nielsa Bohra
Bohr przyjął za punkt
wyjścia model
jądrowy Rutherforda:
zakładający, że w
geometrycznym
środku atomu znajduje
się jądro wokół,
którego krąży elektron
Postulaty Bohra
Postulat I
• Elektron w atomie może przebywać w jednym z wielu
stanów energetycznych ( tzw. stanów stacjonarnych), w
których jego energia ma ściśle określoną stałą wartość
h
mvr  n
2
m – masa elektronu, V – prędkość, r – promień orbity, h=6,625 ·10-34J ·s
- stała Plancka, n – kolejne liczby całkowite
Postulat II
Elektron może pobrać kwant energii docierającej do
atomu z zewnątrz i przejść do stanu stacjonarnego o
wyższej energii lub może oddać kwant energii w formie
fali elektromagnetycznej i przejść do stanu
stacjonarnego o niższej energii
Schemat powstawania serii widma
emisyjnego wodoru.
Podstawy współczesnej teorii kwantowej
• Elektron w atomie może przebywać w jednym z wielu
możliwych stanów tzw. stanów kwantowych, z których
każdy jest określony skwantowanymi wartościami
wielkości: energii (n)- główna liczba kwantowa,
momentu pędu (krętu) (l) – orbitalna (poboczna) liczba
kwantowa,
rzutu momentu pędu na wyróżniony kierunek (m) –
magnetyczna liczba kwantowa,
spinu (S) – spinowa liczba kwantowa,
rzutu spinu na wyróżniony kierunek (ms) – magnetyczna
spinowa liczba kwantowa.
W
żadnym
stanie
kwantowym
elektron
nie
wypromieniowuje ani nie pochłania energii, nie zmienia
wartości momentu pędu i spinu ani ich orientacji
przestrzennej
 Nie można określić równocześnie dokładnego położenia i
pędu elektronu w danej chwili – zasada nieoznaczoności
Heisenberga
 Ruch elektronu w atomie można opisać równaniem
różniczkowym (równaniem Schrödingera), którego
rozwiązaniem są funkcje falowe i odpowiadające im
wartości energii
HY = EY
Operator H działa na funkcję Y = (energia całkowita) razy funkcja Y
 Dla każdego stanu kwantowego można obliczyć
prawdopodobieństwo przebywania elektronu w
danej odległości od jądra oraz określić kształt i
rozmiary orbitalu atomowego.
Orbital atomowy jest to najmniejszy obszar
przestrzeni wokółjądrowej, wewnątrz którego
prawdopodobieństwo znalezienia elektronu ma
określoną wartość (90%)
 Zbiór stanów kwantowych o wspólnej wartości głównej
liczby kwantowej n – nazywamy powłoką elektronową;
liczba stanów kwantowych jest określona iloczynem 2n2
wartość n
nazwa powłoki
1 2 3 4 5 6 7 ...
K L M N O P Q ...
Główna liczba kwantowa n decyduje o wielkości orbitalu
 Zbiór stanów kwantowych, z których wszystkie mają
wspólną wartość głównej liczby kwantowej n oraz
wspólną wartość orbitalnej liczby kwantowej l –
nazywamy podpowłoką kwantową – liczba stanów
kwantowych wynosi 4l+2
wartość l
0 1 2 3 4 5 6 ...
symbol podpowłoki
s p d f g h i ...
Orbitalna liczba kwantowa l decyduje o kształcie orbitalu
Orbitalna liczba kwantowa l przyjmuje wartości od 0 do (n-1)
 Zbiór stanów kwantowych o wspólnych wartościach
głównej n, orbitalnej l i magnetycznej m liczby kwantowej
– nazywamy poziomem orbitalnym. Liczba poziomów
orbitalnych w powłoce wynosi n2, a w podpowłoce 2l+1.
Do każdego poziomu orbitalnego należą dwa stany
kwantowe różniące się orientacją przestrzenną spinu.
magnetyczna liczba kwantowa m decyduje o orientacji
przestrzennej orbitalu.
 magnetyczna liczba kwantowa m przyjmuje następujące
wartości: od –l do +l z zerem włącznie
 Spinowa liczba kwantowa S nie wpływa na zróżnicowanie
stanów kwantowych i przyjmuje wartość równą ½
 Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms określa liczbę
stanów kwantowych w poziomie orbitalnym i przyjmuje
wartość –1/2 lub +1/2
 Elektron może absorbować kwant energii docierający do
atomu z zewnątrz i przejść do stanu kwantowego o
wyższej energii lub może emitować do otoczenia kwant
energii w formie fali elektro magnetycznej przechodząc do
stanu o niższej energii
Kształty orbitali
Orbital typu s
Orbitale typu p
Orbitale typu d
• Wektor orbitalnego momentu L jest skwantowany w przestrzeni.
Względem danego kierunku z dozwolone są jedynie pewne ustawienia
wektora L.
Modele atomu wodoru
Konfiguracja elektronowa
• Konfiguracja
elektronowa,
czyli
rozmieszczenie elektronów w atomie, daje
chemikowi cenne informacje, pozwalające
przewidywać właściwości i zachowanie się
pierwiastka w różnych warunkach oraz
reakcje chemiczne, w jakie może wchodzić
Rozmieszczenie elektronów na poziomach kwantowych
n
powłoka
l
pod
powło
ka
m
1s
0
1
K
0 (s)
2
L
0 (s)
1 (p)
2s
2p
0
+1,0,-1
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3s
3p
3d
0
+1,0,-1
+2, +1,0, -1,-2
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
4s
4p
4d
4f
0
+1,0,-1
+2, +1,0, -1,-2
+3,+2, +1,0, -1,-2,-3
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
4 (g)
5s
5p
5d
5f
5g
0
+1,0,-1
+2, +1,0, -1,-2
+3,+2, +1,0, -1,-2,-3
+4,+3,+2, +1,0, -1,-2,-3,-4
3
4
5
M
N
O
ms
1

2

1
2
Największa możliwa liczba
elektronów
W podpowłoce
W powłoce
2
2
2
6
8
1

2
2
6
10
1
2
2
6
10
14
1
2
2
6
10
14
18


18
32
50
 Zakaz Pauliego :
W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony, których stan
kwantowy nie różniłby się przynajmniej jedną liczbą
kwantową
 Zasada Hunda

Liczba niesparowanych elektronów w danej
podpowłoce powinna być możliwie największa

Pary elektronów w danej podpowłoce tworzą się
dopiero po zapełnieniu wszystkich poziomów orbitanych
danej podpowłoki przez elektrony niesparowane

elektrony niesparowane w poziomach orbitalnych
danej podpowłoki mają jednakową wartość spinu
Kolejność obsadzania poziomów
energetycznych
Przykłady konfiguracji elektronowej
• Sód
23
11
Na
• Żelazo
1s22s22p63s1
• 1s2
• 2s2
• 3s1
2p6
•
•
•
•
56
26
Fe
1s22s22p63s23p63d64s2
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
3d6
4s2
Elektrony walencyjne
• Elektrony znajdujące się na ostatniej powłoce
słabo związane z jądrem atomu – decydują o
właściwościach chemicznych danego pierwiastka
Układ okresowy pierwiastków
• Prawo okresowości w swojej współczesnej
wersji mówi, że właściwości pierwiastków
chemicznych uporządkowanych według
wzrastających
liczb
atomowych
Z
powtarzają się okresowo.
Okresowość cech chemicznych
• Własności chemiczne, a szczególnie okresowość
ich zmian można odczytać z katalogu elektronów.
• Najprostsze zależności występują w przypadku
pierwiastków grup głównych. Podczas tworzenia
wiązania elektrony są tak oddawane, pobierane lub
rozdzielane między partnerami wiązania, aby
została osiągnięta najbliższa konfiguracja gazu
szlachetnego.
• Konfiguracji gazu szlachetnego odpowiada ośmioelektronowa
powłoka zewnętrzna, mówi się wtedy o tworzeniu oktetu lub o
regule oktetu. W tych przegrupowaniach elektronów
towarzyszących tworzeniu się związku chemicznego
uczestniczą tylko elektrony walencyjne. Ponieważ zarówno
liczba elektronów walencyjnych, jak i liczba niesparowanych
elektronów powtarzają się z określoną prawidłowością, to
uzależnione od nich właściwości chemiczne zmieniają się
okresowo.
• Pierwiastki znajdujące się jeden pod drugim mają jednakowe
liczby elektronów walencyjnych, a zatem tworzą też szeregi
związków o jednakowym wzorze ogólnym. W obrębie danej
grupy właściwości zmieniają się monotonicznie, natomiast w
obrębie jednego okresu własności te zmieniają się skokowo od
grupy do grupy.
Promień atomowy
• Promień atomy pierwiastka definiuje się jako połowę odległości między
środkami sąsiednich atomów.
- Jeśli pierwiastek jest metalem chodzi o odległość między środkami
sąsiednich atomów w fazie stałej – np. odległość między sąsiednimi
jądrami atomów miedzi wynosi 256 pm to promień atomowy jest równy
128 pm.
- Jeśli pierwiastek jest niemetalem, to rozpatrujemy odległość między
środkami atomów połączonych wiązaniem chemicznym – połowę tej
odległości nazywamy wtedy promieniem kowalencyjnym, np. odległość
między jądrami chloru w cząsteczce Cl2 wynosi 198 pm, więc promień
atomowy jest równy 99 pm.
• Promienie atomowe wzrastają ku dołowi grupy i maleją w
okresie od strony lewej do prawej
Promień jonowy
• Promień jonowy pierwiastka jest określany jako
udział w odległości między sąsiednimi jonami w
jonowej substancji stałej.
• Odległość między jadrami kationu i sąsiadującego
z nim anionu jest sumą dwóch promieni
jonowych.
• Promienie jonowe kationów są z reguły mniejsze
niż promienie anionów.
• Na ogół promienie jonowe wzrastają ku dołowi
grupy i maleją w okresie od strony lewej do
prawej. Kationy są mniejsze, a aniony – większe
od swych macierzystych atomów.
Energia jonizacji
• Jest to energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu
pierwiastka w fazie gazowej - pierwsza energia jonizacji
• Cu(g) → Cu(g)+ + e- I1=785 kJ/mol
• Druga energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania
elektronu od pojedynczo naładowanego kationu w fazie
gazowej
• Cu(g)+ → Cu(g)2+ + e- I2=1958 kJ/mol
• Wszystkie energie jonizacji są dodatnie, ponieważ oderwanie
elektronu od atomu wymaga dostarczenia energii.
• Pierwsze energie jonizacji są największe dla pierwiastków
położonych bliska hel, a najmniejsze dla pierwiastków
położonych blisko cezu.
• Metale mają niskie wartości energii jonizacji , więc łatwo tracą
elektrony.
Potencjały jonizacyjne, w
zależności od wzrastającej
liczby atomowej
pierwiastków.
Pierwszy potencjał jonizacji
pierwiastki I, II i III okresu .
Powinowactwo elektronowe
• Ep,e – jest to energia wydzielona podczas
przyłączenia elektronu do atomu pierwiastka w
stanie gazowym
• Cl(g) + e- → Cl(g)• Dodatnie powinowactwo elektronowe oznacza, że
energia anionu jest mniejsza od łącznej energii
atomu i swobodnego elektronu.
• Największą wartość powinowactwa
elektronowego posiadają pierwiastki położone
blisko tlenu, fluoru i chloru
Podsumowanie
• Wszystkie pierwiastki bloku s są reaktywnymi
metalami
• Pierwiastki bloku p wykazują tendencje do
przyłączania 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
• Wszystkie pierwiastki bloku d są metalami o
właściwościach pośrednich między właściwościami
pierwiastków bloku s i p. Wiele pierwiastków bloku d
tworzy kationy na różnych stopniach utlenienia
• Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych przyłączają
elektrony, przyjmując w związkach ujemne stopnie utlenienia lub
tworzą jony ujemne - nazywamy elektroujemnymi.
• Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych "tracą"
elektrony lub tworzą jony dodatnie - nazywamy elektrododatnimi
Skala elektroujemności Paulinga:
• Oparta jest na wartości energii wiązań
• Energia wiązania jest równa różnicy między energią
cząsteczki a energią tworzących ją atomów
• W przypadku cząsteczek dwuatomowych
energia
wiązania odpowiada energii potrzebnej do rozerwania
cząsteczki na atomy
• Skala elektroujemności pozwala na przybliżone
szacowanie trwałości i mocy wiązań.
Skala elektroujemności Paulinga
Teorie tworzenia wiązań chemicznych:
• elektronowa teoria wiązania chemicznego –(Kossel,
Lewis (1916) Langmuir (1919)) :
opiera się na trwałości konfiguracji oktetowej i w sposób jednolity na
podstawie reguły oktetu i dubletu wyjaśnia różne typy i liczby wiązań
w związkach chemicznych.
• kwantowa teoria tworzenia wiązań chemicznych:
– teoria orbitali molekularnych (MO) –zakłada, że wiążące
elektrony zajmują orbitale molekularne, przypominające orbitale
atomowe, lecz obejmujące całe cząsteczki
– teoria wiązań walencyjnych (VB)- opisuje powstanie wiązania
jako wynik sparowania elektronów w orbitalach atomowych
łączących się atomów
Wiązania chemiczne
• Cząsteczki powstają w wyniku połączenia się dwóch lub
więcej atomów. Atomy łączą się ze sobą tylko wtedy, gdy
energia cząsteczki jest mniejsza od sumy energii
poszczególnych atomów. Oznacza to, że proces tworzenia
się cząsteczki powinien być energetycznie korzystny, a
więc powinien prowadzić do osiągnięcia przez układ
minimum energii. A to oznacza, że w procesie łączenia się
atomów w cząsteczkę jest uwalniana energia. Najczęściej
uwalniana energia ma postać ciepła.
• wszystkie atomy podczas reakcji chemicznych dążą do
uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu
szlachetnego, czyli posiadania ośmiu elektronów - oktetu
elektronowego na zewnętrznej powłoce, lub posiadania
dwóch elektronów - dubletu elektronowego
Wielkości charakteryzujące wiązanie
• energia dysocjacji (energia wiązania)
• odległość pomiędzy atomami (długość wiązania)
• kąt pomiędzy kierunkami wiązań (kąt walencyjny).
Typy wiązań chemicznych
• wiązanie jonowe czyli elektrowalencyjne
• wiązanie atomowe czyli kowalencyjne
• wiązanie pośrednie czyli atomowe spolaryzowane
(kowalencyjne spolaryzowane)
• wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne)
• wiązanie wodorowe
• wiązanie międzycząsteczkowe czyli wiązanie
siłami van der Waalsa
Wiązanie jonowe (elektrowalencyjne)
• Wiązania jonowe występują w układach złożonych z
atomów skrajnie różniących się elektroujemnością
Wiązanie atomowe (kowalencyjne)
• Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają, gdy łączą się z sobą
atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych
wartościach elektroujemnością
Wiązanie atomowe (kowalencyjne) spolaryzowane
• Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem
pośrednim między jonowym a atomowym; powstaje
wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków
różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak
w przypadku tworzenia wiązania jonowego.
Wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne)
• Wiązanie donorowo-akceptorowe tym różni się od
wiązania atomowego lub atomowego spolaryzowanego, że
para elektronowa tworzących wiązanie oddawana jest
przez jeden z dwóch łączących się atomów.
Wiązanie metaliczne
• Pojęcie wiązania metalicznego stosowane jest dla
scharakteryzowania wiązania chemicznego istniejącego
pomiędzy atomami metalu w stanie stałym kiedy mamy do
czynienia z tzw. siecią metaliczną.
Wiązanie wodorowe
• Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem
wodoru
związanym
z
atomem
o
dużej
elektroujemności, a atomem z wolnymi parami
elektronowymi.
Wiązania van der Waalsa
• Siły van der Waalsa są wynikiem wzajemnego
oddziaływania
elektronów
i
jąder
w
cząsteczkach - polegają one na przyciąganiu się
szybkozmiennych
albo
falujących
dipoli.
W wyniku ruchu elektronów walencyjnych gęstość
ładunku ujemnego na zewnętrznej powłoce
atomów ulega szybkim fluktuacjom wzbudzając
podobną fluktuację w powłoce walencyjnej
sąsiednich atomów. Powstają szybkozmienne
dipole, które wzajemnie przyciągają się
zwiększając, w miarę zbliżania się, wzajemną
polaryzację elektronową.
Teoria orbitali molekularnych
• Teoria ta zakłada, że podczas powstawania wiązania
chemicznego chmury elektronowe orbitali (zawierających
niesparowany elektron) każdego z wiążących się atomów
przenikają się lub nakładają nawzajem i powstają w ten sposób
tzw. orbitale molekularne.
• Przy kombinacji dwu orbitali atomowych tworzą się dwa
energetycznie różne orbitale cząsteczkowe:
jeden (nisko energetyczny) wiążący (σ1s) gdy występuje
interferencja konstruktywna- amplitudy fal się dodają
Ψ = ΨA + ΨB
i jeden (wysoko energetyczny) antywiążący (σ*1s) –
interferencja destruktywna – amplitudy fal się odejmują
Ψ = ΨA - ΨB
wiązanie 
Nakładanie się osiowe orbitali s
Nakładanie się osiowe orbitali s i p
Nakładanie się osiowe orbitali p
Nakładanie boczne orbitali p
Wiązanie 
Teoria wiązań walencyjnych
• Teoria wiązań walencyjnych opisuje powstawanie
wiązania jako wynik sparowania elektronów w orbitalach
atomowych łączących się atomów. Punktem wyjścia dla tej
teorii jest założenie, że w cząsteczce nie jest możliwe
odróżnienie elektronu (1) należącego do atomu A od
elektronu (2) należącego do atomu B.
• nie można traktować orbitali atomowych w cząsteczce
w izolacji od siebie bez uwzględnienia ich wzajemnego
oddziaływania, jeżeli takie oddziaływanie może
doprowadzić do zmniejszenia energii wewnętrznej układu.
• przez wzajemne "wymieszanie" orbitalu s i orbitalu p
powstają
korzystniejsze
dla
tworzenia
wiązań
chemicznych,
dwa
równorzędne
orbitale
sp.
Hybrydyzacja
• Proces tworzenia takich orbitali nazywamy hybrydyzacją,
a powstałe w ten sposób orbitale - orbitalami
zhybrydyzowanymi
Typy orbitali zhybrydyzowanych
Cząsteczka BeH2
Hybrydyzacja sp - liniowa
H---Be---H
Hybrydyzacja sp2 - trygonalna
Cząsteczka BF3
Hybrydyzacja sp3 - tetraedryczna
Cząsteczka CH4
Przykłady orbitali zhybrydyzowanych
Podsumowanie
• Różnica między teorią MO a teorią VB polega na
tym, że orbital molekularny określa obszar
przestrzeni, który może , ale nie musi, być zajęty
przez najwyżej dwa elektrony. Orbital molekularny
tworzy się przez nałożenie orbitali atomowych, a
elektrony wprowadza się później.
• W teorii VB elektrony uczestniczą w łączeniu się
orbitali i nigdy nie myślimy o „pustym” obszarze
wiążącym
Nazwy jonów dodatnich – kationy
nazwę kationu tworzy się od nazwy pierwiastka w
dopełniaczu
•
•
•
•
Li+ - jon litu
Cu2+ - jon miedzi II
Hg22+ - jon dirtęci I
H+ - jon wodoru I lub hydron- (gdy liczba
przyłączonych cząsteczek nie jest znana lub
nieistotna)
• H3O+ - jon oksoniowy lub oksonium
• NH4+ - jon amonu lub jon amonowy, amonium,
azanium
• UO22+ - jon uranylowy VI lub jon dioksouranu VI
Nazwy anionów tworzy się za pomocą końcówki „owy” dołączonej do nazwy grupy lub pierwiastka
• H- - jon wodorkowy
• OH- - anion
wodorotlenowy
• F- - jon fluorkowy
• S2- - jon siarczkowy
• C4- - jon węglikowy
• O2- - jon ditlenkowy(-1)
nazwa dopuszczalnaanion ponadtlenkowy
• O22- - jon ditlenkowy (-2)
nazwa dopuszczalnaanion nadtlenkowy
• O3- - jon tritlenkowy (-1)
nazwa dopuszczalna anion
ozonkowy
• N3- - jon triazotkowy(1-)
• NO3- - jon azotanowy V
• HSO4- - jon
wodorosiarczanowy VI
• SCN- - jon tiocyjnianowy
Nazewnictwo tlenków
• Tlenki to związki o wzorze ogólnym EnOm E –jest
symbolem dowolnego pierwiastka z wyjątkiem fluoru
• Nazwy tlenków prostych tworzy się łącząc słowo
tlenek z nazwą pierwiastka w dopełniaczu a w
nawiasie podaje się stopień utlenienia
• Cl2O7 – tlenek chloru VII
• NO2 – tlenek azotu IV
• Al2O3 – tlenek glinu
• FeO – tlenek żelaza II
• Cs2O tlenek cezu
• Pb2PbO4 tlenek diołowiu II ołowiu IV –tlenek
mieszany
• H2O2 – nadtlenek wodoru
Podział tlenków
• Kwasowe – reagujące z zasadami- w reakcji z
wodą dają kwasy
• Zasadowe- reagujące z kwasami – w reakcji z
wodą dają zasady
• Amfoteryczne – reagują z kwasami i zasadami
• Obojętne – niereagujące z kwasami, zasadami i
wodą – mogą rozpuszczać się w wodzie na
zasadzie fizycznej rozpuszczalności
Tlenki reagujące z wodą
Tlenki kwasowe
Tlenki zasadowe
Tlenki
amfoteryczne
Niemetali
SO2 , NO2
Metali
CrO3 , Mn2O7
Metali K2O, CaO
Półmetali As2O3
Metali V2O5
Tlenki niereagujące z wodą
Tlenki
obojętne
CO, SiO,
NO, N2O
Tlenki o
charakterze
kwasowym
Niemetali SiO2
Metali MoO3
Tlenki o
charakterze
zasadowym
Metali NiO,
CrO
Tlenki
amfoteryczne
Półmetali
GeO2
Metali Al2O3,
BeO, ZnO
Nazewnictwo związków z wodorem
• Związki z wodorem opisuje wzór ogólny EnHm lub HmEn.
Wybór właściwego wzoru zależy od relacji
elektroujemności danego pierwiastka i wodoru.
Wzór
Nazwa zwyczajowa
(dopuszczalna)
Nazwa systematyczna
HF
HCl
HBr
HI
Fluorowodór
Chlorowodór
Bromowodór
jodowodór
Fluorek wodoru
Chlorek wodoru
Bromek wodoru
Jodek wodoru
Wzór Nazwa zwyczajowa
(dopuszczalna)
Nazwa systematyczna
B2H6 Diborowodór (6) lub diboran
(6)
CH4 Metan
SiH4 Silan
NH3 Amoniak
N2H4 Hydrazyna
PH3 Fosfina
H2O Woda
H2S Siarkowodór
H2Se Selenowodór
H2Te tellurowodór
Diborowodór (6) lub
diboran (6)
metan
Silan
Azan
Diazan
Fosfan
Oksydan
Sulfan
Selan
tellan
Nazewnictwo wodorotlenków
• Wzór ogólny wodorotlenków – M(OH)n gdzie M
oznacza atom metalu
• Nazwy wodorotlenków tworzy się łącząc słowo
wodorotlenek z nazwą pierwiastka w dopełniaczu
w nawiasie podając stopień utlenienia.
• KOH- wodorotlenek potasu
• Cu(OH)2 – wodorotlenek miedzi II
Nazewnictwo kwasów
• Wzór ogólny kwasów HnR
• Kwasy beztlenowe nie zawierają w swojej
cząsteczce grupy E-O-H
• Nazwy anionów kwasów beztlenowych mają
końcówkę –owy, a nazwy soli tych kwasów –ek.
• Kwasy tlenowe- oksykwasy zawierają w swojej
cząsteczce grupę E-O-H
• Nazwy kwasów tlenowych mają końcówkę –owy,
nazwy ich anionów –anowy, a nazwy soli -an
Kwasy beztlenowe
Wzór
kwasu
Wzór
reszty
kwasowej
Nazwa zwyczajowa
Nazwa
systematyczna
Nazwa soli
HF(aq)
HCl(aq)
HBr(aq)
HI(aq)
H2S(aq)
HCN(aq)
NH 3
HNCO
FClBrIS2CNN3NCO-
kwas fluorowodorowy
kwas chlorowodorowy
kwas bromowodorowy
kwas jodowodorowy
kwas siarkowodorowy
kwas cyjanowodorowy
kwas azotowodorowy
kwas izocyjanowy
Fluorek wodoru
Chlorek wodoru
Bromek wodoru
Jodek wodoru
Siarczek (di)wodoru
cyjanek wodoru
Azydek wodoru
kwas izocyjanowy
Fluorek
Chlorek
Bromek
Jodek
Siarczek
cyjanek
Azydek
izocyjanian
Kwasy tlenowe
Wzór
kwasu
Wzór reszty
kwasowej
Nazwa w systemie Stocka
Nazwa soli
H3AsO3
H3AsO4
HNO2
HNO3
(HBO2)n
H3BO3
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
AsO33AsO43NO2NO3BO2BO33ClOClO2ClO3ClO4-
kwas arsenowy III
kwas arsenowy V
kwas azotowy III
kwas azotowy V
kwas metaborowy
kwas ortoborowy
kwas chlorowy I
kwas chlorowy III
kwas chlorowy V
kwas chlorowy VII
Arsenian III
Arsenian V
Azotan III
azotan V
Metaboran
Ortoboran
Chloran I
Chloran III
Chloran V
Chloran VII
Kwasy tlenowe
Wzór kwasu
Wzór reszty Nazwa w systemie Stocka
kwasowej
Nazwa soli
H2CrO4
H2Cr2O7
H3PO3
CrO42Cr2O72PHO32PO3PO43P2O74IO4IO65SiO44SiO32-
Chromian VI
Dichromian VI
fosforan III
metafosforan V
(orto)fosforan V
Difosforan V
(meta)jodanVII
ortojodanVII
ortokrzemian
metakrzemian
(H2PHO3)
(HPO3)n
H3PO4
H4P2O7
HIO4
H5IO6
H4SiO4
(H2SiO3 )n
kwas chromowy VI
kwas dichromowy VI
kwas fosforowy III
kwas metafosforowy V
kwas (orto)fosforowy V
kwas difosforowy V
kwas (meta)jodowyVII
kwas ortojodowyVII
kwas ortokrzemowy
kwas metakrzemowy
Kwasy tlenowe
Wzór kwasu
Wzór
reszty
kwasowej
Nazwa w systemie Stocka
Nazwa soli
HMnO4
H2MnO4
H2SO3
(SO2•H2O)
H2SO4
H 2 S2 O 7
H 2 S2 O 8
H 2 S2 O 3
MnO4MnO4 2SO32SO42S2O72S2O82S2O32-
kwas manganowyVII
kwas manganowy VI
kwas siarkowy IV
kwas siarkowy VI
kwas disiarkowy VI
kwas peroksodisiarkowy VI
kwas tiosiarkowy VI
kwas węglowy
kwas cyjanowy
manganianVII
manganian VI
siarczan IV
siarczan VI
disiarczan VI
peroksodisiarczan
VI
Tiosiarczan VI
Węglan
cyjanian
H2CO3
(CO2•H2O)
HOCN
CO32OCN-
Nazwy związków jonowych
• Nazwa związku jonowego składa się z nazwy anionu i
kationu w dopełniaczu, ewentualnie także z cyfry
rzymskiej określającej ładunek jonu (stopień utlenienia) w
przypadku gdy ten ładunek może być różny.
• CuCl2 – chlorek miedzi II
• Pb(NO3)2 – azotan V ołowiu II
• Niektóre związki jonowe tworzą kryształy zawierające
jony związku i określoną liczbę cząsteczek wody. Związki
te noszą nazwę hydratów.
• CuSO4•5H2O – pentahtydrat siarczanu VI miedzi II
Podział soli
• Sole obojętne o wzorze ogólnym MnRm
• Au2S – siarczek złota I
• Wodorosole powstają w wyniku niecałkowitego zapełnienia
kationów wodorowych kwasu – o wzorze ogólnym Mn(HR)m –
wodorosole mogą tworzyć jedynie kwasy wieloprotonowe
• LiH2PO4 – diwodorofosforan V litu
• Ca(HCO3)2 – wodorowęglan wapnia
• Hydroksysole – powstają w wyniku niecałkowitego
zastąpienia anionów wodorotlenkowych wodorotlenku – wzór
ogólny- [M(OH)k]nRm – hydroksysole mogą tworzyć
wodorotlenki o większej niż jeden liczbie grup
wodorotlenowych.
• FeCl(OH) – chlorek wodorotlenek żelaza II
• AlF(OH)2 – fluorek diwodorotlenek glinu