Chemia ogólna i fizyczna - Notatki - Chemia - Część 2, Notatki'z Chemia. University of Podlasie in Siedlce
hannibal00
hannibal008 March 2013

Chemia ogólna i fizyczna - Notatki - Chemia - Część 2, Notatki'z Chemia. University of Podlasie in Siedlce

PDF (521.7 KB)
10 strona
989Liczba odwiedzin
Opis
Notatki przedstawiające zagadnienia z zakresu chemii: chemia ogólna i fizyczna;
20punkty
Punkty pobierania niezbędne do pobrania
tego dokumentu
Pobierz dokument
Podgląd3 strony / 10
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.

Ponieważ jednak wiązania wielokrotne między atomami występują (np. C=O), musi zatem istnieć jakiś

sposób na nałożenie się pozostałych orbitali, tak, by stworzyły drugie wiązanie.

Okazuje się, że jeżeli nastąpi hybrydyzacja sp 2 , to trzy orbitale zhybrydyzowane będą położone w jednej

płaszczyźnie, a pozostały orbital p będzie do tej płaszczyzny prostopadły. Jeżeli teraz dwa orbitale

zhybrydyzowane utworzą wiązanie, to orbitale p, będąc ustawione w stosunku do siebie równolegle, nałożą

się częściowo na siebie, tworząc tym sposobem drugie wiązanie. Będzie to jednak wiązanie o nieco innym

charakterze. Pokrycie się orbitali bokami jest słabsze, co daje wiązanie o niskiej energii (reaktywne) ponadto

nie "chowające się" między jądrami atomów a układające się na zewnątrz: Takie wiązania nazywamy

wiązaniami typu (powstały z orbitali p) w odróżnieniu od towarzyszących im "zwykłych" wiązań

kowalencyjnych typu  (powstałych z orbitali s lub zhybrydyzowanych sp x ).

Wiązanie podwójne w etenie

CH2=CH2

Schemat wiązania podwójnego - wiązanie typu

 w osi łączącej atomy,

 z nałożenia się orbitali p bokami

Schemat wiązania

podwójnego;

widok po osi wiązania 

W przypadku hybrydyzacji sp powstają dwa orbitale zhybrydyzowane, leżące w jednej linii, i pozostają dwa

orbitale p, prostopadłe do tej lini i do siebie nawzajem. Powstaje wiązanie potrójne ( jedno  i dwa) w

analogiczny sposób jak opisane wcześniej wiązanie podwójne.

Wiązania podwójne mogą występować w układzie wiązań sprzężonych, co skutkuje nowymi, ciekawymi

właściwościami (patrz).

docsity.com

Wiązanie potrójne w

acetylenie

(etynie)

Widok z boku analogiczny jak powyżej,

tylko wiązanie  zasłonięte drugim wiązaniem

, w płaszczyźnie prostopadłej do płaszczyzny rysunku.

Cząsteczka liniowa (patrz wzór po lewej).

Schemat wiązania

potrójnego;

widok po osi wiązania 

Wartościowość

Wartościowość, szczególnie na początku nauczania chemii, gdy występuje w

najprostszym ujęciu, wydaje się być niezbyt skomplikowanym problemem (sam nie raz

tłumaczyłem różnym młodym znajomym, jak to "atomy łapią się za rączki" czy "atomy

jak klocki Lego ..."). Poszczególne pierwiastki mają charakterystyczne dla siebie wartości

wartościowości, wynikające z obsadzenia ich powłok walencyjnych, pozwalające

przewidywać i łatwo zapamiętywać skład związków chemicznych. Skoro Na jest

jednowartościowy i Cl też, to wiadomo, że ich związek to będzie NaCl. Jeśli wapń jest

dwuwartościowy to utworzy związek CaCl2, a trójwartościowy glin AlCl3, zaś

czterowartościowy węgiel z dwuwartościowym tlenem da CO2, itp. itd... Prawdziwe

problemy zaczynają się później, kiedy napotykamy na związki, w których wyliczenie

wartościowości jednego pierwiastka na podstawie znajomości wartościowości innych

pierwiastków wchodzących w skład tego związku, robi się zbyt skomplikowane (w Pb3O4

obliczymy dla ołowiu wartościowość 4·2/3=8/3!!, w Na2O2 albo sód ma wartościowość 2

albo tlen 1 itp.). Tu też pojawia się wciąż powracający problem konfliktu między

wynikami schematycznych (i łatwych) obliczeń a rzeczywistością. Dla węgliku wapnia

CaC2 i dwuwartościowego Ca (inaczej być nie może, bo ma tylko dwa elektrony

walencyjne) obliczamy w tym związku wartościowość węgla jako 1(!!), czego nie da się

wytłumaczyć w sensowny sposób. Dopiero znajomość struktury tego związku wszystko

wyjaśnia.

Po głębszym zastanowieniu doszedłem do wniosku (to moja całkiem prywatna

konstatacja!), że pojęcie wartościowości potrzebne jest jedynie w tym pierwszym okresie

nauczania podstaw chemii, a w późniejszym okresie bardziej przeszkadza (gmatwa

docsity.com

sprawę) niż pomaga i wyjaśnia. Tak naprawdę potrzebne jest tylko, jako stopień utlenienia

pierwiastka, w rozpatrywaniu przebiegu i stechiometrii reakcji redoksowych.

Trzeba sobie wyraźnie powiedzieć, że nie istnieje jedna definicja, czy choćby jedno

wyjaśnienie pojęcia terminu "wartościowość". Oznacza to w praktyce, że ten sam termin

w różnych kontekstach ma trochę różne znaczenie. Mnie samego zaskoczył fakt, że w

paru podręcznikach chemii ogólnej i nieorganicznej nie znalazłem w skorowidzu

(skądinąd bardzo bogatym) terminu "wartościowość"! Autorzy wolą nie ryzykować.

Tak więc w różnych sytuacjach pod pojęciem wartościowości rozumiemy:

 liczbę atomów jednowartościowego pierwiastka (np. wodoru lub litu), którą jest w

stanie przyłączyć atom danego pierwiastka (ujęcie "klasyczne")

 liczbę elektronów oddanych lub pobranych przez atom danego pierwiastka

wchodzącego w skład związku jonowego (Na[+1] i Cl[-1] w NaCl; Sn[+4] i F[-1]

w SnF4)

 ilość wspólnych z innymi atomami par elektronowych, wiążących

 w związkach o charakterze kompleksów (wiązania koordynacyjne, donorowo-

akceptorowe) jest to ilość ligandów (donorów par elektronowych) dookoła jonu

centralnego. Na przykład w jonie sześcioamminokobaltowym [Co(NH3)6] 3+

atom

kobaltu ma wartościowość 6 (wiąże 6 cząsteczek amoniaku wiązaniami

koordynacyjnymi NH3—>Co) i jednocześnie wartościowość +3 (jonową).

stopień utlenienia, swoista wartościowość pierwiastka, ważny parametr w

reakcjach utlenienia-redukcji. Jeżeli hipotetycznie przyjmiemy, że cząsteczka

związku chemicznego składa się z powiązanych ze sobą zjonizowanych atomów,

to ładunek takiego hipotetycznego jonu oznacza jego stopień utlenienia. Ponieważ

w cząsteczce obojętnej algebraiczna suma ładunków wynosi zero, także suma

stopni utlenienia wynosi zero, co pozwala obliczać stopień utlenienia atomów

biorących udział w procesie redoksowym na podstawie stopni utlenienia

pozostałych atomów.

Obliczenie stopnia utlenienia danego atomu w cząsteczce ułatwia nam stałość

wartościowości (stopni utlenienia) wodoru i tlenu w związkach chemicznych:

atom wodoru H ma stopień utlenienia +1, za wyjątkiem związków z metalami,

zwanych wodorkami, gdzie przyjmuje wartościowość -1; tlen O ma stopień

utlenienia -2, za wyjątkiem fluorku tlenu OF2, gdzie przyjmuje wartościowość +2,

oraz nadtlenków gdzie ma wartość -1.Dla stanów pierwiastkowych i wiązań

łączących atomy tego samego pierwiastka przyjmujemy wartościowości 0.

Tak więc zamiast blokować sobie pamięć informacjami, jaką wartościowość w jakiej

sytuacji może przyjąć dany pierwiastek i jakie konsekwencje dla budowy i składu

cząsteczki z tego wynikają, lepiej zapamiętać zasady okresowości, budowy powłoki

walencyjnej i mechanizmy tworzenia wiązań. Ochroni nas to przed błędami interpretacji

docsity.com

rzeczywistości (wartościowość 8/3 w Pb3O4!!) i pozwoli zrozumieć zawiłości budowy

związków kompleksowych. Nie zapominajmy tylko nigdy o istnieniu w wielu

przypadkach w powłoce walencyjnej "pustych" orbitali, które mogą być wykorzystane do

budowy związku (wiązania donorowo-akceptorowe, koordynacyjne).

Kompleksy

Chemia kompleksów czy też chemia koordynacyjna to dość duży dział chemii, którego w

szczegółach oczywiście tu omawiać nie będziemy. Chodzi mi jednak o zwrócenie uwagi

na ten typ związków, bowiem jest on dość często spotykany w praktyce, a najczęściej

upraszczany do mało zrozumiałych zapisów stechiometrycznych.

Szczególnie łatwo powstają wiązania koordynacyjne (nałożenie wypełnionego orbitalu

liganda na nieobsadzony, "pusty" orbital kationu) w przypadku pierwiastków grup

przejściowych (3-12). Dodatni ładunek kationu jonu centralnego przyciąga ujemny biegun

dipola liganda, ułatwiając tym sposobem powstanie wiązania koordynacyjnego.

Wartość liczby koordynacyjnej (ilości ligandów na jeden atom centralny) może zmieniać

się w zależności od sytuacji (np. stężenia cząsteczek ligandu w roztworze), a za tym

następuje zmiana geometrii cząsteczki lub jonu kompleksowego. Kompleksy mogą być

płaskie, mieć kształt piramidy bądź bipiramidy na podstawie trójkątnej lub kwadratowej.

Jak zwykle chodzi o uzyskanie przez układ najniższej z możliwych energii (odpychanie

się cząsteczek ligandów).

docsity.com

Szczególnym przypadkiem kompleksów są kompleksy chelatowe (kleszczowe), gdzie

kilka atomów ligandowych (z wolnymi parami elektronowymi) należy do tej samej

cząsteczki i dzięki temu struktura kompleksu przypomina kleszcze, trzymające atom (jon)

centralny. Taka budowa zapewnia energetyczną trwałość. Do najpopularniejszych

kompleksów tego typu należą kompleksy EDTA.

Reakcja tworzenia kompleksu jest reakcją odwracalną, w której równowaga zależy od

czynników zewnętrznych, głównie stężenia substratów. Trwałość kompleksu opisuje stała

trwałości kompleksu, będąca niczym innym jak stałą równowagi reakcji kompleksowania

ligandów przez jon centralny.

Zjawisko tworzenia związków kompleksowych jest o wiele powszechniejsze niż nam się

wydaje. Podręczniki jednak często, dla prostoty opisu podstawowych właściwości

chemicznych związku, "zatajają" fakt, że związek ma charakter kompleksu. Z jednej

strony ułatwia to szybsze poznanie właściwości podstawowych, z drugiej jednak naraża

nas na stres, gdy nagle dowiadujemy się, że znany nam z wcześniejszej nauki

wodorotlenek żelaza(III) to nie Fe(OH)3 lecz Fe2O3·nH2O. Warto pamiętać, że większość

wodorotlenków metali (za wyjątkiem 1 i 2 grupy) to właśnie uwodnione tlenki a nie

wodorotlenki, choć dla prostoty tak je najczęściej zapisujemy. Należy także pamiętać, że

najpopularniejszy rozpuszczalnik - woda, może być także (i bardzo często jest) ligandem,

a że występuje zazwyczaj w dużym stężeniu (około 50M), bardzo często w wodnych

roztworach powstają tzw. akwajony. I znów dla uzyskania maksymalnej prostoty w

podstawowych rozważaniach często nawet o tym nie wspominamy, jest to jednak

"chowanie głowy w piasek", bowiem w którymś momencie musimy o tym powiedzieć, by

wyjaśnić jakieś szczególne zachowanie się związku. Często wówczas nieprzygotowany

słuchacz popada w frustracje i zaczyna podejrzewać, że "chemia, to nie dla mnie..."

Pierwiastki wieloatomowe

Ponieważ pierwszy nasz kontakt z chemią to opowieści o pierwiastkach, ich atomach,

tablicy układu okresowego, gdzie mamy symbole pierwiastków zapisane jako pojedyncze

atomy, powstaje w nas podświadome przekonanie, ze pierwiastki występują w stanie

atomowym. Nawet definicja pierwiastka mówi, że to "zbiór atomów o jednakowej liczbie

atomowej". Nie wchodząc jak zwykle w szczegóły możemy powiedzieć, że w postaci

atomowej występują gazy szlachetne (grupa 18), pozostałe pierwiastki gazowe występują

w postaci cząsteczek dwuatomowych (choć zdarzają się wyjątki, np. tlen to nie tylko O2

ale także ozon O3). Pierwiastki grupy fluorowców występują w postaci dwuatomowej

(także Br2 - ciecz i I2 - ciało stałe), Pierwiastki metaliczne można traktować bądź jako

docsity.com

pojedyncze atomy, bądź jako makrocząsteczki. Są to kryształy metaliczne, czyli

uporządkowany przestrzennie zbiór jonów otoczony chmurą elektronów.

Pozostałe pierwiastki występują w wieloatomowych cząsteczkach (zbudowanych

oczywiście z jednakowych atomów), a przestrzenna budowa i wielkość tych cząsteczek

powoduje występowanie różnych właściwości fizycznych a także chemicznych danego

pierwiastka. Zjawisko to nazywamy alotropią.

Alotropia

Alotropia to określenia zjawiska występowania tego samego pierwiastka w kilku

postaciach (cząsteczkach zbudowanych wyłącznie z atomów danego pierwiastka)

wyraźnie różniących się właściwościami fizycznymi, a często także chemicznymi.

Alotropia pierwiastków, mająca praktyczne znaczenie, zostanie szczegółowiej omówiona

w rozdziałach traktujących o danym pierwiastku. Tu warto tylko wspomnieć, że

szczególnie bogato prezentuje się alotropia węgla, siarki, selenu i fosforu.

Układ okresowy

Większość związków między pozycją w układzie okresowym pierwiastków a istotnymi

parametrami pierwiastka zostało już szerzej omówione w różnych rozdziałach naszej

witryny (m.in. Układ okresowy czy elektroujemność). Tu dla wygody zbierzemy w krótkie

konstatacje najważniejsze z nich.

Metaliczność, rozumiana zarówno jako właściwość chemiczna (tworzenie

wodorotlenków) jak i fizyczna (połysk, kowalność, przewodnictwo elektryczne i cieplne

itp.) maleje ze wzrostem numeru grupy a rośnie wraz z numerem okresu. Generalnie więc

zmienia się rosnąco "po przekątnej" od fluoru do fransu. Odwrotnie zmienia się

elektroujemność, co jest zrozumiałe, bowiem obie te cechy wywodzą się z tych samych

źródeł - wielkości promienia jonowego i łatwości osiągnięcia oktetu elektronowego na

zewnętrznej powłoce.

Jeśli przez metaliczność pierwiastka rozumiemy jego zasadowość (tworzenie

wodorotlenków), to kwasowość będzie rosła generalnie tak jak elektroujemność, choć tu

zależności nie są tak proste i jednoznaczne.

Promień atomowy

W różnych opisach chemicznych stykamy się czasem z pojęciem promienia atomu, jonu

lub promieniem van der Waalsa. Najważniejsze jest, by pamiętać, że atom to nie regularna

kulka, której promień można jednoznacznie wyznaczyć i że mówienie o promieniu jest tu

docsity.com

olbrzymim skrótem myślowym, a samo pojecie promienia jest dość symboliczne. Jest to

określenie pewnej średniej odległości środka jądra atomowego od powierzchni

przechodzącej przez punkty o pewnych właściwościach. Jego precyzje i dokładność

można przyrównać do określenia z mowy codziennej, ze miasto A leży 15 km od miasta

B. Ponieważ jednak jest czasem o tych promieniach mowa - omówmy je króciutko i my:

Promień atomowy, promień van der Waalsa (na rysunku poniżej odległość od środka

atomu do ciągłej czarnej linii) to odległość do zewnętrznej powłoki innego atomu,

stykającego się z naszym, ale nie tworzącego jeszcze wiązania kowalencyjnego. Wyznacza

strefę fizycznego zbliżenia dwóch atomów. Wartość ta rośnie w grupie wraz z okresem (co

oczywiste, dochodzą kolejne powłoki), zaś w obrębie okresu oscylują (można uznać, że

nie zmieniają się zbytnio).

Promień atomowy kowalencyjny (na rysunku poniżej odległość od środka atomu do

przerywanej niebieskiej linii, symbolizującej granicę nakładania się orbitali tworzących

wiązanie kowalencyjne) wyznacza odległość od środka atomu do "środka" wiązania

kowalencyjnego między atomami. Oczywiście zawsze nieco mniejszy niz van der Waalsa.

Rząd wielkości tych promieni to 100 - 250 pm (pikometrów, 10 -12

m).

Promień jonowy jest najczęściej troszkę większy od promieni van der Waalsa dla jonów

ujemnych (dodatkowe elektrony, odpychanie się ładunków ujemnych) i znacznie mniejszy

dla kationów (usunięcie elektronów z ostatniej powłoki) i malejący w miarę wzrostu

docsity.com

wartościowości kationu (silniejsze przyciąganie pozostałych elektronów przez dodatni

ładunek jądra). Jon dodatni z pustą powłoka walencyjna może być nawet dwa razy

mniejszy od macierzystego atomu.

Energia jonizacji dodatniej i przyłączenia elektronu (jonizacji ujemnej).

Można w dużym uproszczeniu przyjąć, że pierwiastki pierwszych grup tworzą wyłącznie

kationy, ich energia jonizacji jest niska, łatwo odłączają elektron (elektrony) by przejść w

postać jonową (kation) z wypełnioną ostatnią powłoką (Na + , Ca

2+ , Al

3+ ...). Dla

pierwiastków ostatnich grup uzyskanie oktetu na ostatniej powłoce łatwiejsze jest przez

przyłączenie elektronów, czyli stworzenie jonów ujemnych (Cl - ; S

2- ; ...). Zarówno w

pierwszym, jak i drugim przypadku najniższą energią charakteryzuje się proces oddania

(przyjęcia) pierwszego elektronu, zaś powstały w ten sposób ładunek dodatni lub ujemny

jonu przeciwdziała następnym takim procesom i drugi stopień jonizacji i następne,

wymagają znacznie wyższych energii. Pierwiastki grup głównych ze środka układu, mając

równie wysokie energii jonizacji dodatniej jak i ujemnej, i to bardzo wysokie z powodu

ilości elektronów, które muszą wymienić z otoczeniem, nie tworzą jonów

jednoatomowych lecz przede wszystkim wiązania kowalencyjne lub wchodzą w skład

jonów złożonych.

W obrębie grupy, wraz ze wzrostem numeru okresu, ze względu na rosnącą odległość od

dodatniego jądra, będzie maleć energia jonizacji dodatniej (powstawania kationu).

Pierwiastki przejściowe

Związki zawierające pierwiastki przejściowe (grupy 3-12, blok d) dość często sprawiają

sporo kłopotów. Źródłem tych kłopotów są dość znaczne odstępstwa od reguł, do których

zdążyliśmy się już przyzwyczaić w początkowym etapie poznawania chemii. Ponieważ

zazwyczaj zaczynamy naukę chemii na przykładach związków zawierających pierwiastki

grup głównych, reguły tam obowiązujące przenosimy bez zmian na pierwiastki grup

pobocznych i nagle okazuje się, że wszystko jest nie tak ...

docsity.com

Nauczający często bardzo pobieżnie omawiają różnice między chemią grup głównych i

pobocznych, a niektórzy nie poświęcają temu problemowi żadnej uwagi - i kłopot ze

zrozumieniem chemizmu tych pierwiastków gotowy.

Podstawowa różnica między tymi grupami pierwiastków polega na budowie i konfiguracji

elektronowej ostatnich powłok. Pewne "niekonsekwencje" w okresowości budowania

kolejnych powłok i podpowłok zostały omówione wcześniej w konfiguracji elektronów i

energii orbitali. Konsekwencją tych omówionych wyżej zjawisk jest fakt, że elektrony

walencyjne pierwiastków przejściowych należą do ostatniej i przedostatniej powłoki, a

ilość możliwych (i w praktyce występujących) hybrydyzacji jest znaczna, co powoduje

pewną "nieprzewidywalność" zachowań chemicznych. W przypadku pierwiastków grup

głównych powłoką walencyjna jest zawsze ostatnia powłoka atomu, a nieobsadzone

orbitale d tej powłoki stosunkowo rzadko biorą udział w tworzeniu wiązań.

Warto tu wspomnieć o jeszcze jednej właściwości pierwiastków przejściowych, związanej

z istnieniem nieobsadzonych orbitali d w ich powłoce walencyjnej. Wartości energii

przejść elektronowych pomiędzy orbitalami i łatwość ulegania różnego typu hybrydyzacji

powoduje, że pochłaniają one kwanty energii niesione przez promieniowanie

elektromagnetyczne zakresu światła widzialnego. Powoduje to powstanie zabarwienia

związku lub jego roztworu. Wśród barwnych związków nieorganicznych zdecydowaną

przewagę mają związki zawierające w swej strukturze atomy pierwiastków przejściowych.

Należy jednak pamiętać, że to nie sam fakt przynależności do grupy pierwiastków

przejściowych jest przyczyną powstania barwy, a występowanie niewysyconego orbitala d

walencyjnej powłoki tych pierwiastków. Jon miedzi Cu + o konfiguracji powłoki

walencyjnej d 10

s 0 jest bezbarwny zaś jon miedzi Cu

2+ o konfiguracji d

9 s

0 niebieski.

Związki cynku o konfiguracji d 10

s 2 i jony cynkowe o konfiguracji d

10 s

0 są bezbarwne.

Oczywiście samo zrozumienie genezy "dziwnych zachowań" w niczym nie ułatwia

zapamiętania, dlaczego np. trzy pierwiastki grupy 11, mimo pozornie analogicznej

struktury elektronowej powłok walencyjnych {n d 10

(n+1) s 1 } wykazują różną

wartościowość w swych związkach: Cu II lub czasem I, Ag praktycznie zawsze I zaś Au

najczęściej III, choć i związki z Au I też się zdarzają. Jednak znajomość źródła tych

"niekonsekwencji" zapobiega wpadnięciu w skrajną frustracje i depresję i pozwala

zachować wiarę w naszą zdolność pojmowania chemii, nigdy jednak nie zapominając, że

... nic nie jest tak proste jak się nam wydaje, nic też nie jest jednak aż tak skomplikowane,

byśmy nie byli w stanie tego pojąć ...

Czasem po prostu trzeba się nieco bardziej wysilić.

Naturalne polimery

docsity.com

Tu tytuł może nie do końca jest adekwatny do treści, ale pozostawmy go ze względu na

prostotę.

Chcę zwrócić uwagę na pewien fakt, znów dość często pozostawiany bez należytego

wyjaśnienia. Dla prostoty wykładu podajemy w równaniach wielu reakcji wzór

sumaryczny związku, który sugeruje (zbyt sugestywnie) prostą budowę cząsteczki, choć w

rzeczywistości jest ona o wiele bardziej skomplikowana. Dla wyjaśnienia stechiometrii

takiej reakcji nie ma znaczenia, czy zapiszemy cząsteczki wzorem uproszczonym czy też

skomplikowanym, uwzględniającym w większym stopniu rzeczywistość. Tu też się

zgadzam, że prostota zapisu ułatwia zapamiętanie reakcji i w niczym nie zakłamuje

problemu stechiometrii reakcji. Niebezpieczeństwo czyha gdzie indziej. Jeśli

przyzwyczaimy się na podstawie obcowania z takimi uproszczonymi schematami, że

istnieje związek np. P2O5, to kłopot może pojawić się, gdy w innym miejscu natkniemy się

na P4O10; zapisanie w reakcji symbolicznie cząsteczki NaCl, choć taka praktycznie nie

istnieje, jest dopuszczalne dla omówienia reakcji, może sprawić jednak duży zamęt, gdy

po latach stosowania takiego zapisu przeczytamy, że cząsteczka NaCl czy HF nie istnieje.

Problemy takie wystąpią przy omawianiu kwasów krzemowych i ich soli, fosforanów,

boranów, glinokrzemianów, szczególnie w aspekcie ich właściwości fizycznych. Więcej

na ten temat znajdzie się przy omawianiu konkretnych pierwiastków i ich związków, tu

tylko zwracam uwagę na problem, żeby nikt nie był zaskoczony w przyszłości. Związki

nieorganiczne też tworzą naturalne polimery, oligomery, asocjaty, związki uwodnione itp.

i dobrze jest o tym pamiętać też i w tedy, gdy piszemy schematyczny wzór takiego

związku.

docsity.com

komentarze (0)
Brak komentarzy
Bądź autorem pierwszego komentarza!
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
Docsity is not optimized for the browser you're using. In order to have a better experience we suggest you to use Internet Explorer 9+, Chrome, Firefox or Safari! Download Google Chrome