Szanowni Państwo, - Pazdro · 2019-02-21 · Ramowy plan nauczania chemii w liceach i technikach Zakres rozszerzony Na podstawie rozporządzenia MEN z dn. 28 marca 2017 r. Liczba

— 1 —

Spis treści Reforma oświaty od roku szkolnego 2019/2020 ............... 2Ramowy plan nauczania chemii ........................................ 3Zasadnicze zmiany w nowej podstawie programowej ....... 3Nasza oferta dla uczniów i nauczycieli ............................... 5Ramowy rozkład materiału w częściach 1-3 ...................... 6Struktura i zawartość podręcznika ..................................... 7Przykładowe fragmenty podręcznika, część 1. ................ 10Dydaktyczna obudowa podręcznika ................................ 24Zbiór zadań. Zakres rozszerzony ...................................... 25

Szanowni Państwo,z przyjemnością przekazujemy Państwu broszurę, w której przedstawiamy w skrócie najważniejsze informacje dotyczące zmian w szkołach ponadpodsta-wowych, wynikających z przeprowadzanej reformy oświaty, wchodzącej w życie w tych szkołach we wrześniu 2019 r. Przedstawiamy tu również zapowiedź naszej oferty wydawniczej w związku z początkiem obowiązywania nowej podstawy programowej nauczania chemii w liceach i technikach.

Zasadnicza zawartość tej broszury to prezentacja zapowiadanych podręczników do zakresu rozszerzonego. Przedstawia ona podział podręczników na trzy czę-ści, zawartość poszczególnych części (w postaci ramowych rozkładów materiału z proponowaną liczbą godzin na jego realizację), zastosowaną strukturę pod-ręczników oraz przykładowe fragmenty, stanowiące zamkniętą zawartość treści lekcji o danym temacie.

Po dopuszczeniu przez MEN pierwszej części podręcznika otrzymacie Państwo bezpłatne egzemplarze.

Mamy nadzieję, że po zapoznaniu się z podręcznikami i oferowaną do nich obu-dową dydaktyczną, zdecydujecie się Państwo na skorzystanie z naszej oferty.

Zespół Oficyny Edukacyjnej * Krzysztof Pazdro

— 2 —

Reforma oświatyod roku szkolnego 2019/2020

(zgodnie z ustawą „Prawo oświatowe” z dn. 14 grudnia 2016 r.)

� Od roku szkolnego 2019/2020 absolwenci szkół podstawowych będą mogli kontynuować naukę w:

– 4-letnich liceach ogólnokształcących („nowa” matura – w roku 2023), – 5-letnich technikach („nowa” matura – w roku 2024), – 3-letnich szkołach branżowych I stopnia.

� Uczniowie liceów i techników będą się uczyć zgodnie z nowymi ramowymi planami nauczania i według nowej podstawy programowej.

� Od początku roku szkolnego 2019/2020, równolegle z absolwentami szkół podstawowych, w tych samych obiektach naukę w pierwszych klasach lice-ów i techników rozpoczną ostatni absolwenci wygaszanych gimnazjów. Będą oni kończyć realizację obecnie obowiązującej podstawy programowej dla 3-letnich liceów i 4-letnich techników. Zatem w roku szkolnym 2019/2020, w pierwszych klasach wszystkich liceów i techników, nastąpi kumulacja dwóch roczników uczniów.

� Ostatnie egzaminy maturalne wg obecnej formuły („stara” matura) będą przeprowadzane, odpowiednio, w liceach – w roku 2022, w technikach – w roku 2023.

Harmonogram wprowadzania nowego ustroju szkolnegow liceach i technikach

Rok szkolny2018/2019 2019/2020 2020/2021 2021/2022 2022/2023 2023/2024

8. kl. szk. podst. I kl. II kl. III kl. IV kl. V kl.

liceumtechnikum

liceumtechnikum

liceumtechnikum

lic. – „nowa” matura technikum

technikum – „nowa” matura

III kl. gim. I kl. II kl. III kl. IV kl.

liceumtechnikum

liceumtechnikum

lic. – „stara” matura technikum

technikum – „stara” matura

I kl. lic. i techn. II kl. III kl. IV kl.

liceumtechnikum

lic. – „stara” matura technikum


II kl. lic. i techn. III kl. IV kl.

lic. – „stara” maturatechnikum


nowy ustrój szkolny

stary ustrój szkolny

— 3 —

Ramowy plan nauczania chemiiw liceach i technikach

Zakres rozszerzonyNa podstawie rozporządzenia MEN z dn. 28 marca 2017 r.

Liczba godzin nauczania w zakresie rozszerzonym:• w liceach i w technikach – 10 godzin tygodniowo w całym okresie na-

uczania (łącznie minimum 300 godz.), przy czym dyrektorzy tych szkół, po konsultacjach z radą pedagogiczną, radą rodziców i samorządem ucz-niowskim podejmują decyzję, czy przedmiot ten będzie nauczany w da-nej szkole,

• w przypadku pozytywnej decyzji dyrektorzy ustalają, w których klasach (w liceum: z klas 1–4, w technikum: z klas 1–5) i w jakim wymiarze godzin w danej klasie przedmiot ten będzie realizowany.

Zasadnicze zmiany w nowej podstawie programowejkształcenia chemii w liceach i technikach

(w porównaniu z podstawą obecnie obowiązującą)Na podstawie rozporządzenia MEN z dn. 30 stycznia 2018 r.

Zakres rozszerzonyTreści nauczania (wymagania szczegółowe) ujęto w dwudziestu dwóch dzia-łach. Obejmują one treści z zakresu: chemii ogólnej, chemii fizycznej, elek-trochemii, chemii nieorganicznej i chemii organicznej oraz treści dotyczące ochrony środowiska.We wszystkich działach, tak samo brzmiących jak w zakresie podstawowym, ujęto treści z zakresu podstawowego oraz treści rozszerzające.

Treści te obejmują łącznie wszystkie treści nauczania z obecnej podstawy programowej oraz treści dodatkowe, które w większości zebrano w nowych działach, w tym:• cały dział IX. Elektrochemia. Ogniwa i elektroliza,• cały dział XI. Zastosowania wybranych związków nieorganicznych,• cały dział XXI. Chemia wokół nas,• cały dział XXII. Elementy ochrony środowiska.

— 4 —

Pozostałe treści dodatkowe rozmieszczono w innych działach nowej p.p., np.:• w dziale II – „kwantowo-mechaniczny model budowy atomu” oraz „inter-

pretacja wartości liczb kwantowych”,• w dziale III – „tworzenie orbitali zhybrydyzowanych i ich wzajemne uło-

żenie w przestrzeni” oraz „przewidywanie budowy przestrzennej drobin metodą VSEPR”,

• w dziale IV – „określanie rzędu reakcji”, „energia aktywacji”, „standardo-wa entalpia przemiany”, „prawo Hessa”,

• w dziale VI – „iloczyn rozpuszczalności”, „prawo rozcieńczeń Ostwalda”,• w dziale VIII – „przewidywanie kierunku przebiegu reakcji redox na pod-

stawie wartości potencjałów standardowych półogniw”,• w dziale XIII – „piroliza węgla kamiennego, nazwy i zastosowania produk-

tów pirolizy”, „procesy krakingu i reformingu w przemyśle”.

— 5 —

Nasza oferta dla uczniów i nauczycieli chemii:

Trzyczęściowy podręcznik w zakresie rozszerzonymNa rok szkolny 2019/2020

Na lata szkolne 2020 – 2023 (2024)

— 6 —

Chemia. Zakres rozszerzonyRamowy rozkład materiału w częściach 1 – 3

Część 1. Rozdział Liczba godzin

1. Atomy, izotopy i przemiany jądrowe 132. Budowa atomu z elementami mechaniki kwantowej 113. Wiązania chemiczne 114. Budowa cząsteczek i jonów 105. Stechiometria 136. Roztwory 167. Termochemia 98. Kinetyka i równowaga chemiczna 14

Razem: 98


1. Chemia roztworów wodnych 172. Elektrochemia 153. Związki nieorganiczne 204. Właściwości pierwiastków grup głównych

i ich związków16

5. Właściwości pierwiastków grup pobocznych i ich związków

14

Razem: 82


1. Chemia organiczna – początek a teraźniejszość 42. Związki węgla z wodorem – węglowodory 273. Fluorowcopochodne węglowodorów 24. Hydroksylowe pochodne węglowodorów 95. Związki karbonylowe 76. Kwasy karboksylowe i ich pochodne 147. Związki organiczne zawierające azot 178. Cukry i ich pochodzenie 139. Organiczne związki wielkocząsteczkowe 7

10. Chemia na co dzień 1211. Chemia a środowisko naturalne 8

Razem: 120

Łącznie w całym cyklu: 300 godzin

— 7 —

Struktura i zawartość podręcznikaPoczątek części 1. podręcznika to przypomnienie, w dużym skrócie, wiedzy i umiejętno-ści, które powinien posiadać absolwent szkoły podstawowej.

Każdy rozdział w poszczególnych częściach podręcznika dzieli się na paragrafy. Będą one osnową kolejnych lekcji, a ich tytuły mogą być tematami tych lekcji.Tekst główny każdego paragrafu (lekcji), zgodnie z potrzebą, jest uzupełniony i zilustro-wany: opisami doświadczeń, tabelami, grafami, przykładami obliczeń, zdjęciami i ry-sunkami. Każdy paragraf kończy się wykazem „Ważnych pojęć” w nim przedstawionych (z krótkim opisem lub definicją) oraz kilkoma zadaniami w bloku „Rozwiąż zadania”.

Po każdym rozdziale zamieszczony jest dwustronicowy sprawdzian „Sprawdź, co umiesz...”

Ważne fragmenty tekstu głównego, takie jak istotne informacje i definicje są wyróżnione na zielonym tle, wzory i różne zależności – na czerwonym, a prawa chemiczne i zasady – na tle żółtym.

Energia potrzebna na związanie nukleonów w trwałe jądro jest powodem wystę-powania w atomach zjawiska zwanego defektem masy. Doświadczalnie wyznaczona masa jądra atomu jest mniejsza od masy tego jądra, obliczonej przez zsumowanie mas nukleonów wchodzących w jego skład! Na przykład masa jądra atomu zbudowanego z protonu i neutronu wynosi 2,015 u, podczas gdy masa tego jądra, uzyskana przez dodanie do siebie mas tych cząstek, jest równa 2,017 u. Różnica wynika z przetworze-nia części masy na energię wiązania nukleonów w trwałe jądro, zgodnie z równaniem Einsteina:

E = mc2,

gdzie: E – energia, m – masa, c – prędkość światła.

W trwałych jądrach elektrostatyczne siły odpychania między protonami są słabsze niż jądrowe siły przyciągania między wszystkimi nukleonami. W miarę wzrostu liczby protonów trwałość jądra maleje. Do utrzymania go w całości potrzeba coraz większej przewagi liczby neutronów nad liczbą protonów. W pewnym momencie neutrony nie są już w stanie ustabilizować układu i wszystkie jądra o liczbie atomowej Z > 82 stają się nietrwałe, czyli promieniotwórcze (patrz: p. 1.3). Niektóre z nich „żyją” nawet miliony lat i dlatego takie pierwiastki, jak rad, tor i uran występują w przyrodzie. Ale pierwiast-ków o liczbach atomowych Z > 92, czyli tzw. transuranowców, nie ma już na Ziemi.

IzotopyW odróżnieniu od liczby protonów, która jest taka sama we wszystkich jądrach ato-

mów danego pierwiastka, liczba neutronów może się nieco różnić. Niektóre atomy chlo-ru (Z = 17) mają w jądrze 18 neutronów, a pozostałe – o dwa więcej, czyli 20. Na każde 4 atomy chloru przypadają 3 atomy z mniejszą liczbą neutronów i 1 atom z większą. Chlor jest więc mieszaniną dwóch rodzajów atomów.

Odmiany tego samego pierwiastka chemicznego o różnej liczbie neutronów w jądrze są nazywane izotopami.

Izotopy mają takie same właściwości chemiczne, różnią się jednak, nieznacznie (!), właściwościami fizycznymi. Po rozdzieleniu pierwiastka na poszczególne izotopy, każ-dy ma nieco inną gęstość, temperaturę topnienia i wrzenia itd. (tab. 1.6.).

Rozdzielenie pierwiastka na izotopy jest bardzo trudne i opiera się na wykorzystaniu subtelnych różnic w ich właściwościach fizycznych. W każdej reakcji chemicznej izoto-py zachowują się niemal tak samo. Prawidłowości te wynikają z tego, że o właściwoś-ciach chemicznych pierwiastka decydują elektrony, a o właściwościach fizycznych – jądro i elektrony.

Liczba masowaPoszczególne izotopy charakteryzuje liczba masowa (symbol A), która jest liczbą

nukleonów w jądrze, czyli sumą liczb protonów i neutronów. Liczbę masową zapisuje się w lewym górnym narożu symbolu chemicznego.

1. Atomy, izotopy i przemiany jądrowe 27

Tabela 1.6. Wybrane właściwości fizyczne izotopów wodoru

Właściwość Prot Deuter Tryt

Gęstość gazu [g · dm–3](p = 1013 hPa, T = 25°C)

0,0823 0,1645 0,2464

Temperatura topnienia [°C] –259,3 –256,6 –252,5

Temperatura wrzenia [°C] –252,9 –249,5 –248,1

Średnia masa atomowa pierwiastkaAtomy poszczególnych pierwiastków różnią się masą. Niewielkie rozmiary atomów

powodują, że ich masy wyrażone w kilogramach, a nawet w gramach, są bardzo małe, np. masa atomu wodoru wynosi 0,00000000000000000000000166 g.

Do określania mas atomów i innych drobin wprowadzono jednostkę, zwaną atomo-wą jednostką masy (symbol u), która jest 602 tryliardy (czyli 602 · 1021) razy mniejsza od grama:

1 g = 6,02 · 1023 u, czyli 1u = 1,66 · 10–24 g

Masę atomu wyrażoną w atomowych jednostkach masy nazywa się masą atomo-wą. Każdy izotop danego pierwiastka ma inną masę atomową, zwaną masą izotopową. W typowych obliczeniach, niewymagających wielkiej dokładności, przyjmuje się, że masa izotopowa jest liczbowo równa liczbie masowej A danego izotopu. Na przykład masa izotopowa siarki-36 wynosi ok. 36 u, a wapnia-42 wynosi ok. 42 u. Prawidłowości te wynikają z niemal równych mas protonu i neutronu, wartości tych mas bliskich jed-ności (w atomowych jednostkach masy) i pomijalnie małej masy elektronów.

Jeżeli pierwiastek chemiczny jest mieszaniną izotopów, to masa atomowa pier-wiastka jest masą średnią z mas poszczególnych izotopów. Nie jest to jednak średnia arytmetyczna, lecz średnia ważona, która uwzględnia zawartości procentowe izotopów w występującej w przyrodzie mieszaninie.

Średnią masę atomową pierwiastka oblicza się ze wzoru:

Ar = A1 · p1 + A2 · p2 +...+ An · pn

100%

gdzie: Ar – średnia masa atomowa pierwiastka [u],A1, A2, An – masy izotopowe (lub liczby masowe izotopów),p1, p2, pn – procentowe zawartości izotopów.

CHEMIA. Podręcznik... Część 1. Zakres rozszerzony30

Przemiany jądrowe podlegają dwóm zasadom. Są to:

Zasada zachowania liczby nukleonów, zgodnie z którą:

łączna liczba nukleonów w substratach jest równa łącznej liczbie nukleonów

w produktach.

Zasada zachowania ładunku elektrycznego, zgodnie z którą:

sumaryczny ładunek wszystkich jąder i cząstek przed przemianą jest równy sumarycznemu ładunkowi wszystkich

produktów przemiany.

Przemiana β (lub β–)

Przemiana β, lub rozpad β (czyt. beta), polega na emisji elektronu pochodzące-go z jądra atomu (!). Elektrony pochodzące z jądra atomowego określa się mianem

cząstek β. Mogą one osiągać prędkość zbliżoną do prędkości światła.

Skąd elektron w jądrze atomowym? Okazuje się, że elektron powstaje z neutronu pod-czas przemiany:

neutron → proton + elektron10n → 11p + 0–1e

Przemianom β ulegają radionuklidy, które mają nadmiar neutronów w swoich ją-drach atomowych.

Rozpadowi β ulega między innymi aktyn-227:22789Ac → 227

90Th + 0–1β

W równaniu przemiany jądrowej cząstkę β zapisuje się jako 0–1β lub 0–1e.Po emisji elektronu jądro aktynu-227 staje się jądrem innego pierwiastka, bowiem

zawiera o jeden proton (wytworzony z neutronu) więcej niż przed emisją (gdy zawierało 89 protonów). Zatem:

• liczba atomowa nowego jądra wynosi Z = 89 + 1 = 90; jest to więc jądro toru, • liczba masowa nowego jądra nie różni się od liczby masowej jądra macierzyste-

go, ponieważ przemiana neutronu w proton nie zmienia łącznej liczby nukleo-nów.

Aktyn-227, emitując cząstkę β (elektron), przekształca się w tor-227.

Należy wiedzieć, że w literaturze przemiany i cząstki β bywają określane przemia-nami i cząstkami β– (czyt. beta minus). Wynika to z konieczności odróżnienia promie-niowania β–, które jest strumieniem elektronów, od promieniowania β+ (czyt. beta plus, patrz poniżej). W tym podręczniku będziemy posługiwać się symbolem β, mając na uwadze przemianę β– i cząstkę β–.


— 8 —

Przykłady obliczeń przedstawiają wzorcowe rozwiązania zadań lub proble-mów.

Przykład 1.Oblicz średnią masę atomową boru, wiedząc, że pierwiastek ten występuje w przyro-dzie w postaci mieszaniny dwóch izotopów:

• bor-10 stanowi 18,83% naturalnego boru, • bor-11 stanowi 81,17% naturalnego boru.

Wzór na średnią masę atomową, uwzględniający dwa izotopy boru, przyjmuje postać:

Ar = A1 · p1 + A2 · p2

100%Po podstawieniu danych do wzoru otrzymuje się:

Ar = 10 · 18,83% + 11 · 81,17%

100% = 10,81 u

Odpowiedź: Średnia masa atomowa boru wynosi 10,81 u.

Przykład 2.Oblicz zawartości procentowe dwóch izotopów litu, wiedząc, że zawierają one, odpo-wiednio, 3 i 4 neutrony w swoich jądrach, a średnia masa atomowa tego pierwiastka wynosi 6,94 u.

Liczba atomowa litu Z = 3, dlatego liczby masowe (A1 i A2) jego izotopów wynoszą: • A1 = 3 + 3 (neutrony) = 6 • A2 = 3 + 4 (neutrony) = 7

Oba izotopy stanowią 100% litu występującego w przyrodzie, dlatego: • zawartość procentową izotopu o liczbie masowej A1 można oznaczyć jako

x [%], • wówczas zawartość procentowa izotopu o liczbie masowej A2 stanowi

100 – x [%].

Wzór na średnią masę atomową, uwzględniający dwa izotopy litu, przyjmuje postać:

Ar = A1 · p1 + A2 · p2

100%Po podstawieniu danych do wzoru otrzymuje się:

6,94 = 6 · x + 7 · (100 – x)

100%

Wykonanie obliczeń pozwala uzyskać wynik x = 6.

Odpowiedź: Izotop, w którego jądrze znajdują się 3 neutrony, stanowi 6% naturalnego litu, a izotop, w którego jądrze znajdują się 4 neutrony – 94%.


Opisy doświadczeń przedstawiają, krok po kroku, kolejność czynności podczas wykonywania danego doświadczenia, i najczęściej są ilustrowane zdjęciem lub rysunkiem. Zamieszczone w opisie Obserwacje i Wnioski są dla uczniów wzor-cem ich poprawnego formułowania.Umieszczony przy tytule danego doświadczenia znak oznacza, że może ono być przeprowadzone:

U – samodzielnie przez uczniów, N – tylko przez nauczyciela.3. Rozpuszczalność

Substancje jonowe na ogół dobrze rozpuszczają się w tzw. rozpuszczalnikach po-larnych, których głównym przedstawicielem jest woda. Nie rozpuszczają się w roz-puszczalnikach niepolarnych, jak benzyna i tetrachlorometan CCl4.

4. Szybkość reakcjiReakcje zachodzące między związkami jonowymi w roztworach wodnych (zobojęt-

nianie, strącanie i inne) zachodzą bardzo szybko, praktycznie natychmiastowo.

5. Temperatury topnienia i wrzenia Substancje jonowe mają stosunkowo wysokie temperatury topnienia i wrzenia,

dlatego w zwykłych warunkach są ciałami stałymi. Na przykład chlorek sodu topi się w temperaturze 801°C, a wrze w temperaturze 1413°C (pod normalnym ciśnieniem).

Substancje kowalencyjneSubstancje z wiązaniem kowalencyjnym, zarówno w cząsteczkach związków jak

i pierwiastków chemicznych, są nazywane substancjami kowalencyjnymi.Rozróżnia się dwa rodzaje wiązań kowalencyjnych: • wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane, • wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

1. Przewodnictwo elektryczneSubstancje kowalencyjne, zarówno w stanie stałym jak i ciekłym, nie przewodzą

prądu elektrycznego. Jednym z nielicznych wyjątków jest grafit. Czyste substancje ko-walencyjne są izolatorami. Wystarczą jednak niewielkie zanieczyszczenia, polegające na zastąpieniu niektórych atomów w sieci przestrzennej atomami innego pierwiastka, aby kryształ stał się półprzewodnikiem. Zjawisko to znalazło szerokie zastosowanie w elektronice przy wytwarzaniu tranzystorów.

Doświadczenie 3.2. Badanie rozpuszczalności azotanu(V) potasu w różnych rozpuszczalnikach

Do trzech kolb stożkowych lub probówek wsyp po ok. 2 g azotanu(V) potasu KNO3 i do każdej wlej po kilka centymetrów sześciennych innej cieczy:a) wody, b) benzyny, c) tetrachlorometanu (czterochlorku węgla).Zawartości naczyń dokładnie wymieszaj i obserwuj rezultaty.

Obserwacje:Azotan(V) potasu szybko rozpuścił się w wodzie, ale nie rozpuś-cił się w żadnym z pozostałych rozpuszczalników.Wnioski:Sól ta dobrze rozpuszcza się w wodzie, ale nie rozpuszcza się w rozpuszczalnikach organicznych.

KNO3(s)

woda benzyna tetrachlorometan


U

— 9 —

Zamieszczony przed końcem każdego paragrafu wykaz Ważnych pojęć, jest rodzajem jego podsumowania, systematyzującego i utrwalającego wiedzę uczniów.

Ważne pojęcia: • Konfiguracja powłokowa – rozmieszczenie elektronów w powłokach. Konfigura-

cję tę zapisuje się w postaci kolejnych liter alfabetu oznaczających powłoki (upo-rządkowane od najbliższej jądra do najdalszej) i prawych górnych indeksów określa-jących liczbę elektronów w danej powłoce, np.15P: K2L8M5

• Podpowłokowa konfiguracja – rozmieszczenie elektronów w powłokach i podpo-włokach, np.15P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Konfigurację podpowłokową można ustalić na podstawie znanej konfiguracji po-włokowej.

• Konfiguracja orbitalna – rozmieszczenie elektronów w poziomach orbitalnych, np.

2s1s 3s2p15P: 3pOpis poziomów (stanów) orbitalnych składa się z tylu kwadratów połączonych w prostokąt, ile stanów orbitalnych zawiera podpowłoka. Liczbę stanów orbital-nych w sekwencji podpowłok: s, p, d, f określają kolejne liczby nieparzyste: 1, 3, 5, 7. Pojedyncze elektrony zaznacza się strzałkami skierowanymi w górę lub w dół. Zgodne kierunki strzałek (↑↑) oznaczają taką samą orientację spinu, a przeciwne kierunki (↑↓) – różne orientacje spinu.

s p d f

m = 0 m = –1m = 0

m = 1 m = –2m = –1

m = 0m = 1

m = 2 m = –3m = –2

m = –1m = 0

m = 1m = 2

m = 3

m – magnetyczna liczba kwantowa • Elektrony sparowane – dwa elektrony o przeciwnej orientacji spinu, zajmujące

w atomie ten sam poziom orbitalny. • Elektrony niesparowane – elektrony nie należące do pary spełniającej warunek

sparowania. Elektrony niesparowane obsadzają pojedynczo dany poziom orbitalny. • Reguła Hunda – reguła określająca kolejność obsadzania elektronami poziomów

stacjonarnych należących do tej samej podpowłoki.

Rozwiąż zadania (odpowiedzi nie umieszczaj w podręczniku!)1. Zapisz konfigurację elektronową powłokową, podpowłokową i orbitalną atomów

magnezu i chloru.2. Zapisz konfigurację elektronową powłokową, podpowłokową i orbitalną atomu

galu, a następnie przedstaw za pomocą czterech liczb kwantowych (n, l, m, ms) stan kwantowy niesparowanego elektronu w atomie tego pierwiastka.

3. Zapisz konfigurację elektronową powłokową, podpowłokową i orbitalną atomu tle-nu, a następnie przedstaw za pomocą czterech liczb kwantowych (n, l, m, ms) wszyst-kie stany kwantowe sparowanych elektronów na poziomie orbitalnym 2p w atomie tego pierwiastka.

2. Budowa atomu z elementami mechaniki kwantowej 99

Zadania na końcu każdego paragrafu pozwalają sprawdzić nabytą na lekcji wiedzę i kształtować rachunkowe umiejętności uczniów.

Ważne pojęcia: • Konfiguracja powłokowa – rozmieszczenie elektronów w powłokach. Konfigura-

cję tę zapisuje się w postaci kolejnych liter alfabetu oznaczających powłoki (upo-rządkowane od najbliższej jądra do najdalszej) i prawych górnych indeksów określa-jących liczbę elektronów w danej powłoce, np.15P: K2L8M5

• Podpowłokowa konfiguracja – rozmieszczenie elektronów w powłokach i podpo-włokach, np.15P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Konfigurację podpowłokową można ustalić na podstawie znanej konfiguracji po-włokowej.

• Konfiguracja orbitalna – rozmieszczenie elektronów w poziomach orbitalnych, np.

2s1s 3s2p15P: 3pOpis poziomów (stanów) orbitalnych składa się z tylu kwadratów połączonych w prostokąt, ile stanów orbitalnych zawiera podpowłoka. Liczbę stanów orbital-nych w sekwencji podpowłok: s, p, d, f określają kolejne liczby nieparzyste: 1, 3, 5, 7. Pojedyncze elektrony zaznacza się strzałkami skierowanymi w górę lub w dół. Zgodne kierunki strzałek (↑↑) oznaczają taką samą orientację spinu, a przeciwne kierunki (↑↓) – różne orientacje spinu.

s p d f

m = 0 m = –1m = 0

m = 1 m = –2m = –1

m = 0m = 1

m = 2 m = –3m = –2

m = –1m = 0

m = 1m = 2

m = 3

m – magnetyczna liczba kwantowa • Elektrony sparowane – dwa elektrony o przeciwnej orientacji spinu, zajmujące

w atomie ten sam poziom orbitalny. • Elektrony niesparowane – elektrony nie należące do pary spełniającej warunek

sparowania. Elektrony niesparowane obsadzają pojedynczo dany poziom orbitalny. • Reguła Hunda – reguła określająca kolejność obsadzania elektronami poziomów

stacjonarnych należących do tej samej podpowłoki.

Rozwiąż zadania (odpowiedzi nie umieszczaj w podręczniku!)1. Zapisz konfigurację elektronową powłokową, podpowłokową i orbitalną atomów

magnezu i chloru.2. Zapisz konfigurację elektronową powłokową, podpowłokową i orbitalną atomu

galu, a następnie przedstaw za pomocą czterech liczb kwantowych (n, l, m, ms) stan kwantowy niesparowanego elektronu w atomie tego pierwiastka.

3. Zapisz konfigurację elektronową powłokową, podpowłokową i orbitalną atomu tle-nu, a następnie przedstaw za pomocą czterech liczb kwantowych (n, l, m, ms) wszyst-kie stany kwantowe sparowanych elektronów na poziomie orbitalnym 2p w atomie tego pierwiastka.


Sprawdzian „Sprawdź, co umiesz...”, zamieszczony po każdym rozdziale, za-wiera dziesięć różnorodnych, punktowanych zadań. Są to zadania podobne do zadań zamieszczanych w arkuszach maturalnych. Uczniowie będą więc mogli samodzielnie sprawdzić i ocenić swoją wiedzę oraz umiejętność jej sto-sowania.Do wszystkich zadań z poszczególnych sprawdzianów podano poprawne od-powiedzi!

Rozwiąż zadania (odpowiedzi nie umieszczaj w podręczniku!)1. W reaktorach jądrowych powstaje kilkaset radionuklidów. Tworzą one wiele grup

powiązanych „genealogicznie”. Wykonaj kolejne polecenia.

55 59 6357 61 65 66 Z54 58 6256 60 64

A

a) Ustal nazwy radionuklidów, które rozpoczynają wszystkie gałęzie szeregu zilu-strowanego na rysunku.

b) Ustal, ile rozpadów łącznie następuje w tym zespole radionuklidów.c) Ułóż równania ilustrujące powstawanie i rozpad gadolinu-152.

2. Przyporządkuj wymienionym pojęciom odpowiednie informacje.

Pojęcia: Informacje:

1. Reaktor jądrowy2. Bomba jądrowa3. Wybuch jądrowy4. Elektrownia jądrowa5. Uran niskowzbogacony6. Uran wysokowzbogacony

A. Obiekt przemysłowy zamieniający energię ją-drową na energię elektryczną.

B. Zachodzi w nim kontrolowane rozszczepienie jądrowe.

C. Jest materiałem rozszczepialnym w bombie.D. Jest materiałem rozszczepialnym w reaktorze.E. Zachodzi w niej niekontrolowane rozszcze-

pienie jądrowe.F. Nie może nastąpić w reaktorze jądrowym.

3. W pojemniku umieszczono 4 mg radionuklidu o czasie połowicznego zaniku 48 go-dzin. Ustal, ile mikrogramów [µg] tego radionuklidu pozostanie po upływie:a) 8 dni,b) 16 dni.

Sprawdź, co umiesz... (odpowiedzi nie umieszczaj w podręczniku!)

Zadanie 1. (0-1p.)Antymon jest pierwiastkiem, który występuje w przyrodzie w postaci mieszaniny dwóch izotopów. Na trzy atomy izotopu o liczbie masowej A1 = 121 przypadają dwa atomy izo-topu o liczbie masowej A2.Oblicz liczbę masową A2 drugiego izotopu antymonu, wiedząc, że średnia masa atomowa pierwiastka wynosi 121,76 u.

Zadanie 2. (0-1p.)Oblicz bezwzględną masę atomu izotopu bromu wyrażoną w gramach, wiedząc, że masa atomowa tego izotopu wynosi 80,92 u. Wynik podaj z dokładnością do dwóch miejsc po przecinku.

Zadanie 3. (0-1p.)Liczba masowa pewnego izotopu siarki wynosi A = Z + 6, gdzie Z to liczba atomowa cynku.a) Zapisz symbol izotopu siarki, stosując zapis A

ZE.b) Ustal skład jądra atomowego zidentyfikowanego izotopu, podając liczbę cząstek

wchodzących w jego skład.

Zadanie 4. (0-1p.)Uzupełnij podany tekst, tak wybierając określenia spośród oznaczonych literami – od [A] do [I], aby zdania zyskały właściwy sens merytoryczny.

[A] innego pierwiastka, [B] tego samego pierwiastka, [C] większa, [D] mniejsza, [E] jądra ato-mowego, [F] przestrzeni wokółjądrowej, [G] nie różnią się, [H] jest mniejsza, [I] jest większa

Jądro promieniotwórczego izotopu, z którego zostaje wyrzucona cząstka α, przekształca się w jądro izotopu [A] / [B], którego liczba masowa jest [C] / [D] o cztery jednostki w sto-sunku do jądra promieniotwórczego.Promieniowanie β– jest to strumień elektronów wyrzucanych z [E] / [F] poza atom. Jądro izotopu, z którego zostaje wyemitowana cząstka β–, przekształca się w jądro izotopu [A] / [B], którego liczba atomowa [G] / [H] / [I] od liczby atomowej jądra ulegającego przemianie.

Zadanie 5. (0-1p.)Nuklid o symbolu A

ZE uległ kolejno trzem przemianom α i dwóm przemianom β–.Ustal ogólny symbol nuklidu, który jest ostatecznym produktem opisanych przemian. Wynik przedstaw w postaci ??X.

Zadanie 6. (0-1p.)Oceń, czy podane zdania są prawdziwe, czy fałszywe.1. Produktem sześciu kolejnych przemian jądrowych, dwóch α i czterech β–, którym ule-

ga izotop neptunu, jest inny izotop tego samego pierwiastka.


— 11 —

Spis treści

Wstęp

Przypomnienie ze szkoły podstawowej Regulamin szkolnej pracowni chemicznej Zasady przeprowadzania doświadczeń chemicznychPodstawowe szkło i sprzęt laboratoryjny

Rozdział 1. Atomy, izotopy i przemiany jądrowe 1.1. Składniki atomu 1.2. Izotopowy skład pierwiastka 1.3. Naturalne przemiany jądrowe 1.4. Czas połowicznego zaniku 1.5. Sztuczne przemiany jądrowe 1.6. Właściwości promieniowania jądrowego 1.7. Dozymetria promieniowania 1.8. Energetyka jądrowa Sprawdzian „Sprawdź, co umiesz...”

Rozdział 2. Budowa atomu z elementami mechaniki kwantowej 2.1. Modele budowy atomu 2.2. Kwantowy model budowy atomu 2.3. Konfiguracja elektronowa atomu pierwiastka 2.4. Elektrony w atomie 2.5. Prawo okresowości pierwiastków Sprawdzian „Sprawdź, co umiesz...”

Rozdział 3. Wiązania chemiczne 3.1. Rodzaje wiązań 3.2. Wiązanie jonowe 3.3. Wiązanie kowalencyjne 3.4. Wiązania koordynacyjne 3.5. Energia jonizacji i powinowactwo elektronowe 3.6. Oddziaływania międzycząsteczkowe 3.7. Właściwości substancji jonowych i kowalencyjnych 3.8. Wiązanie metaliczne Sprawdzian „Sprawdź, co umiesz...”

Rozdział 4. Budowa cząsteczek i jonów 4.1. Wiązania σ i wiązania π 4.2. Metoda VSEPR

— 12 —

2.5. Prawo okresowości pierwiastkówNa Ziemi występują 92 pierwiastki. Są wśród nich takie, które są do siebie bardzo

podobne pod względem właściwości, jak i takie, które krańcowo się różnią. Istnieją pierwiastki niezwykle reaktywne, jak i chemicznie bierne. W tym pozornym chaosie istnieje ład, który został odkryty przez rosyjskiego chemika Dymitra Mendelejewa w 1869 r. Prawidłowość ta jest nazywana prawem okresowości i może być przedstawiona graficznie w postaci układu okresowego pierwiastków.

Punktem wyjścia w pracach Mendelejewa było uporządkowanie pierwiastków według rosnących mas atomowych. W XIX wieku liczba atomowa nie była jeszcze znana i nie wiedziano również, jak zbudowany jest atom. Istota sukcesu Mendelejewa polegała na tym, że wykrył w tym szeregu okresowe zmiany właściwości pierwiastków. Zostały one zilustrowane strzałkami na poniższym schemacie:

Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca

Po odkryciu wielu pierwiastków, nieznanych Mendelejewowi, okazało się, że lep-szym kryterium tworzenia szeregu jest wzrost liczby atomowej.

W myśl prawa okresowości właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków chemicznych są funkcją okresową liczby atomowej.

Sens prawa okresowości w wersji współczesnej pokazuje uporządkowany szereg, utwo-rzony z pierwiastków ustawionych według wzrastającej liczby atomowej:

Kolory przypisane symbolom pierwiastków mają znaczenie umowne. Każdy z nich określa zespół najważniejszych, charakterystycznych właściwości chemicznych, np. metaliczność, niemetaliczność, reaktywność czy wartościowość. Kolory przypisane symbolom powtarzają się cyklicznie, ale ze zmienną liczbą pierwiastków w cyklu. Wy-nika to z tego, że w niektórych cyklach pojawiają się pierwiastki o nowych, niewystępu-jących poprzednio właściwościach.

CHEMIA. Podręcznik... Część 1. Zakres rozszerzony

Zaznaczone w „Spisie treści” elementy są przedstawione jako przykładowe fragmenty Podręcznika. Część 1.

4.3. Inne zastosowania metody VSEPR 4.4. Hybrydyzacja orbitali atomowych Sprawdzian „Sprawdź, co umiesz...”

Rozdział 5. Stechiometria 5.1. Skład ilościowy związku chemicznego 5.2. Mol – jednostka liczności materii 5.3. Masa molowa 5.4. Objętość molowa gazów 5.5. Stechiometria reakcji chemicznej Sprawdzian „Sprawdź, co umiesz...”

Rozdział 6. Roztwory 6.1. Rodzaje mieszanin 6.2. Koloidy 6.3. Rozpuszczanie substancji 6.4. Metody rozdzielania mieszanin 6.5. Sposoby wyrażania stężeń roztworów 6.6. Rozcieńczanie i zatężanie roztworów 6.7. Rozpuszczanie hydratów Sprawdzian „Sprawdź, co umiesz...”

Rozdział 7. Termochemia 7.1. Efekt energetyczny reakcji chemicznej 7.2. Reakcje endotermiczne i egzotermiczne 7.3. Entalpia tworzenia i entalpia spalania Sprawdzian „Sprawdź, co umiesz...”

Rozdział 8. Kinetyka i równowaga chemiczna 8.1. Szybkość reakcji chemicznej 8.2. Czynniki wpływające na szybkość reakcji 8.3. Kinetyczne teorie przebiegu reakcji 8.4. Kataliza 8.5. Prawo działania mas 8.6. Reguła przekory Sprawdzian „Sprawdź, co umiesz...”

Skorowidz Odpowiedzi do zadań rachunkowych Odpowiedzi do „Sprawdź, co umiesz...”

Tablice uzupełniające

— 13 —

2.5. Prawo okresowości pierwiastkówNa Ziemi występują 92 pierwiastki. Są wśród nich takie, które są do siebie bardzo

podobne pod względem właściwości, jak i takie, które krańcowo się różnią. Istnieją pierwiastki niezwykle reaktywne, jak i chemicznie bierne. W tym pozornym chaosie istnieje ład, który został odkryty przez rosyjskiego chemika Dymitra Mendelejewa w 1869 r. Prawidłowość ta jest nazywana prawem okresowości i może być przedstawiona graficznie w postaci układu okresowego pierwiastków.

Punktem wyjścia w pracach Mendelejewa było uporządkowanie pierwiastków według rosnących mas atomowych. W XIX wieku liczba atomowa nie była jeszcze znana i nie wiedziano również, jak zbudowany jest atom. Istota sukcesu Mendelejewa polegała na tym, że wykrył w tym szeregu okresowe zmiany właściwości pierwiastków. Zostały one zilustrowane strzałkami na poniższym schemacie:

Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca

Po odkryciu wielu pierwiastków, nieznanych Mendelejewowi, okazało się, że lep-szym kryterium tworzenia szeregu jest wzrost liczby atomowej.

W myśl prawa okresowości właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków chemicznych są funkcją okresową liczby atomowej.

Sens prawa okresowości w wersji współczesnej pokazuje uporządkowany szereg, utwo-rzony z pierwiastków ustawionych według wzrastającej liczby atomowej:

Kolory przypisane symbolom pierwiastków mają znaczenie umowne. Każdy z nich określa zespół najważniejszych, charakterystycznych właściwości chemicznych, np. metaliczność, niemetaliczność, reaktywność czy wartościowość. Kolory przypisane symbolom powtarzają się cyklicznie, ale ze zmienną liczbą pierwiastków w cyklu. Wy-nika to z tego, że w niektórych cyklach pojawiają się pierwiastki o nowych, niewystępu-jących poprzednio właściwościach.


— 14 —

Rys. 2.15. Krótka wersja tablicy Mendelejewa

Rys. 2.16. Gęstość pierwiastków w funkcji liczby atomowej (gęsto-ści gazów wyznaczone są po ich skropleniu w temperaturze wrze-nia)

Rys. 2.17. Temperatura topnienia pierwiastka w funkcji liczby ato-mowej

7654321liczba atomowa

okresy

gęst

ość

[g/c

m3 ]

H

5

10

15

20

He

Li N

B C

O

BeF

Ne

Na

AlSi S

P Cl

Mg

KCa

Sc

Ti

Ar

VCr Mn

FeCo Cu

Ni

Zn

GaGe

Se

As

BrKr

Rb

Sr

Y

Zr

Nb Cd

In

SnSb

Te

I

Xe

Cs

Ba

La

MoTcRu

RhPd

AgLu

Hf

RnRa

Th

Pa

Pb

Bi

Tl

Hg

U

Ta

W

ReOs Ir

Pt

AuNp Pu

Am

Cm

0

1000

2000

3000

liczba atomowa

okresy21 3 4 5 6 7

tem

pera

tura

topn

ieni

a [°

C]

H Ne ArClK

S

P

Na

ON

Be

B

Mg

Si ScTi

V

Cr

Mn Cu

NiCoFe

F

Al

Ca

Zn

Ga

Se

BrKr

Rb

Sr

Y Pd

RhTc

Nb

Mo

Ru

Zr

As

Ge Ag

Sb Te

La

Cd

In I

XeCs

BaCe Yb

Lu

Hf

Ta

W

ReOs

Ir

Pt

Au

Hg Rn

TlPb

Bi

PoRa

Th

U

Ac

Sn

He

Li

NpPu

Am

2. Budowa atomu z elementami mechaniki kwantowej

Rys. 2.18. Temperatura wrzenia pierwiastków w funkcji liczby atomowej

Przewidywania dotyczące nieznanych pierwiastkówDzięki odkrytym prawidłowościom Mendelejew mógł ustalić, w których miejscach

brak mu pierwiastka o spodziewanych właściwościach. Na przykład gal i german nie były znane w chwili odkrycia prawa okresowości. W szeregu pierwiastków ustawionych według wzrostu masy atomowej ich miejsca zajmowały arsen i selen, które z uwagi na swoje właściwości nie powinny być umieszczone w grupach 13. i 14. Podobnie kolejny – brom wykazywał właściwości typowe dla grupy 17. a nie 15. Mendelejew umieścił arsen, selen i brom zgodnie z ich właściwościami, w grupach 15., 16. i 17., zostawia-jąc puste miejsca w grupie 13. – pod glinem i w grupie 14. – pod krzemem. W wyniku szczegółowej analizy właściwości fizycznych i chemicznych pierwiastków, sąsiadują-cych z pustymi miejscami w obrębie grupy i w obrębie okresu, określił właściwości che-miczne i fizyczne tych hipotetycznych pierwiastków (tab. 2.1.). Pierwiastki te zostały odkryte w ciągu kolejnych 15 lat, a ich właściwości okazały się zdumiewająco zgodne z przewidywanymi Mendelejewa.

Tabela 2.1.Właściwości galu i germanu przewidywane przez Mendelejewa i stwierdzone do-świadczalnie po ich odkryciu

Gal odkryty w 1875 r. German odkryty w 1886 r.

Przewidywa-nia dotyczące nieznanego pierwiastka

Właściwo-ści ustalone po odkryciu pierwiastka


Właściwości ustalone po

odkryciu pierwiastka

Masa atomowa [u]

68 69,9 72 72,32

Gęstość [g·cm–3]

6 5,96 5,5 5,47

0

1000

2000

3000

4000

5000

6000


okresy

tem

pera

tura

wrz

enia

[°C]

H

Li

Be

NOF

Ne

NaMg

P

S

ClAr

Al

Si

K

Ca

Sc

Mn

CrFe

Cu

ZnAs

Se

Br

Rb

Sr

Ga

GeNiCo

VTi

BC

Y

Pd

Rh

ZrTc

MoNb

Ru

La Ce

Hf

TaW Re

Ir

Pt

Au

Hg

Po

At

Rn

BiPb

Tl

U

Th

Ac

Os

Cd

Ag

Xe

I

Te

Sb

Sn

In

Cs

Ba

KrHe

Pu


— 15 —

Rys. 2.15. Krótka wersja tablicy Mendelejewa

Rys. 2.16. Gęstość pierwiastków w funkcji liczby atomowej (gęsto-ści gazów wyznaczone są po ich skropleniu w temperaturze wrze-nia)

Rys. 2.17. Temperatura topnienia pierwiastka w funkcji liczby ato-mowej


okresy

gęst

ość

[g/c

m3 ]

H

5

10

15

20

He

Li N

B C

O

BeF

Ne

Na

AlSi S

P Cl

Mg

KCa

Sc

Ti

Ar

VCr Mn

FeCo Cu

Ni

Zn

GaGe

Se

As

BrKr

Rb

Sr

Y

Zr

Nb Cd

In

SnSb

Te

I

Xe

Cs

Ba

La

MoTcRu

RhPd

AgLu

Hf

RnRa

Th

Pa

Pb

Bi

Tl

Hg

U

Ta

W

ReOs Ir

Pt

AuNp Pu

Am

Cm

0

1000

2000

3000

liczba atomowa

okresy21 3 4 5 6 7

tem

pera

tura

topn

ieni

a [°

C]

H Ne ArClK

S

P

Na

ON

Be

B

Mg

Si ScTi

V

Cr

Mn Cu

NiCoFe

F

Al

Ca

Zn

Ga

Se

BrKr

Rb

Sr

Y Pd

RhTc

Nb

Mo

Ru

Zr

As

Ge Ag

Sb Te

La

Cd

In I

XeCs

BaCe Yb

Lu

Hf

Ta

W

ReOs

Ir

Pt

Au

Hg Rn

TlPb

Bi

PoRa

Th

U

Ac

Sn

He

Li

NpPu

Am


Rys. 2.18. Temperatura wrzenia pierwiastków w funkcji liczby atomowej

Przewidywania dotyczące nieznanych pierwiastkówDzięki odkrytym prawidłowościom Mendelejew mógł ustalić, w których miejscach

brak mu pierwiastka o spodziewanych właściwościach. Na przykład gal i german nie były znane w chwili odkrycia prawa okresowości. W szeregu pierwiastków ustawionych według wzrostu masy atomowej ich miejsca zajmowały arsen i selen, które z uwagi na swoje właściwości nie powinny być umieszczone w grupach 13. i 14. Podobnie kolejny – brom wykazywał właściwości typowe dla grupy 17. a nie 15. Mendelejew umieścił arsen, selen i brom zgodnie z ich właściwościami, w grupach 15., 16. i 17., zostawia-jąc puste miejsca w grupie 13. – pod glinem i w grupie 14. – pod krzemem. W wyniku szczegółowej analizy właściwości fizycznych i chemicznych pierwiastków, sąsiadują-cych z pustymi miejscami w obrębie grupy i w obrębie okresu, określił właściwości che-miczne i fizyczne tych hipotetycznych pierwiastków (tab. 2.1.). Pierwiastki te zostały odkryte w ciągu kolejnych 15 lat, a ich właściwości okazały się zdumiewająco zgodne z przewidywanymi Mendelejewa.

Tabela 2.1.Właściwości galu i germanu przewidywane przez Mendelejewa i stwierdzone do-świadczalnie po ich odkryciu

Gal odkryty w 1875 r. German odkryty w 1886 r.


Właściwo-ści ustalone po odkryciu pierwiastka


Właściwości ustalone po

odkryciu pierwiastka

Masa atomowa [u]

68 69,9 72 72,32

Gęstość [g·cm–3]

6 5,96 5,5 5,47

0

1000

2000

3000

4000

5000

6000


okresy

tem

pera

tura

wrz

enia

[°C]

H

Li

Be

NOF

Ne

NaMg

P

S

ClAr

Al

Si

K

Ca

Sc

Mn

CrFe

Cu

ZnAs

Se

Br

Rb

Sr

Ga

GeNiCo

VTi

BC

Y

Pd

Rh

ZrTc

MoNb

Ru

La Ce

Hf

TaW Re

Ir

Pt

Au

Hg

Po

At

Rn

BiPb

Tl

U

Th

Ac

Os

Cd

Ag

Xe

I

Te

Sb

Sn

In

Cs

Ba

KrHe

Pu


— 16 —

Temperatura topnienia [°C]

niska 30 wysoka 958

Najwyższa wartościowość

III III IV IV

Wzór tlenku E2O3 Ga2O3 EO2 GeO2

Właściwości tlenku

łatwo się redukuje

redukuje się wodorem

biały biały

Wzór chlorku ECl3 GaCl3 ECl4 GeCl4

1

1 1

2 2

2

3 3

3

4 4

4 5

5 5

6 6

6

7 7

7 8 9 10 11 12

13 14 15 16 17

18

LANTANOWCE

AKTYNOWCE

Na C

Sn

W BiPbTlHgAuPtIrOs

U

ErTb

Th

Ce

TaLaBaCs

Cl

Br

ITeSbIn

SeAs

SPSi

FON

CdAgPd

ZnCuNi

RhRuMoNbZrYSrRb

CoFeMnCrVTiCaK

Mg

Li Be

H

Na1807 ST

B

1808

1781 1925 ŚR 1898 1940 19011861ST ST ST17501803 1803

184318431803 1946 1878 1901 1880 1886 1879 1879 1878 190718851885

17891828 1940 1940 1944 1944 1950 1952 1955 1957(1958) 1962195219491917

18021922183917741860

1939 1898 1899 1969 1970 1974 1976 1984 1982 1994 1994

1774

1825

18121782ŚR 18981863

1818

ST1669 18941822

Al

1825

(1810)18861774 18981772

1817ST ST

ŚR 1875 1886 ŚR 1898ST1751

1804 180418441778 193718011789179417901861

1735ST17741798183017891808 18791807

1808

1817 1798

1766 (1868)1895

1807

CER PROMET SAMAR EUROP GADOLIN DYSPROZ HOLM TUL ITERB LUTETNEODYMPRAZEODYM

WODÓR HEL

LIT BERYL

SÓD MAGNEZ

POTAS WAPŃ SKAND TYTAN WANAD CHROM MANGAN ŻELAZO KOBALT NIKIEL MIEDŹ CYNK GAL GERMAN ARSEN KRYPTONSELEN BROM

RUBID STRONT ITR CYRKON NIOB MOLIBDEN RUTENTECHNET ROD PALLAD SREBRO KADM IND CYNA ANTYMON KSENONTELLUR JOD

CEZ

FRANS RAD AKTYN RUTHERFORD DUBN SEABORG BOHR HAS MEITNER DARMSTADT ROENTGEN

BAR LANTAN TANTALHAFN WOLFRAM OSMREN IRYD PLATYNA ZŁOTO RTĘĆ TAL OŁÓW BIZMUT POLON ASTAT RADON

SÓD BOR WĘGIEL AZOT TLEN NEONFLUOR

GLIN KRZEM FOSFOR ARGONSIARKA CHLOR

TERB ERB

TOR NEPTUN PLUTON AMERYK KIUR KALIFORN EINSTEIN MENDELEW NOBEL LORENSFERMBERKELPROTAKTYN URAN

symbol pierwiastkanazwarok odkryciaST-znany w starożytnościŚR-odkryty w średniowieczu

liczba atomowa(liczba porządkowa)

1996 2004 1999 2004 2000 20022009OGANESSONTENNESSINELIWERMORMOSCOVIUMFLEROWNIHONIUMKOPERNIK

Rys. 2.19. Układ okresowy bez symboli pierwiastków odkrytych po 1869 r.

Grupy i okresyTablica Mendelejewa w kolumnach pionowych, zwanych grupami, zawiera pier-

wiastki o podobnych właściwościach. Każda grupa ma nazwę wywodzącą się z nazwy pierwiastka stojącego najwyżej:

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

litow

ce

bery

low

ce

skan

dow

ce

tyta

now

ce

wan

adow

ce

chro

mow

ce

man

gano

wce

żela

zow

ce

koba

ltow

ce

nikl

owce

mie

dzio

wce

cynk

owce

boro

wce

węg

low

ce

azot

owce

tleno

wce

fluor

owce

helo

wce


Oprócz nazw całych grup można wprowadzać nazwy ich fragmentów utworzone z nazwy pierwiastka stojącego najwyżej w wybranym fragmencie, np.

BeMgCaSrBaRa

berylowcewapniowce

NPAsSbBi

azotowcefosforowce

OSSeTePo

tlenowcesiarkowce

FClBrI

At

fluorowcechlorowce

Grupy dzielą się na główne (1., 2., i od 13. do 18.) oraz poboczne (pozostałe).W szeregach poziomych, czyli okresach, znajdują się pierwiastki o właściwościach

zmieniających się stopniowo – od reaktywnych metali do reaktywnych niemetali. Na końcu każdego okresu znajduje się niemetal – niereaktywny helowiec.

Dwa szeregi poziome: tzw. lantanowce – od 58Ce do 71Lu i aktynowce – od 90Th do 103Lr, umieszczono pod tablicą tylko w celu jej skrócenia geometrycznego. Pierwiastki te należą bowiem odpowiednio do 6. i 7. okresu i tworzą czternaście grup (dwupierwiast-kowych kolumn pionowych), dla których nie wprowadzono indywidualnej numeracji.

Zmiany właściwości fizyko-chemicznych w trzecim okresie układu okresowego Mendelejewa ilustruje zestawienie:

Na Mg Si P S Ar

Sód

reaktywnemetale

metale niemetale

reaktywneniemetale

niereaktywnyhelowiec

mało reaktywnemetale i niemetale

Magnez Glin Krzem Fosfor Siarka Chlor Argon

Wśród pierwiastków można wyróżnić dwa ich rodzaje: metale i niemetale. Każda z tych grup ma określony zespół właściwości fizycznych i chemicznych. Podział na me-tale i niemetale znajduje odzwierciedlenie w tablicy Mendelejewa.

W grupach pobocznych znajdują się wyłącznie metale. W grupach głównych granica metale – niemetale przesuwa się w prawo ze wzrostem numeru okresu, dzieląc tablicę na dwa trójkąty. Niektóre pierwiastki leżące przy linii rozgraniczającej – B, Si, Ge, As, Sb, Te, At – są często nazywane półmetalami, ponieważ wykazują częściowo cechy metali, a częściowo cechy niemetali:

Li

K

Na

Rb

Cs

N

As

P

Sb

Bi

B

Ga

In

F

Br

I

At

Be

Ca

Mg

Sr

Ba

O

Se

S

Te

Po

C

Ge

Si

Sn

Pb

Ne

Kr

Ar

Xe

Rn


— 17 —

Temperatura topnienia [°C]

niska 30 wysoka 958

Najwyższa wartościowość

III III IV IV

Wzór tlenku E2O3 Ga2O3 EO2 GeO2

Właściwości tlenku

łatwo się redukuje

redukuje się wodorem

biały biały

Wzór chlorku ECl3 GaCl3 ECl4 GeCl4

1

1 1

2 2

2

3 3

3

4 4

4 5

5 5

6 6

6

7 7

7 8 9 10 11 12

13 14 15 16 17

18

LANTANOWCE

AKTYNOWCE

Na C

Sn

W BiPbTlHgAuPtIrOs

U

ErTb

Th

Ce

TaLaBaCs

Cl

Br

ITeSbIn

SeAs

SPSi

FON

CdAgPd

ZnCuNi

RhRuMoNbZrYSrRb

CoFeMnCrVTiCaK

Mg

Li Be

H

Na1807 ST

B

1808

1781 1925 ŚR 1898 1940 19011861ST ST ST17501803 1803

184318431803 1946 1878 1901 1880 1886 1879 1879 1878 190718851885

17891828 1940 1940 1944 1944 1950 1952 1955 1957(1958) 1962195219491917

18021922183917741860

1939 1898 1899 1969 1970 1974 1976 1984 1982 1994 1994

1774

1825

18121782ŚR 18981863

1818

ST1669 18941822

Al

1825

(1810)18861774 18981772

1817ST ST

ŚR 1875 1886 ŚR 1898ST1751

1804 180418441778 193718011789179417901861

1735ST17741798183017891808 18791807

1808

1817 1798

1766 (1868)1895

1807

CER PROMET SAMAR EUROP GADOLIN DYSPROZ HOLM TUL ITERB LUTETNEODYMPRAZEODYM

WODÓR HEL

LIT BERYL

SÓD MAGNEZ

POTAS WAPŃ SKAND TYTAN WANAD CHROM MANGAN ŻELAZO KOBALT NIKIEL MIEDŹ CYNK GAL GERMAN ARSEN KRYPTONSELEN BROM

RUBID STRONT ITR CYRKON NIOB MOLIBDEN RUTENTECHNET ROD PALLAD SREBRO KADM IND CYNA ANTYMON KSENONTELLUR JOD

CEZ

FRANS RAD AKTYN RUTHERFORD DUBN SEABORG BOHR HAS MEITNER DARMSTADT ROENTGEN

BAR LANTAN TANTALHAFN WOLFRAM OSMREN IRYD PLATYNA ZŁOTO RTĘĆ TAL OŁÓW BIZMUT POLON ASTAT RADON

SÓD BOR WĘGIEL AZOT TLEN NEONFLUOR

GLIN KRZEM FOSFOR ARGONSIARKA CHLOR

TERB ERB

TOR NEPTUN PLUTON AMERYK KIUR KALIFORN EINSTEIN MENDELEW NOBEL LORENSFERMBERKELPROTAKTYN URAN

symbol pierwiastkanazwarok odkryciaST-znany w starożytnościŚR-odkryty w średniowieczu

liczba atomowa(liczba porządkowa)

1996 2004 1999 2004 2000 20022009OGANESSONTENNESSINELIWERMORMOSCOVIUMFLEROWNIHONIUMKOPERNIK

Rys. 2.19. Układ okresowy bez symboli pierwiastków odkrytych po 1869 r.

Grupy i okresyTablica Mendelejewa w kolumnach pionowych, zwanych grupami, zawiera pier-

wiastki o podobnych właściwościach. Każda grupa ma nazwę wywodzącą się z nazwy pierwiastka stojącego najwyżej:

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

litow

ce

bery

low

ce

skan

dow

ce

tyta

now

ce

wan

adow

ce

chro

mow

ce

man

gano

wce

żela

zow

ce

koba

ltow

ce

nikl

owce

mie

dzio

wce

cynk

owce

boro

wce

węg

low

ce

azot

owce

tleno

wce

fluor

owce

helo

wce


Oprócz nazw całych grup można wprowadzać nazwy ich fragmentów utworzone z nazwy pierwiastka stojącego najwyżej w wybranym fragmencie, np.

BeMgCaSrBaRa

berylowcewapniowce

NPAsSbBi

azotowcefosforowce

OS

SeTePo

tlenowcesiarkowce

FClBrI

At

fluorowcechlorowce

Grupy dzielą się na główne (1., 2., i od 13. do 18.) oraz poboczne (pozostałe).W szeregach poziomych, czyli okresach, znajdują się pierwiastki o właściwościach

zmieniających się stopniowo – od reaktywnych metali do reaktywnych niemetali. Na końcu każdego okresu znajduje się niemetal – niereaktywny helowiec.

Dwa szeregi poziome: tzw. lantanowce – od 58Ce do 71Lu i aktynowce – od 90Th do 103Lr, umieszczono pod tablicą tylko w celu jej skrócenia geometrycznego. Pierwiastki te należą bowiem odpowiednio do 6. i 7. okresu i tworzą czternaście grup (dwupierwiast-kowych kolumn pionowych), dla których nie wprowadzono indywidualnej numeracji.

Zmiany właściwości fizyko-chemicznych w trzecim okresie układu okresowego Mendelejewa ilustruje zestawienie:

Na Mg Si P S Ar

Sód

reaktywnemetale

metale niemetale

reaktywneniemetale

niereaktywnyhelowiec

mało reaktywnemetale i niemetale

Magnez Glin Krzem Fosfor Siarka Chlor Argon

Wśród pierwiastków można wyróżnić dwa ich rodzaje: metale i niemetale. Każda z tych grup ma określony zespół właściwości fizycznych i chemicznych. Podział na me-tale i niemetale znajduje odzwierciedlenie w tablicy Mendelejewa.

W grupach pobocznych znajdują się wyłącznie metale. W grupach głównych granica metale – niemetale przesuwa się w prawo ze wzrostem numeru okresu, dzieląc tablicę na dwa trójkąty. Niektóre pierwiastki leżące przy linii rozgraniczającej – B, Si, Ge, As, Sb, Te, At – są często nazywane półmetalami, ponieważ wykazują częściowo cechy metali, a częściowo cechy niemetali:

Li

K

Na

Rb

Cs

N

As

P

Sb

Bi

B

Ga

In

F

Br

I

At

Be

Ca

Mg

Sr

Ba

O

Se

S

Te

Po

C

Ge

Si

Sn

Pb

Ne

Kr

Ar

Xe

Rn


— 18 —

Okresowość konfiguracji elektronowychPrzyczyny okresowych zmian właściwości, jak wszystkie przyczyny cech makro-

skopowych, tkwią w strukturze materii. Współczesny stan wiedzy o budowie atomu pozwala na sformułowanie prawa okresowości w ujęciu mikroskopowym.

Konfiguracje elektronowe pierwiastków są funkcją liczby atomowej.

Rysunek 2.20 przedstawia zależność między liczbą elektronów walencyjnych pier-wiastka, a jego liczbą atomową. Jest to zależność okresowa. Należy pamiętać, że o właś-ciwościach pierwiastków decyduje nie tylko liczba elektronów walencyjnych, lecz rów-nież typ konfiguracji walencyjnej i budowa rdzenia.

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

H Li Na

Mg Ca Sr Ba Ra

Al Sc Y La AcInGa

Ge

As

Se No Nd UW PoTe

Br Tc Pm NpRe At

RnOs

Ir

Pt

Au

I

Si Ti Zr Ce ThRf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

HfPb

Tl

Fr

Sn

P V Nb Pr PaTa BiSb

S Cr

Cl Mn

Fe Ru Sm Pu

Co Rh Eu Am

Ni Pd Gd Cm

Tb Bk

Dy Cf

Ho Es

Er Fm

Tm Md

Yb

Lu Lr

No

Cu Ag

Zn Cd Hg

K Rb Cs

Be

B

C

N

O

F

Ne Ar Kr Xe

He

2 10 18 36 54 86 Z

liczbaelektronów walencyjnych

Rys. 2.20. Zależność liczby elektronów walencyjnych od liczby atomowej Z

W poprzednim paragrafie była już mowa o tym, że blok konfiguracyjny w tablicy Mendelejewa jest to zbiór pierwiastków o określonym typie podpowłokowej konfigu-racji walencyjnej. Liczba grup w bloku konfiguracyjnym jest równa pojemności podpo-włoki, którą zajmują kolejne, nowo przybywające elektrony w atomach pierwiastków tego bloku.

Blok s tworzą pierwiastki o konfiguracji walencyjnej ns1 lub ns2,

a więc wodór, hel oraz litowce i berylowce.

Blok p tworzą pierwiastki o konfiguracji walencyjnej od ns2 np1 do ns2 np6,

a więc pierwiastki grup głównych – od 13. do 18., ale bez helu.

Blok d tworzą pierwiastki o konfiguracji walencyjnej od ns2 (n–1)d1 do ns2 (n–1)d10,

a więc pierwiastki grup pobocznych.

Blok f tworzą pierwiastki o konfiguracji walencyjnej ns (n–1)d (n–2)f.

W podpowłoce (n–2)f może być

Bloki konfiguracyjne


1

1

2

2

33

4

4 5

5

6

6

7

7 8 9 10 11 12

13 14 15 16 17

18

6C5B

50Sn

74W

109Mt108Hs107Bh106Sg105Db

85At 86Rn84Po83Bi82Pb81Tl80Hg79Au78Pt77Ir76Os75Re

61Pm

93Np92U96Cm 103Lr102No101Md100Fm99Es

98Cf97Bk

71Lu70Yb69Tm68Er67Ho66Dy65Tb

95Am94Pu91Pa90Th

64Gd63Eu62Sm60Nd59Pr

58Ce

73Ta

104Rf

72Hf

89Ac88Ra87Fr

57La56Ba55Cs

54Xe

36Kr

18Ar17Cl

35Br

53I52Te51Sb49In

34Se33As32Ge31Ga

16S15P14Si13Al

2He

10Ne9F8O7N

48Cd47Ag46Pd

30Zn29Cu28Ni

45Rh44Ru43Tc42Mo41Nb40Zr39Y38Sr37Rb

27Co26Fe25Mn24Cr23V22Ti21Sc20Ca19K

12Mg

3Li 4Be

1H

11Na

blok sblokblokblok

pdf

110Ds 111Rg 112Cn 113Nh 114Fl 115Mc 116Lv 118Og117Ts

Rys. 2.21. Układ okresowy pierwiastków z zaznaczonymi blokami konfiguracyjnymi

Każda grupa główna (!) układu okresowego ma własną, niepowtarzalną konfigura-cję walencyjną, a ponadto wszystkie pierwiastki należące do danej grupy mają tyle samo elektronów walencyjnych. Prawidłowości te dla grup głównych ilustruje zestawienie:

Grupa 1 2 13 14 15 16 17 18

Konfiguracja walencyjna

ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6

Liczba elektronów walencyjnych

1 2 3 4 5 6 7 8

Pierwiastki należące do danej grupy różnią się liczbą powłok elektronowych i nume-rem powłoki walencyjnej. Konfiguracja ns1 oznacza, że pierwiastek okresu pierwszego (wodór) ma konfigurację walencyjną 1s1. Pierwiastek tej samej grupy, ale okresu drugie-go (lit) ma konfigurację walencyjną 2s1, a kolejne pierwiastki tej grupy: 3s1, 4s1, 5s1 itd.

Pierwiastki grup pobocznych mają następującą konfigurację walencyjną:

Grupa 3 4 5 … 12


ns2 (n–1)d1 ns2 (n–1)d2 ns2 (n–1)d3 … ns2 (n–1)d10


3 4 5 … 12


— 19 —

Okresowość konfiguracji elektronowychPrzyczyny okresowych zmian właściwości, jak wszystkie przyczyny cech makro-

skopowych, tkwią w strukturze materii. Współczesny stan wiedzy o budowie atomu pozwala na sformułowanie prawa okresowości w ujęciu mikroskopowym.

Konfiguracje elektronowe pierwiastków są funkcją liczby atomowej.

Rysunek 2.20 przedstawia zależność między liczbą elektronów walencyjnych pier-wiastka, a jego liczbą atomową. Jest to zależność okresowa. Należy pamiętać, że o właś-ciwościach pierwiastków decyduje nie tylko liczba elektronów walencyjnych, lecz rów-nież typ konfiguracji walencyjnej i budowa rdzenia.

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

H Li Na

Mg Ca Sr Ba Ra

Al Sc Y La AcInGa

Ge

As

Se No Nd UW PoTe

Br Tc Pm NpRe At

RnOs

Ir

Pt

Au

I

Si Ti Zr Ce ThRf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

HfPb

Tl

Fr

Sn

P V Nb Pr PaTa BiSb

S Cr

Cl Mn

Fe Ru Sm Pu

Co Rh Eu Am

Ni Pd Gd Cm

Tb Bk

Dy Cf

Ho Es

Er Fm

Tm Md

Yb

Lu Lr

No

Cu Ag

Zn Cd Hg

K Rb Cs

Be

B

C

N

O

F

Ne Ar Kr Xe

He

2 10 18 36 54 86 Z

liczbaelektronów walencyjnych

Rys. 2.20. Zależność liczby elektronów walencyjnych od liczby atomowej Z

W poprzednim paragrafie była już mowa o tym, że blok konfiguracyjny w tablicy Mendelejewa jest to zbiór pierwiastków o określonym typie podpowłokowej konfigu-racji walencyjnej. Liczba grup w bloku konfiguracyjnym jest równa pojemności podpo-włoki, którą zajmują kolejne, nowo przybywające elektrony w atomach pierwiastków tego bloku.

Blok s tworzą pierwiastki o konfiguracji walencyjnej ns1 lub ns2,

a więc wodór, hel oraz litowce i berylowce.

Blok p tworzą pierwiastki o konfiguracji walencyjnej od ns2 np1 do ns2 np6,

a więc pierwiastki grup głównych – od 13. do 18., ale bez helu.

Blok d tworzą pierwiastki o konfiguracji walencyjnej od ns2 (n–1)d1 do ns2 (n–1)d10,

a więc pierwiastki grup pobocznych.

Blok f tworzą pierwiastki o konfiguracji walencyjnej ns (n–1)d (n–2)f.

W podpowłoce (n–2)f może być

Bloki konfiguracyjne


1

1

2

2

33

4

4 5

5

6

6

7

7 8 9 10 11 12

13 14 15 16 17

18

6C5B

50Sn

74W

109Mt108Hs107Bh106Sg105Db

85At 86Rn84Po83Bi82Pb81Tl80Hg79Au78Pt77Ir76Os75Re

61Pm

93Np92U96Cm 103Lr102No101Md100Fm99Es

98Cf97Bk


95Am94Pu91Pa90Th

64Gd63Eu62Sm60Nd59Pr

58Ce

73Ta

104Rf

72Hf

89Ac88Ra87Fr

57La56Ba55Cs

54Xe

36Kr

18Ar17Cl

35Br

53I52Te51Sb49In

34Se33As32Ge31Ga

16S15P14Si13Al

2He

10Ne9F8O7N

48Cd47Ag46Pd

30Zn29Cu28Ni



12Mg

3Li 4Be

1H

11Na

blok sblokblokblok

pdf

110Ds 111Rg 112Cn 113Nh 114Fl 115Mc 116Lv 118Og117Ts

Rys. 2.21. Układ okresowy pierwiastków z zaznaczonymi blokami konfiguracyjnymi

Każda grupa główna (!) układu okresowego ma własną, niepowtarzalną konfigura-cję walencyjną, a ponadto wszystkie pierwiastki należące do danej grupy mają tyle samo elektronów walencyjnych. Prawidłowości te dla grup głównych ilustruje zestawienie:

Grupa 1 2 13 14 15 16 17 18


ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6


1 2 3 4 5 6 7 8

Pierwiastki należące do danej grupy różnią się liczbą powłok elektronowych i nume-rem powłoki walencyjnej. Konfiguracja ns1 oznacza, że pierwiastek okresu pierwszego (wodór) ma konfigurację walencyjną 1s1. Pierwiastek tej samej grupy, ale okresu drugie-go (lit) ma konfigurację walencyjną 2s1, a kolejne pierwiastki tej grupy: 3s1, 4s1, 5s1 itd.

Pierwiastki grup pobocznych mają następującą konfigurację walencyjną:

Grupa 3 4 5 … 12


ns2 (n–1)d1 ns2 (n–1)d2 ns2 (n–1)d3 … ns2 (n–1)d10


3 4 5 … 12


— 20 —

O „architekturze” układu okresowego decyduje kolejność zapełniania elektronami poszczególnych powłok i podpowłok. Prawidłowości w konfiguracjach elektronowych stanu podstawowego prowadzą do następujących wniosków:

• Okres jest uporządkowanym według wzrastających liczb atomowych szeregiem pierwiastków, których atomy zawierają identyczną liczbę powłok elektrono-wych. Numer okresu określa liczbę powłok elektronowych.

• Nowy okres rozpoczyna się dlatego, że po zapełnieniu podpowłoki np ener-gia stanów podstawowych w podpowłoce (n + 1)s jest najniższa wśród energii wszystkich innych stanów podstawowych nieobsadzonych podpowłok. I to ją obsadza nowo pojawiający się elektron. Nowy okres rozpoczyna się wówczas, gdy kolejny, nowo przybywający elektron zajmuje pierwszy stan w nieobsadzo-nej jeszcze powłoce (za każdym razem jest to stan w podpowłoce s). W skrócie, ale umownie, można powiedzieć, że nowy okres to rozpoczęcie zabudowy no-wej powłoki.

• Grupa jest uporządkowaną według wzrastających liczb atomowych kolumną pierwiastków, których atomy mają charakterystyczną konfigurację walencyjną i tę samą liczbę elektronów walencyjnych.

• Numer grupy określa liczbę elektronów walencyjnych.

1

1 1

2 2

2

3 3

3

4 4

4 5

5 5

6 6

6

7 7

7 8 9 10 11 12

13 14 15 16 17

18

6C

50Sn

74W 85At 86Rn84Po83Bi82Pb81Tl80Hg79Au78Pt77Ir76Os75Re

61Pm

93Np92U 96Cm 103Lr102No101Md100Fm99Es98Cf97Bk


95Am94Pu91Pa90Th

64Gd63Eu62Sm60Nd59Pr58Ce

73Ta72Hf

89Ac88Ra87Fr

57La56Ba55Cs

54Xe

36Kr

18Ar17Cl

35Br

53I52Te51Sb49In

34Se33As32Ge31Ga

16S15P14Si

2He

10Ne9F8O7N

48Cd47Ag46Pd

30Zn29Cu28Ni



12Mg

3Li 4Be

1H

11Na

5B

5 f146d07s2

13Al

109Mt 112Cn108Hs 111Rg107Bh 110Ds106Sg105Db104Rf

5 f146d17s2

4 f145d06s2 4 f145d16s2

5 f126d07s2 5 f136d07s2

4 f125d06s2 4 f135d06s2

5 f106d07s2 5 f116d07s2

4 f105d06s2 4 f115d06s2

5 f76d17s2 5 f86d17s2

4 f75d16s2 4 f95d06s2

5 f66d07s2 5 f76d07s2

4 f65d06s2 4 f75d06s2

5 f36d17s2 5 f46d17s2

4 f45d06s2 4 f55d06s2

5 f06d27s2 5 f26d17s2

4 f15d16s2 4 f35d06s2

7s1 7s2 6d17s2 6d27s 2

6s1 6s2 5d16s 2 5d26s 2 5d36s 2 5d46s 2 5d56s 2 5d66s 2 5d76s 2 5d96s 1 5d106s1 5d 1 06 s 2 6s26p1 6s26p2 6s26p3 6s26p4 6s26p5 6s26p6

5s1 5s2 4d15s2 4d25s 2 4d45s 1 4d55s 1 4d65s 1 4d75s 1 4d85s 1 4d10 4d105s1 4d 1 05 s 2 5s25p1 5s25p2 5s25p3 5s25p4 5s25p5 5s25p6

4s1 4s2 3d14s 2 3d24s 2 3d34s 2 3d54s 1 3d54s 2 3d64s 2 3d74s 2 3d84s 2 3d104s 1 3d104s2 4s24p1 4s24p2 4s24p3 4s24p4 4s24p5 4s24p6

3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6

2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6

1s2

3s1 3s2

2s1 2s2

1s1

blok s

blok p

blok d

blok f

113Nh 114Fl 115Mc 116Lv 118Og117Ts

Rys. 2.22. Układ okresowy pierwiastków z konfiguracją walencyjną


Ważne pojęcia: • Prawo okresowości (w ujęciu makroskopowym) mówi o tym, że właściwości pier-

wiastków zmieniają się okresowo ze wzrostem liczby atomowej. • Prawo okresowości (w ujęciu mikroskopowym) mówi o tym, że konfiguracje elek-

tronowe pierwiastków są funkcją okresową liczby atomowej. • Tablica Mendelejewa, czyli układ okresowy pierwiastków – tablica wszystkich

pierwiastków uporządkowanych w kolumny pionowe – grupy, i szeregi poziome – okresy. Zarówno w grupach jak i w okresach wzrasta liczba atomowa Z pierwiast-ków i niemal zawsze wzrasta ich masa atomowa.

• Grupa – pionowa kolumna zawierająca pierwiastki o podobnych właściwościach. Jest kolumną pierwiastków, których atomy mają ten sam, niepowtarzalny typ konfi-guracji walencyjnej i tę samą liczbę elektronów walencyjnych. Grupy główne: 1., 2. i od 13. do 18. Grupy poboczne: od 3. do 12.

• Okres jest uporządkowanym według wzrastających liczb atomowych szeregiem pierwiastków o właściwościach zmieniających się stopniowo, których atomy zawie-rają identyczną liczbę powłok elektronowych.

Rozwiąż zadania (odpowiedzi nie umieszczaj w podręczniku!)1. Przed rokiem 1869 podejmowano różne próby klasyfikacji pierwiastków.

Sporządź w zeszycie krótką notatkę na temat triad Döbereinera oraz oktaw Newlandsa na podstawie informacji znalezionych w Internecie lub w innych źród-łach wiedzy.

2. Mendelejew nie mógł uszeregować pierwiastków ze wzrostem liczby atomowej, po-nieważ w 1869 roku nie posiadano wiedzy na temat budowy atomu. Wykorzystał do tego celu masę atomową. Zauważył jednak, że w kilku przypadkach musiał ułożyć pierwiastek o mniejszej masie za pierwiastkiem o większej masie, aby znalazły się one w odpowiednich grupach układu okresowego. Odszukaj w układzie okresowym dwie pary pierwiastków, które opisują problem, z którym zmierzył się Mendelejew.

3. Na podstawie podanych walencyjnych konfiguracji powłokowych zapisz walencyj-ne konfiguracje podpowłokowe i ustal nazwy pierwiastków:a) M 6,b) N 3,c) M 2 N 2,d) M 10 N 1.


— 21 —

Ważne pojęcia: • Prawo okresowości (w ujęciu makroskopowym) mówi o tym, że właściwości pier-

wiastków zmieniają się okresowo ze wzrostem liczby atomowej. • Prawo okresowości (w ujęciu mikroskopowym) mówi o tym, że konfiguracje elek-

tronowe pierwiastków są funkcją okresową liczby atomowej. • Tablica Mendelejewa, czyli układ okresowy pierwiastków – tablica wszystkich

pierwiastków uporządkowanych w kolumny pionowe – grupy, i szeregi poziome – okresy. Zarówno w grupach jak i w okresach wzrasta liczba atomowa Z pierwiast-ków i niemal zawsze wzrasta ich masa atomowa.

• Grupa – pionowa kolumna zawierająca pierwiastki o podobnych właściwościach. Jest kolumną pierwiastków, których atomy mają ten sam, niepowtarzalny typ konfi-guracji walencyjnej i tę samą liczbę elektronów walencyjnych. Grupy główne: 1., 2. i od 13. do 18. Grupy poboczne: od 3. do 12.

• Okres jest uporządkowanym według wzrastających liczb atomowych szeregiem pierwiastków o właściwościach zmieniających się stopniowo, których atomy zawie-rają identyczną liczbę powłok elektronowych.

Rozwiąż zadania (odpowiedzi nie umieszczaj w podręczniku!)1. Przed rokiem 1869 podejmowano różne próby klasyfikacji pierwiastków.

Sporządź w zeszycie krótką notatkę na temat triad Döbereinera oraz oktaw Newlandsa na podstawie informacji znalezionych w Internecie lub w innych źród-łach wiedzy.

2. Mendelejew nie mógł uszeregować pierwiastków ze wzrostem liczby atomowej, po-nieważ w 1869 roku nie posiadano wiedzy na temat budowy atomu. Wykorzystał do tego celu masę atomową. Zauważył jednak, że w kilku przypadkach musiał ułożyć pierwiastek o mniejszej masie za pierwiastkiem o większej masie, aby znalazły się one w odpowiednich grupach układu okresowego. Odszukaj w układzie okresowym dwie pary pierwiastków, które opisują problem, z którym zmierzył się Mendelejew.

3. Na podstawie podanych walencyjnych konfiguracji powłokowych zapisz walencyj-ne konfiguracje podpowłokowe i ustal nazwy pierwiastków:a) M 6,b) N 3,c) M 2 N 2,d) M 10 N 1.


— 22 —


Zadanie 1. (0-1p.)Zapisz konfigurację graficzną elektronów walencyjnych pierwiastka grupy 17., wiedząc, że jego elektrony rdzenia atomowego o najwyższej energii opisywane są przez główną liczbę kwantową n = 5.

Zadanie 2. (0-1p.)Ustal symbole pierwiastków, które spełniają podane warunki:a) są pierwiastkami czwartego okresu, których atomy mają podpowłokę d wypełnioną

całkowicie;b) są pierwiastkami czwartego okresu, których atomy zawierają jeden elektron niesparo-

wany.

Zadanie 3. (0-1p.)Atomy pierwiastków X i Y mają:

• cztery powłoki elektronowe; • więcej niż trzy elektrony walencyjne, jednak trzy z nich w stanie podstawowym, po-zostają niesparowane.

Elektrony walencyjne atomu pierwiastka Y znajdują się w jednej powłoce. Elektrony wa-lencyjne atomu pierwiastka X znajdują się w dwóch podpowłokach dwóch różnych po-włok, przy czym liczba walencyjnych elektronów sparowanych jest większa od liczby elek-tronów niesparowanych.Przerysuj i uzupełnij poniższą tabelę. Wpisz symbole chemiczne pierwiastków X i Y, oraz dane dotyczące ich położenia w tablicy Mendelejewa.

Pierwiastek Symbol pierwiastka Numer okresu Numer grupy Symbol bloku

X

Y

Zadanie 4. (0-1p.)Z konfiguracji elektronowej atomu pierwiastka E wynika, że w tym atomie:

• elektrony rozmieszczone są w trzech powłokach elektronowych, • liczba elektronów walencyjnych wynosi n – 2, gdzie n to maksymalna liczba elektro-nów, jaka może się zmieścić w podpowłoce p.

Zapisz skróconą, podpowłokową konfigurację elektronową pierwiastka E.

Zadanie 5. (0-1p.)O elektronie w pewnym atomie wiadomo, że zajmuje poziom energetyczny o głównej liczbie kwantowej n = 2.Ustal, jakie wartości pobocznej liczby kwantowej l oraz magnetycznej liczby kwantowej m opisują stan tego elektronu, jeżeli jego magnetyczna liczba kwantowa przyjmuje najwięk-szą dopuszczalną wartość dla tej powłoki.

Zadanie 6. (0-1p.)Ustal, jaką maksymalną liczbę elektronów może pomieścić podpowłoka f, powłoka M oraz dowolny poziom orbitalny.


— 23 —


Zadanie 1. (0-1p.)Zapisz konfigurację graficzną elektronów walencyjnych pierwiastka grupy 17., wiedząc, że jego elektrony rdzenia atomowego o najwyższej energii opisywane są przez główną liczbę kwantową n = 5.

Zadanie 2. (0-1p.)Ustal symbole pierwiastków, które spełniają podane warunki:a) są pierwiastkami czwartego okresu, których atomy mają podpowłokę d wypełnioną

całkowicie;b) są pierwiastkami czwartego okresu, których atomy zawierają jeden elektron niesparo-

wany.

Zadanie 3. (0-1p.)Atomy pierwiastków X i Y mają:

• cztery powłoki elektronowe; • więcej niż trzy elektrony walencyjne, jednak trzy z nich w stanie podstawowym, po-zostają niesparowane.

Elektrony walencyjne atomu pierwiastka Y znajdują się w jednej powłoce. Elektrony wa-lencyjne atomu pierwiastka X znajdują się w dwóch podpowłokach dwóch różnych po-włok, przy czym liczba walencyjnych elektronów sparowanych jest większa od liczby elek-tronów niesparowanych.Przerysuj i uzupełnij poniższą tabelę. Wpisz symbole chemiczne pierwiastków X i Y, oraz dane dotyczące ich położenia w tablicy Mendelejewa.

Pierwiastek Symbol pierwiastka Numer okresu Numer grupy Symbol bloku

X

Y

Zadanie 4. (0-1p.)Z konfiguracji elektronowej atomu pierwiastka E wynika, że w tym atomie:

• elektrony rozmieszczone są w trzech powłokach elektronowych, • liczba elektronów walencyjnych wynosi n – 2, gdzie n to maksymalna liczba elektro-nów, jaka może się zmieścić w podpowłoce p.

Zapisz skróconą, podpowłokową konfigurację elektronową pierwiastka E.

Zadanie 5. (0-1p.)O elektronie w pewnym atomie wiadomo, że zajmuje poziom energetyczny o głównej liczbie kwantowej n = 2.Ustal, jakie wartości pobocznej liczby kwantowej l oraz magnetycznej liczby kwantowej m opisują stan tego elektronu, jeżeli jego magnetyczna liczba kwantowa przyjmuje najwięk-szą dopuszczalną wartość dla tej powłoki.

Zadanie 6. (0-1p.)Ustal, jaką maksymalną liczbę elektronów może pomieścić podpowłoka f, powłoka M oraz dowolny poziom orbitalny.


Zadanie 7. (0-1p.)W tabeli przedstawiono różne poziomy orbitalne, które oznaczono literami A, B, C i D:

A B C D

Ocen, czy podane zdania są prawdziwe, czy fałszywe.1. Poziomy orbitalne oznaczone literami A i B opisywane są przez jednakowe wartości

głównej liczby kwantowej n.2. Poziomy orbitalne oznaczone literami B i C opisywane są przez różne wartości pobocz-

nej liczby kwantowej l.3. Poziomy orbitalne oznaczone literami C i D opisywane są przez różne wartości magne-

tycznej liczby kwantowej m.

Zadanie 8. (0-1p.)Ustal zestaw czterech liczb kwantowych – głównej n, pobocznej l, magnetycznej m i mag-netycznej spinowej ms – dla elektronu wskazanego w zapisie konfiguracji elektronowej atomu chromu. Załóż, że kolejnym poziomom orbitalnym w zapisie klatkowym odpowia-dają wartości magnetycznej liczby kwantowej uporządkowane narastająco:

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s

Zadanie 9. (0-1p.)Wyjaśnij, dlaczego wskazany fragment konfiguracji elektronowej atomu węgla jest błędny.

2p

Zadanie 10. (0-2p.)Energię poziomu energetycznego w atomie wodoru (wyrażoną w elektronowoltach) można obliczyć ze wzoru:

E = –13,60n2

[eV],

gdzie n to numer powłoki, na której znajduje się elektron (wartość głównej liczby kwan-towej).a) Oblicz, ile energii, wyrażonej w elektronowoltach, wyemituje elektron przechodząc

z powłoki trzeciej na drugą oraz z powłoki drugiej na pierwszą.b) Ocen, która „odległość energetyczna” między powłokami jest większa: ta pomiędzy

powłoką szóstą a piątą, czy ta pomiędzy powłoką piątą i czwartą.


— 24 —

Dydaktyczna obudowa podręcznikana naszej stronie internetowej

Dla nauczyciela• Program nauczania.

• Szczegółowy rozkład materiału z odniesieniami do treści szczegółowych w podstawie programowej.

• Plan wynikowy.

• Wymagania szczegółowe na poszczególne oceny.

• Sprawdzian „na wejściu” pomocny w ocenie poziomu wiedzy i umiejętności uczniów rozpoczynających naukę w liceum lub w technikum.

• Sprawdziany po każdym rozdziale, gotowe do pobrania i wydrukowania.

• Klasówki samodzielnie komponowane przez nauczyciela za pomocą genera-tora klasówek. Zadania, ich ilość, typ i rodzaj pod względem treści i stopnia trudności, będzie można pobierać z dostępnej bazy zadań, dostosowując kla-sówki do swoich potrzeb i możliwości uczniów.

Dla ucznia• Filmowe wersje większości doświadczeń opisanych w podręczniku.

• Animacje.

— 25 —

Zbiór zadań z chemiiZakres rozszerzony

Jest to kolejne, jedenaste wydanie powszechnie znanego od wielu lat i cenione-go zbioru zadań z chemii w zakresie rozszerzonym, przeznaczonego do liceów i techników.Zbiór ten został po raz kolejny uzupełniony o dodatkowe zadania w kilku obec-nych rozdziałach (zwłaszcza w zakresie chemii organicznej), oraz poszerzony o zestaw zadań w rozdziałach nowych, które pojawiły się w podstawie progra-mowej, obowiązującej od roku 2019, takich, jak Chemia wokół nas i Elementy ochrony środowiska.

Documents

Szanowni Państwo, - Pazdro · 2019-02-21 · Ramowy plan nauczania chemii w liceach i technikach Zakres rozszerzony Na podstawie rozporządzenia MEN z dn. 28 marca 2017 r. Liczba