Erla — Twoja przewodniczka

Witaj w świecie atomów! Zacznijmy od najmniejszych cegiełek materii — obiecuję, że to prostsze niż myślisz.

Dział 1

Budowa Atomu

Skład atomu, konfiguracje elektronowe, izotopy, orbitale, promieniotwórczość

CKE: II. Budowa atomu (+ I, cz. izotopy/promieniotwórczość)pojawia się w każdym roczniku (2023–2025)

Dlaczego ten dział sprawia trudność?

Budowa atomu wydaje się abstrakcyjna — elektrony, orbitale, liczby kwantowe to rzeczy, których nie widać. Uczniowie mylą konfiguracje, zapominają o wyjątkach i nie wiążą budowy atomu z położeniem w układzie okresowym.

Jak to rozwiążemy: Pokażemy budowę atomu wizualnie (modele, schematy powłok) i krok po kroku połączymy ją z układem okresowym — zobaczysz, że konfiguracja wynika wprost z miejsca pierwiastka.

1. Skład atomu

Cząstka	Symbol	Ładunek	Masa [u]	Masa [kg]	Położenie
Proton	p⁺	+1	1,00728	1,673×10^-27	Jądro
Neutron	n	0	1,00866	1,675×10^-27	Jądro
Elektron	e^-	−1	11836 u	9,109×10^-31	Chmura elektronowa

Masa elektronu ≈ 1836 razy mniejsza od protonu — masa atomu pochodzi prawie z jądra.

^A_ZX A = liczba masowa Z = liczba atomowa N = A − Z

💡 Nukleony i nuklidy — podstawowe pojęcia

Nukleony to cząstki budujące jądro atomowe, czyli protony i neutrony razem. Liczba nukleonów w jądrze = liczba masowa A (A = liczba protonów Z + liczba neutronów N).
Nuklid to konkretny rodzaj atomu o ściśle określonej liczbie protonów Z i liczbie masowej A — czyli o określonym składzie jądra. Zapisujemy go symbolem ^A_ZX (np. ²³₁₁Na to nuklid sodu o 11 protonach i 12 neutronach).
Różne nuklidy tego samego pierwiastka (to samo Z, różne A) to izotopy.

⚠️ Atom obojętny: liczba elektronów = liczbie atomowej Z

W atomie obojętnym liczba elektronów jest równa liczbie atomowej Z (czyli liczbie protonów) — ładunki dodatnie i ujemne się znoszą.
W jonie liczba elektronów jest inna niż liczba protonów, ale liczba protonów (a więc Z, czyli rodzaj pierwiastka) się nie zmienia — zmienia się tylko liczba elektronów.

⊕Oddaje elektron → Kation (+)

Atom oddał elektrony → elektronów mniej niż protonów.
liczba e⁻ = Z − ładunek
np. Na⁺: 11 p, ale 10 e⁻

⊖Przyjmuje elektron → Anion (−)

Atom przyjął elektrony → elektronów więcej niż protonów.
liczba e⁻ = Z + ładunek
np. Cl⁻: 17 p, ale 18 e⁻

Jak odkryto budowę atomu? — doświadczenie Rutherforda

Doświadczenie Rutherforda — rozpraszanie cząstek α na folii złotej

2. Izotopy — szczegółowo

Izotopy to atomy tego samego pierwiastka (ta sama liczba atomowa Z, czyli ta sama liczba protonów), ale różniące się liczbą neutronów w jądrze, a co za tym idzie — różną liczbą masową A.

Skoro Z jest takie samo → izotopy mają te same właściwości chemiczne (bo chemia to elektrony, a liczba elektronów = Z).
Ale A jest różne → izotopy mają różne właściwości fizyczne: różna masa, różna stabilność jądra.

Cecha	Izotopy mają TAKIE SAME	Izotopy mają RÓŻNE
Jądro	Liczba protonów (Z)	Liczba neutronów (N) i liczba masowa (A)
Elektrony	Liczba elektronów (= Z)	—
Właściwości	Chemiczne (reakcje, wiązania)	Fizyczne (masa, promieniotwórczość, gęstość)
Miejsce w układzie	Ten sam pierwiastek, to samo miejsce	Różne masy atomowe

💡 Dlaczego masa atomowa nie jest liczbą całkowitą?

W przyrodzie pierwiastki występują jako mieszanina izotopów w określonych proporcjach. Np. chlor: 75,77% ³⁵Cl i 24,23% ³⁷Cl. Masa atomowa to średnia ważona mas wszystkich izotopów, ważona ich udziałami procentowymi. Dlatego np. Cl = 35,45 u — nie jest liczbą całkowitą.

Izotop	Z	N	A	Stabilność	Zastosowanie
¹₁H (prot)	1	0	1	Stabilny 99,98%	Składnik zwykłej wody
²₁H (deuter, D)	1	1	2	Stabilny 0,02%	Ciężka woda D₂O, reaktory
³₁H (tryt, T)	1	2	3	Promieniotwórczy β^-	Reakcje termojądrowe
¹²₆C	6	6	12	Stabilny 98,9%	Wzorzec jednostki masy atomowej
¹³₆C	6	7	13	Stabilny 1,1%	NMR w chemii organicznej
¹⁴₆C	6	8	14	Promieniotwórczy β^-	Datowanie radiowęglowe
³⁵₁₇Cl	17	18	35	Stabilny 75,77%	Mieszanina naturalna Cl
³⁷₁₇Cl	17	20	37	Stabilny 24,23%	Mieszanina naturalna Cl
²³⁵₉₂U	92	143	235	Promieniotwórczy α	Paliwo reaktorów jądrowych
²³⁸₉₂U	92	146	238	Promieniotwórczy α	Paliwo, datowanie skał

Masa atomowa = Σ (masa izotopu × udział procentowy)

🔬

ZADANIE – ŚREDNIA MASA ATOMOWA Z IZOTOPÓW
(LICZENIE IZOTOPÓW)

Treść: Miedź występuje jako dwa izotopy: ⁶³Cu o masie 62,93 u i udziale 69,17% oraz ⁶⁵Cu o masie 64,93 u. Oblicz średnią masę atomową miedzi.

1. DANE

⁶³Cu: m₁ = 62,93 u x₁ = 69,17%
⁶⁵Cu: m₂ = 64,93 u x₂ = 30,83%

m₁, m₂ – masy izotopów [u]
x₁, x₂ – udziały izotopów
w postaci procentowej

2. CO TO ZNACZY „ŚREDNIA MASA ATOMOWA"?

To średnia ważona mas izotopów, w której wagami są ich udziały (w ułamkach, nie w procentach!).

M = Σm_i·x_i = m₁·x₁ + m₂·x₂

gdzie:
m_i – masa danego izotopu,
x_i – udział danego izotopu w postaci ułamka (nie procentu!).

3. ZAMIANA PROCENTÓW NA UŁAMKI

Procenty dzielimy przez 100%, aby otrzymać ułamki.

x₁ = 69,17% / 100 = 0,6917

x₂ = 30,83% / 100 = 0,3083

4. PODSTAWIENIE DO WZORU

M = m₁·x₁ + m₂·x₂

M = 62,93 · 0,6917 + 64,93 · 0,3083

⁶³Cu (masa · udział) ⁶⁵Cu (masa · udział)

5. OBLICZENIA KROK PO KROKU

62,93 · 0,6917 = 43,532281 u
64,93 · 0,3083 = 20,024919 u

43,532281 u + 20,024919 u = 63,557200 u
Zaokrąglamy wynik do 2 miejsc po przecinku
→ 63,56 u

6. WYNIK I ODPOWIEDŹ

M ≈ 63,56 u

Średnia masa atomowa miedzi wynosi ≈ 63,56 u. Wartość ta zgadza się z masą atomową podaną w układzie okresowym, ponieważ jest to średnia ważona wynikająca z naturalnych udziałów izotopów.

WAŻNE INFORMACJE I WSKAZÓWKI

⚖️ Średnia masa atomowa to średnia ważona mas izotopów. Udziały izotopów pełnią rolę wag.

%→ Zawsze zamieniaj procenty na ułamki, dzieląc przez 100.

✓ Suma udziałów izotopów zawsze wynosi 1 (czyli 100%).

WZÓR OGÓLNY

M = Σm_i·x_i

gdzie:
m_i – masa i-tego izotopu [u]
x_i – udział i-tego izotopu w postaci ułamka

PODSUMOWANIE – JAK ROZWIĄZYWAĆ TAKIE ZADANIA?

1. Zapisz dane: masy izotopów i ich udziały (%)

2. Zamień % na ułamki (÷100)

3. Podstaw do wzoru na średnią ważoną

4. Oblicz każdy składnik, zsumuj i zaokrąglij wynik

5. Zapisz odpowiedź z jednostką [u]

⚠️ Jak zaokrąglać liczbę masową?

Masa atomowa danego izotopu podana z dokładnością do liczby całkowitej jest równa jego liczbie masowej. Np. 36,954 u → zaokrąglamy do 37 → A = 37.

3. Powłoki elektronowe — 7 powłok

Elektrony zajmują 7 powłok wokół jądra: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 (K, L, M, N, O, P, Q).

Max e^- na powłoce n: 2n²

n	Symbol	Max e⁻ (2n²)	Uwaga
1	K	2	—
2	L	8	—
3	M	18	Do Z=20 zewnętrzna max 8
4	N	32	—
5	O	50	—
6	P	72	—
7	Q	98	Oganeson (Og, Z=118) jako ostatni

Konfiguracja powłokowa siarki S (Z=16): 2,8,6 — powłoki K, L, M, zasada max 8e na powłoce zewnętrznej i zasady zapełniania

Konfiguracja powłokowa na przykładzie siarki (2, 8, 6) + zasady zapełniania powłok

📌 Konfiguracje powłokowe

Pierwiastek	Z	K	L	M	N	Zapis
H	1	1	—	—	—	1
He	2	2	—	—	—	2
Na	11	2	8	1	—	2,8,1
Cl	17	2	8	7	—	2,8,7
K	19	2	8	8	1	2,8,8,1
Fe	26	2	8	14	2	2,8,14,2

4. Promieniowanie elektromagnetyczne

Promieniowanie elektromagnetyczne to fala, która rozchodzi się w próżni z prędkością światła c = 3×10⁸ m/s. Przenosi energię bez nośnika materialnego.

💡 Dwojaka natura — fala i cząstka

Światło zachowuje się jak fala (dyfrakcja, interferencja) ORAZ jak cząstka (foton) (efekt fotoelektryczny). To dualizm korpuskularno-falowy.

c = λ · f E = h · f = h · cλ

c = 3×10⁸ m/s h = 6,626×10⁻³⁴ J·s (stała Plancka)

Symbol	Nazwa	Jednostka	Opis
c	Prędkość światła	m/s	3×10⁸ m/s — stała!
λ (lambda)	Długość fali	m (lub nm = 10⁻⁹ m)	Odległość między grzbietami fali
f	Częstotliwość	Hz = s⁻¹	Liczba drgań na sekundę
E	Energia fotonu	J	Energia jednego kwantu promieniowania
h	Stała Plancka	J·s	h = 6,626×10⁻³⁴ J·s

Widmo elektromagnetyczne

Rodzaj	λ typowa	Uwagi
Radiowe	> 1 m	Najmniejsza energia
Mikrofale	1 mm–1 m	Kuchenki mikrofalowe
Podczerwień (IR)	700 nm–1 mm	Ciepło, termowizja
Światło widzialne	400–700 nm	Fiolet 400 → Czerwień 700 nm
UV	10–400 nm	Niszczy DNA, sterylizacja
Rentgen (X)	0,01–10 nm	Diagnostyka medyczna
Gamma (γ)	< 0,01 nm	Największa energia — przenika przez beton

⚠️ Im krótsza λ → tym wyższa E!

γ ma miliardy razy więcej energii niż fale radiowe. Dlatego UV niszczy DNA, a γ jest śmiertelne.

🔬

ZADANIE – LASER 532 NM (CZĘSTOTLIWOŚĆ I ENERGIA FOTONU)

Treść: Laser emituje światło o długości fali λ = 532 nm. Oblicz częstotliwość ν oraz energię fotonu E.

1. DANE

λ = 532 nm = 5,32 · 10⁻⁷ m
c = 3,00 · 10⁸ m/s
h = 6,626 · 10⁻³⁴ J·s

2. CO TO ZNACZY - CZĘSTOTLIWOŚĆ I ENERGIA FOTONU?

Częstotliwość mówi ile drgań fali wykonuje się w ciągu sekundy. Energia fotonu jest wprost proporcjonalna do częstotliwości.

ν = cλ E = h·ν

gdzie:
c – prędkość światła w próżni,
λ – długość fali (w metrach!).

3. ZAMIANA NANOMETRÓW NA METRY

Nanometry dzielimy przez 10⁹, aby otrzymać metry.

λ = 532 / 10⁹ = 5,32 · 10⁻⁷ m

4. PODSTAWIENIE DO WZORU

ν = cλ

ν = 3,00·10⁸5,32·10⁻⁷

^c
(prędkość)^λ
(dł. fali)

5. OBLICZENIA KROK PO KROKU

ν = 3,00·10⁸ / 5,32·10⁻⁷ = 5,639... · 10¹⁴ Hz ≈ 5,64·10¹⁴ Hz
E = h·ν = 6,626·10⁻³⁴ × 5,64·10¹⁴ ≈ 3,74·10⁻¹⁹ J

6. WYNIK I ODPOWIEDŹ

ν ≈ 5,64·10¹⁴ Hz, E ≈ 3,74·10⁻¹⁹ J

Częstotliwość światła lasera wynosi ok. 5,64·10¹⁴ Hz, a energia pojedynczego fotonu ok. 3,74·10⁻¹⁹ J — to typowa wartość dla światła widzialnego (zielonego).

WAŻNE INFORMACJE I WSKAZÓWKI

⚖️Energia fotonu jest wprost proporcjonalna do częstotliwości i odwrotnie proporcjonalna do długości fali.

%→Zawsze zamieniaj nanometry na metry, dzieląc przez 10⁹, zanim podstawisz do wzoru.

✓Im krótsza długość fali, tym większa częstotliwość i energia fotonu.

WZÓR OGÓLNY

E = h · cλ

gdzie:
h – stała Plancka [J·s]
c – prędkość światła [m/s]
λ – długość fali [m]

PODSUMOWANIE – JAK ROZWIĄZYWAĆ TAKIE ZADANIA?

1. Zapisz dane: λ, c, h

2. Zamień nm na m (÷10⁹)

3. Oblicz ν = cλ

4. Oblicz E = h·ν

5. Zapisz odpowiedź z jednostkami

📌 Barwy światła widzialnego

Fiolet
380nm

Niebieski
450nm

Zielony
530nm

Żółty
580nm

Pomarańcz.
610nm

Czerw.
700nm

Laser 532 nm = zielony ✓

5. Widma atomowe

Każdy pierwiastek emituje i pochłania promieniowanie tylko o ściśle określonych λ — tworząc charakterystyczne linie widmowe. To dowód kwantowej natury atomu.

🔴 Widmo emisyjne

Atom pochłania energię → e^- skacze na wyższy poziom → spada → emituje foton.
Na czarnym tle: kolorowe linie.

⚫ Widmo absorpcyjne

Biały luz → pochłaniane dokładnie te same λ.
Na tęczowym tle: czarne linie.

💡 Dlaczego linie są charakterystyczne?

Każdy atom ma unikalne poziomy energetyczne. Foton emitowany przy przejściu e^- ma E = E_wyższy − E_niższy = h·f. Ta różnica jest unikalna → unikalna λ → odcisk palca pierwiastka. Tak odkryto hel na Słońcu zanim znaleziono go na Ziemi!

ΔE = E₂ − E₁ = h·f = h·cλ E_n = −13,6 eVn² (dla wodoru)

Seria wodoru	Przejście do n=	Zakres
Lymana	n=1	UV (niewidoczne)
Balmera	n=2	Widoczne! H_α=656nm(czerwona), H_β=486nm(niebieska)
Paschen	n=3	Podczerwień

Widmo emisyjne — gaz wzbudzony, pryzmat i linie widmowe

Wzbudzone atomy emitują światło o określonych długościach fali → widmo liniowe (nie ciągłe)

6. Energia fotonu — zależność od częstotliwości i długości fali

Każde przejście elektronu między poziomami energetycznymi wiąże się z pochłonięciem albo wyemitowaniem fotonu o ściśle określonej energii — to właśnie dlatego widma atomowe są liniowe, a nie ciągłe.

E = h·f = h·c / λ
gdzie: h — stała Plancka (6,626×10⁻³⁴ J·s), f — częstotliwość [Hz], c — prędkość światła (3×10⁸ m/s), λ — długość fali [m]

💡 Co z czego wynika

Im większa energia przejścia (elektron spada na niższy poziom "z wyższego piętra"), tym większa częstotliwość i krótsza długość fali emitowanego fotonu. Energia i częstotliwość są proporcjonalne wprost, energia i długość fali — odwrotnie proporcjonalne.

📌 Typowe polecenie maturalne

"Oblicz energię fotonu emitowanego podczas przejścia elektronu z powłoki n=3 na n=2 w atomie wodoru, jeśli długość fali wynosi 656 nm." — podstawiamy do E=hc/λ, pamiętając o zamianie nm na metry (656 nm = 656×10⁻⁹ m).

⚠️ Pułapka

Im dalej elektron "spada" (np. z n=5 na n=1 zamiast z n=2 na n=1), tym większa energia fotonu — łatwo pomylić kierunek tej zależności pod presją czasu na egzaminie.

7. Jak czytać widma emisyjne i absorpcyjne (zadania z rysunkiem)

Na maturze często pojawia się rysunek widma z prośbą o interpretację — poniżej krok po kroku, na co zwracać uwagę.

Element rysunku	Co oznacza
Ciągłe, kolorowe tło (widmo emisyjne)	Pełne spektrum światła białego — punkt odniesienia
Jasne, kolorowe linie na czarnym tle	Widmo emisyjne — atom w stanie wzbudzonym emituje energię przy powrocie do niższych poziomów; linie odpowiadają konkretnym przejściom
Czarne linie na tle tęczy	Widmo absorpcyjne — te same długości fal co w emisyjnym, ale "wycięte" (pochłonięte) z białego światła przechodzącego przez chłodny gaz
Położenie linii (ta sama długość fali λ)	Identyczne w obu widmach tego samego pierwiastka — to pozwala na identyfikację pierwiastka po widmie

📌 Jak podejść do zadania z rysunkiem

Sprawdź, czy linie są jasne na czarnym tle (emisja) czy czarne na kolorowym tle (absorpcja)
Porównaj położenie linii (λ) — te same pozycje = ten sam pierwiastek w obu widmach
Jeśli podano skalę długości fali, odczytaj przybliżoną wartość λ dla wskazanej linii
Pamiętaj: więcej linii bliżej fioletu (krótsza λ) = przejścia o większej energii

8. Dualizm korpuskularno-falowy

Przełomowe odkrycie XX w.: cząstki mają naturę falową, a fale mają naturę cząsteczkową. Nie ma ostrej granicy między "falą" a "cząstką" na poziomie kwantowym.

Dowody natury cząsteczkowej światła

Zjawisko	Na czym polega	Wniosek
Efekt fotoelektryczny (Einstein 1905)	Metal emituje e^- po oświetleniu — tylko gdy λ poniżej granicy, niezależnie od intensywności	Światło = cząstki (fotony) o energii E=hf. Foton musi mieć min. energię by wybić e^-
Efekt Comptona	Fotony zderzają się z e^- jak bilardowe kule — zmieniają λ	Foton ma pęd p=h/λ

Hipoteza de Broglie'a (1924)

Jeśli fala ma naturę cząsteczkową, to może i cząstka ma naturę falową? de Broglie: każda cząstka w ruchu ma przypisaną długość fali!

λ = hm·v p = m·v λ = hp
h = 6,626×10⁻³⁴ J·s m = masa [kg] v = prędkość [m/s]

💡 Dlaczego nie widzimy fali piłki?

Piłka (0,1 kg, 30 m/s): λ = 6,626×10⁻³⁴/(0,1×30) = 2×10⁻³⁴ m — tysiące razy mniejsza niż jądro atomu. Niemierzalna!
Elektron (m=9,1×10⁻³¹ kg, v=10⁶ m/s): λ ≈ 0,7 nm — porównywalna z atomem → ważna i mierzalna!

Zasada nieoznaczoności Heisenberga

Nie można jednocześnie znać dokładnie położenia i pędu cząstki. Im dokładniej znasz jedno, tym mniej wiesz o drugim. To nie błąd — fundamentalna własność natury!

Δx · Δp ≥ h4π

Konsekwencja: elektron nie krąży po orbicie — istnieje w chmurze probabilistycznej zwanej orbitalem.

🔬

ZADANIE – DŁUGOŚĆ FALI ELEKTRONU (DE BROGLIE)

Treść: Elektron porusza się z prędkością v = 2·10⁶ m/s. Oblicz jego długość fali de Broglie.

1. DANE

m = 9,1 · 10⁻³¹ kg (masa elektronu)
v = 2 · 10⁶ m/s
h = 6,626 · 10⁻³⁴ J·s

2. CO TO ZNACZY - DŁUGOŚĆ FALI DE BROGLIE?

Każda poruszająca się cząstka ma przypisaną długość fali, zależną od jej pędu (iloczynu masy i prędkości).

λ = hp = hm·v

gdzie:
h – stała Plancka,
p – pęd cząstki = m·v.

3. OBLICZENIE PĘDU

Pęd to iloczyn masy i prędkości cząstki.

p = m·v = 9,1·10⁻³¹ × 2·10⁶ = 1,82·10⁻²⁴ kg·m/s

4. PODSTAWIENIE DO WZORU

λ = hm·v

λ = 6,626·10⁻³⁴9,1·10⁻³¹ × 2·10⁶

^m
(masa)^v
(prędkość)

5. OBLICZENIA KROK PO KROKU

m·v = 9,1·10⁻³¹ × 2·10⁶ = 1,82·10⁻²⁴ kg·m/s
λ = 6,626·10⁻³⁴1,82·10⁻²⁴ ≈ 3,64·10⁻¹⁰ m

6. WYNIK I ODPOWIEDŹ

λ ≈ 3,64·10⁻¹⁰ m = 0,364 nm

Długość fali elektronu jest porównywalna z rozmiarami atomu, dlatego w skali atomowej natura falowa elektronu jest istotna i wykrywalna doświadczalnie.

WAŻNE INFORMACJE I WSKAZÓWKI

⚖️Długość fali de Broglie jest odwrotnie proporcjonalna do pędu cząstki.

%→Im większa masa lub prędkość cząstki, tym krótsza (mniej istotna) jej długość fali.

✓Dla obiektów makroskopowych (piłka) λ jest niemierzalnie mała, dla elektronów — istotna.

WZÓR OGÓLNY

λ = hm·v

gdzie:
h – stała Plancka [J·s]
m – masa cząstki [kg]
v – prędkość cząstki [m/s]

PODSUMOWANIE – JAK ROZWIĄZYWAĆ TAKIE ZADANIA?

1. Zapisz dane: m, v, h

2. Oblicz pęd p = m·v

3. Podstaw do wzoru λ = hp

4. Oblicz wynik

5. Zapisz odpowiedź w metrach lub nm

9. Konfiguracja podpowłokowa

Każda powłoka dzieli się na podpowłoki (s, p, d, f) — różne kształty i pojemności.

Podpowłoka	Orbitale	Max e⁻	Kształt
s	1	2	Kulista
p	3	6	Hantelkowy (x, y, z)
d	5	10	Złożony — 5 orbitali
f	7	14	Bardzo złożony — 7 orbitali

🗺️ Kolejność zapełniania podpowłok

 1s
 2s   2p
 3s   3p   3d
 4s   4p   4d   4f
 5s   5p   5d   5f
 6s   6p   6d
 7s   7p

Czytaj po skosnych strzałkach: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → ...

⚠️ Dlaczego piszemy 3d, skoro pierwiastek jest w 4. okresie?

Cyfra przy podpowłoce (np. 3d) to numer powłoki n, a nie numer okresu. Podpowłoka 3d należy do trzeciej powłoki, ale ma wyższą energię niż 4s, dlatego elektrony wchodzą najpierw na 4s (4. okres), a dopiero potem na 3d.
Stąd np. żelazo (4. okres) ma w konfiguracji 3d: [Ar]3d⁶4s². „3" mówi o powłoce, a fakt, że zapełnia się dopiero w 4. okresie, wynika z kolejności energetycznej (4s < 3d). W zapisie wg powłok 3d piszemy przed 4s ([Ar]3d⁶4s²), choć zapełnialiśmy 4s wcześniej.

Jak pisać konfigurację — 5 kroków

Policz elektrony: atom obojętny → e^- = Z

Zapełniaj podpowłoki wg kolejności z diagramu

s max 2e^-, p max 6e^-, d max 10e^-, f max 14e^-

Zapis: 1s²2s²2p³ (liczba nad = ile e^- w podpowłoce)

Sprawdź: suma wykładników = Z ✓

Przykłady

Pierwiastek	Z	Konfiguracja podpowłokowa
H	1	1s¹
He	2	1s²
N	7	1s²2s²2p³
Ne	10	1s²2s²2p⁶
Na	11	1s²2s²2p⁶3s¹
Cl	17	1s²2s²2p⁶3s²3p⁵
Ca	20	1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²
Fe	26	1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²
Cu	29	[Ar]3d¹⁰4s¹ WYJĄTEK! (nie 3d⁹4s²)
Cr	24	[Ar]3d⁵4s¹ WYJĄTEK! (nie 3d⁴4s²)

⚠️ Wyjątki w konfiguracji — bardzo częste na maturze!

Zasada: podpowłoki całkowicie zapełnione (d¹⁰, f¹⁴) oraz dokładnie w połowie (d⁵, f⁷) są dodatkowo trwałe (niższa energia). Dlatego czasem jeden elektron „przeskakuje" z ns do (n−1)d, aby osiągnąć taki układ.

Pierwiastek	Z	Spodziewane (błędne)	Rzeczywiste	Powód
Cr	24	[Ar]3d⁴4s²	[Ar]3d⁵4s¹	d⁵ półpełna
Cu	29	[Ar]3d⁹4s²	[Ar]3d¹⁰4s¹	d¹⁰ pełna
Mo	42	[Kr]4d⁴5s²	[Kr]4d⁵5s¹	d⁵ półpełna
Ag	47	[Kr]4d⁹5s²	[Kr]4d¹⁰5s¹	d¹⁰ pełna
Au	79	[Xe]4f¹⁴5d⁹6s²	[Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s¹	d¹⁰ pełna

Na maturze najczęściej pytają o Cr i Cu — naucz się ich na pamięć. Jeśli widzisz d⁴ lub d⁹ obok s², sprawdź, czy to nie wyjątek.

10. Stan podstawowy, stan wzbudzony i zapis niemożliwy

💡 Trzy kategorie zapisu konfiguracji

Stan podstawowy — elektrony zajmują najniższe dostępne poziomy energetyczne, zgodnie z regułami (Hunda, Pauliego, zakazu przenikania). To "domyślna", najbardziej stabilna konfiguracja atomu.
Stan wzbudzony — co najmniej jeden elektron znajduje się na wyższym poziomie energetycznym niż w stanie podstawowym, mimo że niższy poziom nie jest jeszcze zapełniony — konfiguracja jest zgodna z regułami (nie łamie zakazu Pauliego), ale nie jest energetycznie najkorzystniejsza.
Zapis niemożliwy — konfiguracja łamie podstawowe reguły (np. za dużo elektronów na jednym orbitalu, złamany zakaz Pauliego) — taka konfiguracja fizycznie nie może istnieć.

Zapis	Kategoria	Dlaczego
1s²2s²2p⁶3s²3p⁴	Stan podstawowy	Elektrony w kolejności rosnącej energii, zgodnie z regułą Hunda
1s²2s²2p⁵3s²3p⁵	Stan wzbudzony	2p nie jest w pełni zapełnione (5 zamiast 6 e⁻), a elektron już "przeskoczył" na 3p — reguły nie złamane, ale to nie najniższa energia
1s²2s²2p⁸	Zapis niemożliwy	Podpowłoka p może pomieścić maksymalnie 6 elektronów — złamany zakaz Pauliego

📌 Jak rozpoznać na maturze

Sprawdź, czy żadna podpowłoka nie ma za dużo elektronów (s max 2, p max 6, d max 10, f max 14) — jeśli tak, to zapis niemożliwy
Jeśli liczby się zgadzają, porównaj z prawidłową kolejnością zapełniania (reguła Hunda/Kleczkowskiego) — jeśli kolejność jest zachowana, to stan podstawowy
Jeśli liczby elektronów się zgadzają, ale kolejność zapełniania jest "przeskoczona" (niższy poziom niepełny, wyższy już obsadzony), to stan wzbudzony

11. Skrócona konfiguracja elektronowa

Zamiast pisać całą konfigurację używamy [symbolu poprzedniego gazu szlachetnego] w nawiasie.

Gaz szlachetny	Z	Zastępuje
[He]	2	1s²
[Ne]	10	1s²2s²2p⁶
[Ar]	18	[Ne]3s²3p⁶
[Kr]	36	[Ar]3d¹⁰4s²4p⁶
[Xe]	54	[Kr]4d¹⁰5s²5p⁶
[Rn]	86	[Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s²6p⁶

3 kroki

Znajdź gaz szlachetny z poprzedniego okresu

Wpisz jego symbol w [nawiasie]

Dopisz tylko elektrony ponad ten gaz szlachetny

Przykłady

Pierwiastek	Pełna	Skrócona
Na (11)	1s²2s²2p⁶3s¹	[Ne]3s¹
Cl (17)	1s²2s²2p⁶3s²3p⁵	[Ne]3s²3p⁵
Fe (26)	1s²...3d⁶4s²	[Ar]3d⁶4s²
Cu (29)	1s²...3d¹⁰4s¹	[Ar]3d¹⁰4s¹

12. Orbitale atomowe — kształty i właściwości

Orbital to obszar przestrzeni wokół jądra, w którym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wynosi 90%. Nie jest to trajektoria — elektron istnieje jako chmura probabilistyczna.

Orbitale s i p — kształty

Kształty orbitali: s — kulisty (1s, 2s z węzłem); p — hantelkowe (px, py, pz)

Orbital s — kulisty

• symetria kulista
• 1 orbital → max 2 e⁻
• 2s jest większy od 1s
• 2s ma węzeł sferyczny (obszar zerowej gęstości)

Orbitale p — hantelkowe

• dwa płaty wzdłuż jednej osi
• 3 orbitale: p_x, p_y, p_z
• razem max 6 e⁻
• węzeł w centrum (przy jądrze)

Orbitale d — złożone

5 orbitali d: d_xy, d_xz, d_yz, d_x²−y², d_z²
4 o kształcie "czterolistnej koniczyny" + 1 z płatami wzdłuż z i pierścieniem.
Razem maksymalnie 10 e^-.

Zestawienie kształtów i pojemności

Orbital	Orbitali w podpowłoce	Max e⁻	Kształt
s	1	2	Kula
p	3	6	3 hantele wzdłuż x, y, z
d	5	10	Koniczyna (4) + z-oś (1)
f	7	14	Złożone — 7 orbitali

13. Liczby kwantowe — skąd wynikają i co opisują

Liczby kwantowe wynikają z rozwiązania równania Schrödingera — równania falowego dla elektronu w atomie. Fala elektronu musi "zmieścić się" wokół jądra bez destruktywnej interferencji, co narzuca ściśle określone, skwantowane wartości energii i momentu pędu. Cztery liczby kwantowe jednoznacznie opisują stan każdego elektronu.

⚠️ Zasada Pauliego — fundament!

Żadne dwa elektrony w atomie nie mogą mieć identycznego zestawu WSZYSTKICH czterech liczb kwantowych. To dlatego elektrony obsadzają kolejne orbitale zamiast wszystkie siedzieć w 1s.

1️⃣ Główna liczba kwantowa n

Skąd wynika: ze skwantowania energii — fala musi tworzyć stojącą falę wokół jądra
Co opisuje: numer powłoki = energia i odległość od jądra
Wartości: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 (tylko dodatnie liczby całkowite)
Reguła: Im wyższe n → wyższa energia → dalej od jądra → mniej stabilny

n	Powłoka	2n² (max e⁻)	Interpretacja
1	K	2	Najstabilniejsza, najbliżej jądra
2	L	8	Wyższa energia
3	M	18	Jeszcze wyższa
4	N	32	Jeszcze wyższa
5–7	O,P,Q	50/72/98	Najwyższe energie

2️⃣ Poboczna (orbitalna) liczba kwantowa l

Skąd wynika: ze skwantowania momentu pędu elektronu (jak mocno "krąży")
Co opisuje: kształt orbitalu i typ podpowłoki
Wartości: l = 0, 1, 2, ..., n−1 (dla n=3: l = 0, 1 lub 2)

l	Podpowłoka	Kształt	Orbitali	Max e⁻	Gdzie
0	s	Kula	1	2	n ≥ 1
1	p	Hantel (3 kierunki)	3	6	n ≥ 2
2	d	4-płatkowy (5 form)	5	10	n ≥ 3
3	f	Złożony (7 form)	7	14	n ≥ 4

3️⃣ Magnetyczna liczba kwantowa m_l — orientacja orbitalu w przestrzeni

Skąd wynika: ze skwantowania składowej momentu pędu wzdłuż osi z
Co opisuje: w której kratce jest orbital — czyli jego orientacja (np. wzdłuż osi x, y czy z)
Wartości: m_l = −l, −l+1, ..., 0, ..., +l−1, +l (łącznie 2l+1 wartości)

Poniżej widać jak m_l odpowiada konkretnym kratkom/orientacjom dla każdej podpowłoki:

Każda kratka = jeden orbital. Liczba wewnątrz = wartość m_l dla tej kratki (orientacja w przestrzeni):

→ 1 orbital, m_l = {0}

−1

→ 3 orbitale, m_l = {−1, 0, +1}

−2

−1

→ 5 orbitali, m_l = {−2,−1,0,+1,+2}

−3

−2

−1

→ 7 orbitali, m_l = {−3...+3}

💡 Środkowa kratka (m_l=0) = orbital wzdłuż osi z. Lewa połowa = wartości ujemne, prawa = dodatnie.

4️⃣ Spinowa liczba kwantowa m_s

Skąd wynika: z relatywistycznej teorii kwantowej (Dirac, 1928)
Co opisuje: własny moment magnetyczny elektronu (spin) — ↑ lub ↓
Wartości: m_s = +½ (↑) lub −½ (↓) — tylko dwie możliwości
Konsekwencja: Każda kratka (orbital) mieści max 2 elektrony: jeden ↑, jeden ↓

Konfiguracja klatkowa — jak obsadzać orbitale

Konfiguracja klatkowa to wizualny zapis — każda kratka to jeden orbital, strzałki to elektrony:

Schemat klatkowy — reguła Hunda

Orbitale tej samej podpowłoki (np. 2p) zapełniamy najpierw po 1 elektronie ze spinami równoległymi ↑, a dopiero potem parujemy ↑↓. Minimalizuje odpychanie między elektronami.

Azot N (Z=7): 1s²2s²2p³

↑↓

↑

2p (3 orbitale)

← Reguła Hunda: każdy 2p po 1e⁻ najpierw!

Tlen O (Z=8): 1s²2s²2p⁴

↑↓

↑

Tlen O: 4. elektron musi się sparować — bo wszystkie 3 orbitale 2p są już zajęte po 1e⁻

🔲 SCHEMAT KLATKOWY — zasady zapełniania

↑ = 1 elektron, spin +½ ↑↓ = 2 elektrony (para), spiny ±½ = pusty orbital

Azot N (Z=7) — 1s²2s²2p³

↑↓

↑

2p (3 orbitale)

← Reguła Hunda: każdy 2p po 1e⁻ najpierw!

Tlen O (Z=8) — 1s²2s²2p⁴

↑↓

↑

← 4. e⁻ musi sparować (bo wszystkie 3 klatki zajęte)

Żelazo Fe (Z=26) — [Ar]3d⁶4s²

[Ar]

rdzeń

↑↓

↑

3d (5 orbitali)

↑↓

3d ma 6 e⁻ w 5 orbitalach → najpierw 5×↑ (Hund), potem 1 para ↑↓

Trzy zasady obsadzania — graficznie

Zasada Aufbau

Zapełniamy od najniższej energii.
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p ...

Zasada Pauliego

Każda kratka max 2 e⁻ o przeciwnych spinach (↑↓).
NIE można mieć: ↑↑ w jednej kratce!

Reguła Hunda

Orbitale tej samej podpowłoki obsadzamy najpierw po 1 e⁻ ↑, a dopiero potem parujemy. Maks. nieparzystych spinów!

🔬

ZADANIE – NIEDOZWOLONE ZESTAWY LICZB KWANTOWYCH

Treść: Wskaż, które z podanych zestawów liczb kwantowych (n, l, mₗ, mₛ) są niedozwolone i wyjaśnij dlaczego:

a) n=2, l=1, mₗ=0, mₛ=+½
b) n=1, l=1, mₗ=0, mₛ=+½
c) n=3, l=2, mₗ=3, mₛ=−½
d) n=2, l=0, mₗ=0, mₛ=0

1. DANE

n – liczba główna: 1, 2, 3...
l – poboczna: 0...n−1
mₗ – magnetyczna: −l...+l
mₛ – spinowa: tylko +½ lub −½

2. CO TO ZNACZY - NIEDOZWOLONY ZESTAW?

To zestaw liczb kwantowych, który łamie przynajmniej jedną z reguł opisujących dozwolone wartości n, l, mₗ, mₛ.

0 ≤ l ≤ n−1 −l ≤ mₗ ≤ +l mₛ = ±½

gdzie:
n określa powłokę,
l określa podpowłokę (kształt orbitalu),
mₗ określa orientację orbitalu,
mₛ określa spin elektronu.

3. SPRAWDZENIE KAŻDEGO ZESTAWU

Każdy zestaw sprawdzamy osobno wg trzech reguł powyżej.

a) OK b) l>n−1 c) mₗ>l d) mₛ≠±½

4. PODSTAWIENIE DO WZORU

0 ≤ l ≤ n−1, −l ≤ mₗ ≤ l, mₛ = ±½

sprawdzenie zestawów a, b, c, d

^{l vs n}
(zakres l)^{mₗ vs l}
(zakres mₗ)

5. OBLICZENIA KROK PO KROKU

a) l=1 mieści się w 0...n−1=0...1, mₗ=0 mieści się w −1...+1 → zestaw dozwolony
b) dla n=1 dozwolone jest tylko l=0, a tu l=1 → zestaw niedozwolony
c) dla l=2 dozwolone mₗ to −2...+2, a tu mₗ=3 → zestaw niedozwolony
d) mₛ może być tylko +½ lub −½, a tu mₛ=0 → zestaw niedozwolony

6. WYNIK I ODPOWIEDŹ

Dozwolony: tylko a)

Zestawy b), c) i d) są niedozwolone — każdy łamie inną regułę (odpowiednio: zakres l, zakres mₗ, dozwolone wartości mₛ).

WAŻNE INFORMACJE I WSKAZÓWKI

⚖️Zawsze sprawdzaj po kolei wszystkie trzy reguły — jedno naruszenie wystarczy, by zestaw był niedozwolony.

%→Dla n=1 jedynym możliwym l jest 0 — to najczęstszy błąd w takich zadaniach.

✓mₛ przyjmuje wyłącznie dwie wartości: +½ i −½, nigdy 0 ani ±1.

WZÓR OGÓLNY

0 ≤ l ≤ n−1, −l ≤ mₗ ≤ +l, mₛ=±½

gdzie:
n – liczba główna
l – liczba poboczna
mₗ – liczba magnetyczna
mₛ – liczba spinowa

PODSUMOWANIE – JAK ROZWIĄZYWAĆ TAKIE ZADANIA?

1. Sprawdź zakres l względem n

2. Sprawdź zakres mₗ względem l

3. Sprawdź czy mₛ = ±½

4. Zaznacz niedozwolone zestawy

5. Uzasadnij którą regułę złamano

14. Konfiguracja elektronowa jonów

Jon = atom po oddaniu lub przyjęciu elektronów. Z bez zmian! Zmienia się tylko liczba e^-.

⚠️ Z której powłoki usuwamy elektrony przy tworzeniu kationu?

Tworząc kation, elektrony usuwamy zawsze z ostatniej, najdalszej od jądra powłoki (o najwyższym numerze n) — nie z tej podpowłoki, którą zapełnialiśmy jako ostatnią!
To częsty błąd przy metalach przejściowych: konfigurację zapełniamy 4s przed 3d, ale przy jonizacji najpierw oddajemy elektrony z 4s (powłoka n=4 jest najdalej), a dopiero potem z 3d.
Przykład: Fe [Ar]3d⁶4s² → Fe²⁺: usuwamy 4s² (najdalsza powłoka) → [Ar]3d⁶, a nie [Ar]3d⁴4s².

⊕Oddaje e⁻ → Kation (+)

Metale (blok s, d) oddają e^-.
Usuwamy z najwyżej energetycznej podpowłoki.
Suma e^- = Z − ładunek

⊖Przyjmuje e⁻ → Anion (−)

Niemetale (blok p) przyjmują e^-.
Dodajemy do ostatniej podpowłoki.
Suma e^- = Z + ładunek

Blok / Grupa	Zachowanie	Przykłady
Gr. 1 (blok s)	Oddaje 1e⁻ → M⁺	Na, K, Li
Gr. 2 (blok s)	Oddaje 2e⁻ → M²⁺	Ca, Mg, Ba
Gr. 13 (blok p)	Oddaje 3e⁻ → M³⁺	Al³⁺
Gr. 16 (blok p)	Przyjmuje 2e⁻ → X^2-	O^2-, S^2-
Gr. 17 (blok p)	Przyjmuje 1e⁻ → X^-	Cl^-, F^-, Br^-
Blok d (metale przejściowe)	Różne stany — oddają najpierw ns, potem (n-1)d	Fe²⁺, Fe³⁺

Jak pisać konfigurację jonu

Napisz konfigurację atomu obojętnego

Kation (+): usuń e^- z najwyżej energetycznej podpowłoki. Metale przejściowe: najpierw ns, potem (n-1)d!

Anion (−): dodaj e^- do ostatniej podpowłoki

Suma e^- = Z−ładunek (kation) lub Z+ładunek (anion)

Przykłady

Jon	Co robimy	Konfiguracja jonu	Izoelektronowy z
Na⁺	Usuń 1e^- z 3s	1s²2s²2p⁶	Ne (10e^-)
Ca²⁺	Usuń 2e^- z 4s	[Ar] = 1s²...3p⁶	Ar
Cl^-	Dodaj 1e^- do 3p	1s²2s²2p⁶3s²3p⁶	Ar
O^2-	Dodaj 2e^- do 2p	1s²2s²2p⁶	Ne
Fe²⁺	Usuwa 4s² NAJPIERW	[Ar]3d⁶	—
Fe³⁺	Usuwa 4s² + 1×3d	[Ar]3d⁵	—

⚠️ Metale przejściowe — kolejność usuwania e⁻!

Fe: konfiguracja [Ar]3d⁶4s². Fe²⁺: usuwa NAJPIERW 4s² → [Ar]3d⁶. W jonie energia 3d spada poniżej 4s — dlatego 4s traci się pierwsze!

15. Jony izoelektronowe — jak je rozpoznawać

💡 Definicja

Jony izoelektronowe (albo atom i jon) to takie, które mają identyczną liczbę elektronów, a więc i identyczną konfigurację elektronową — mimo że są to różne pierwiastki o różnej liczbie protonów.

Cząstka	Liczba elektronów	Konfiguracja	Izoelektronowa z
O²⁻	10	1s²2s²2p⁶	Ne, F⁻, Na⁺, Mg²⁺
Na⁺	10	1s²2s²2p⁶	Ne, F⁻, O²⁻, Mg²⁺
Cl⁻	18	[Ne]3s²3p⁶	Ar, K⁺, Ca²⁺

📌 Sposób rozwiązywania

Żeby znaleźć cząstkę izoelektronową z danym jonem: policz elektrony jonu (liczba atomowa ∓ ładunek), a potem szukaj innych atomów/jonów z tą samą sumą. Klucz: ta sama liczba elektronów = ta sama konfiguracja = te same właściwości chemiczne wynikające z rozmieszczenia elektronów (choć rozmiar jonów już się różni, bo różna jest liczba protonów przyciągających te same elektrony).

⚠️ Pułapka

Jony izoelektronowe nie mają tego samego promienia jonowego! Więcej protonów (silniejsze przyciąganie) przy tej samej liczbie elektronów = mniejszy promień. Np. spośród Na⁺, O²⁻, F⁻ (wszystkie izoelektronowe z Ne) największy jest O²⁻, najmniejszy Na⁺.

16. Elektrony walencyjne — bloki s, p i d

Elektrony walencyjne = elektrony uczestniczące w wiązaniach. Decydują o reaktywności.

💡 Jak znaleźć elektrony walencyjne — szybka metoda

Blok s i p (grupy główne): liczba elektronów walencyjnych = cyfra jedności numeru grupy (układ 1–18: grupa 1→1, grupa 2→2, grupa 13→3, …, grupa 17→7, grupa 18→8, ale He→2). Inaczej: to elektrony z najwyższej powłoki (najwyższe n) w konfiguracji — sumujesz elektrony ns i np o najwyższym n.
Blok d (metale przejściowe): elektrony walencyjne = elektrony (n−1)d + ns (sumujesz d i s), bo oba podpoziomy biorą udział w wiązaniach — stąd wiele stopni utlenienia.
Krok po kroku: 1) napisz konfigurację, 2) znajdź największe n, 3) zsumuj elektrony na ns i np tego n (dla bloku d dodaj jeszcze (n−1)d).
Przykład — S: [Ne]3s²3p⁴, największe n = 3 → 2+4 = 6 elektronów walencyjnych. Fe: [Ar]3d⁶4s² → 6+2 = 8.

Blok	Elektrony walencyjne	Jak liczyć	Przykład
s (gr. 1-2)	Elektrony ns	Numer grupy	Na: [Ne]3s¹ → 1 e^- wal.
p (gr. 13-18)	Elektrony ns+np	Numer grupy − 10	Cl: [Ne]3s²3p⁵ → 7 e^- wal.
d (gr. 3-12) !	Elektrony (n-1)d + ns	SUMA d + s!	Fe: 3d⁶4s² → 8 e⁻ wal.

💡 Blok d — dlaczego liczymy d+s?

Dla metali przejściowych e^- walencyjne to SUMA e^- na (n-1)d i ns. Oba biorą udział w reakcjach i wiązaniach. Dlatego wiele stanów utlenienia!

📌 Elektrony walencyjne metali przejściowych

Pierwiastek	Konfiguracja	e⁻ na d	e⁻ na s	e⁻ wal.	Typowe st. utlenienia
Sc (gr.3)	[Ar]3d¹4s²	1	2	3	+3
Mn (gr.7)	[Ar]3d⁵4s²	5	2	7	+2, +4, +7
Fe (gr.8)	[Ar]3d⁶4s²	6	2	8	+2, +3
Cu (gr.11)	[Ar]3d¹⁰4s¹	10	1	11	+1, +2
Zn (gr.12)	[Ar]3d¹⁰4s²	10	2	12	+2 (tylko!)

17. Rozpady promieniotwórcze — schematy i jak szukać niewiadomej

Podczas rozpadu promieniotwórczego jądro macierzyste (substrat) przekształca się w jądro potomne (produkt). Obowiązują dwa prawa zachowania:

Zachowanie liczby masowej A:

Σ A po lewej = Σ A po prawej

Zachowanie liczby atomowej Z:

Σ Z po lewej = Σ Z po prawej

🔴 SCHEMAT ROZPADU ALFA (α)

^A_ZX → ^A−4_Z−2Y + ⁴₂He (cząstka α)

AZX

substrat

→

A−4Z−2Y

produkt

42He

cząstka α

Bilans A:
A(X) = A(Y) + 4
A(Y) = A(X) − 4

Bilans Z:
Z(X) = Z(Y) + 2
Z(Y) = Z(X) − 2

Przykład: ²³⁸₉₂U → ²³⁴₉₀Th + ⁴₂He | A: 238=234+4 ✓ Z: 92=90+2 ✓

🔵 SCHEMAT ROZPADU β⁻ (beta minus)

Mechanizm: neutron w jądrze → proton + elektron + antyneutrino
n → p⁺ + e^- + ν̄_e

^A_ZX → ^A_Z+1Y + ⁰₋₁e + ν̄_e

AZX

substrat

→

AZ+1Y

Z rośnie o 1!

0−1e

elektron β⁻

Bilans A:
A nie zmienia się!
A(Y) = A(X)

Bilans Z:
Z(X) = Z(Y) + (−1)
Z(Y) = Z(X) + 1

Przykład: ¹⁴₆C → ¹⁴₇N + ⁰₋₁e | A: 14=14+0 ✓ Z: 6=7+(−1) ✓

🔶 SCHEMAT ROZPADU β⁺ (beta plus)

Mechanizm: proton w jądrze → neutron + pozyton + neutrino
p⁺ → n + e⁺ + ν_e

^A_ZX → ^A_Z−1Y + ⁰₊₁e + ν_e

AZX

substrat

→

AZ−1Y

Z maleje o 1!

0+1e

pozyton β⁺

Bilans A:
A nie zmienia się!
A(Y) = A(X)

Bilans Z:
Z(X) = Z(Y) + 1
Z(Y) = Z(X) − 1

Przykład: ²²₁₁Na → ²²₁₀Ne + ⁰₊₁e | A: 22=22+0 ✓ Z: 11=10+1 ✓

⚠️ β⁻ vs β⁺ — jak odróżnić?

β^-: emituje elektron (−1), Z produktu = Z+1 (przesuwa w PRAWO w układzie)
β⁺: emituje pozyton (+1), Z produktu = Z−1 (przesuwa w LEWO w układzie)
α: Z maleje o 2, A maleje o 4 — jedyny rozpad zmieniający A!

Tabela podsumowująca — szybki dostęp

Rozpad	Emitowana cząstka	Zmiana A	Zmiana Z	Przykład
α	⁴₂He (jądro helu)	A−4	Z−2	²³⁸₉₂U → ²³⁴₉₀Th
β^-	⁰₋₁e (elektron)	bez zmian	Z+1	¹⁴₆C → ¹⁴₇N
β⁺	⁰₊₁e (pozyton)	bez zmian	Z−1	²²₁₁Na → ²²₁₀Ne
γ	foton (energia)	bez zmian	bez zmian	Towarzyszy innym rozpadom
¹₁p⁺	Proton — ładunek +1, masa 1 u, A=1, Z=1 Składnik jądra atomowego — jego liczba = Z	0 (nie emitowany)	— (nie zmienia się)	Z = liczba protonów w jądrze
¹₀n	Neutron — ładunek 0, masa 1 u, A=1, Z=0 Składnik jądra atomowego — jego liczba = N = A − Z	0 (nie emitowany)	— (nie zmienia się)	N = A − Z (liczba neutronów)

Algorytm szukania niewiadomej

Zapisz schemat z niewiadomymi: ^A₁_Z₁X → ^?_?Y + cząstka

Bilans A: A₁ = A_Y + A_czą → A_Y = A₁ − A_czą

Bilans Z: Z₁ = Z_Y + Z_czą → Z_Y = Z₁ − Z_czą

Z_Y → szukaj w układzie okresowym → nazwa pierwiastka

Sprawdź: wstaw z powrotem — czy sumy A i Z zgadzają się?

18. Czas połowicznego zaniku T½ — dwie metody rozwiązywania

Czas połowicznego zaniku T½ to czas, po którym połowa jąder promieniotwórczych ulega rozpadowi. Po każdym T½ masa/liczba atomów zmniejsza się o połowę.

Ważne: T½ jest charakterystyczny dla danego izotopu — nie zależy od temperatury, ciśnienia ani stanu chemicznego!

N(t) = N₀ · 12^tT_½ gdzie: N₀ = masa/ilość początkowa, t = czas, T_½ = czas półtrwania

💡 Dwie metody rozwiązywania zadań z T½

Metoda 1 — Tabelka (gdy t/T½ jest liczbą całkowitą): dziel kolejno przez 2 dla każdego okresu T½. Prosta, bez kalkulatora.
Metoda 2 — Wzór (zawsze działa): wstawiaj do wzoru N(t) = N₀ · (½)^t/T½. Potrzebny kalkulator dla niecałkowitych wykładników.

🔬

ZADANIE – ILE IZOTOPU POZOSTAJE PO N OKRESACH (DWIE METODY)

Treść: Izotop ma okres połowicznego rozpadu T½ = 8 dni. Ile z próbki o masie 80 g pozostanie po 24 dniach?

1. DANE

m₀ = 80 g
T½ = 8 dni
t = 24 dni

2. CO TO ZNACZY - OKRES POŁOWICZNEGO ROZPADU?

T½ to czas, po którym połowa jąder promieniotwórczych ulega rozpadowi — masa/liczba atomów maleje wtedy dwukrotnie.

N(t) = N₀ · (½)^tT½

gdzie:
N₀ – masa/ilość początkowa,
t – czas, T½ – okres połowicznego rozpadu.

3. LICZBA OKRESÓW

Obliczamy ile pełnych okresów T½ mieści się w czasie t.

n = tT½ = 248 = 3 okresy

4. PODSTAWIENIE DO WZORU

N(t) = N₀ · (½)ⁿ

N(24) = 80 · (½)³

^N₀
(masa pocz.)ⁿ
(liczba okresów)

5. OBLICZENIA KROK PO KROKU

Metoda 1 (tabelka): 80g → (÷2) → 40g → (÷2) → 20g → (÷2) → 10g
Metoda 2 (wzór): N(24) = 80 · (½)³ = 80 · 0,125 = 10 g

6. WYNIK I ODPOWIEDŹ

N ≈ 10 g

Po 24 dniach (czyli po 3 okresach połowicznego rozpadu) z 80 g izotopu pozostanie 10 g.

WAŻNE INFORMACJE I WSKAZÓWKI

⚖️Metoda tabelki sprawdza się, gdy liczba okresów jest liczbą całkowitą — wtedy nie trzeba kalkulatora.

%→Metoda wzoru działa zawsze, także dla niecałkowitej liczby okresów.

✓Po każdym okresie T½ masa/ilość zmniejsza się dokładnie o połowę.

WZÓR OGÓLNY

N(t) = N₀ · (½)^tT½

gdzie:
N₀ – ilość początkowa
t – czas
T½ – okres połowicznego rozpadu

PODSUMOWANIE – JAK ROZWIĄZYWAĆ TAKIE ZADANIA?

1. Oblicz liczbę okresów n=tT½

2. Metoda tabelki: dziel przez 2 n razy

3. lub metoda wzoru: N=N₀·(½)ⁿ

4. Porównaj obie metody

5. Zapisz wynik z jednostką

🔬

ZADANIE – WYZNACZANIE T½ Z DANYCH (DWIE METODY)

Treść: Masa izotopu promieniotwórczego zmalała ze 200 g do 25 g w ciągu 30 lat. Wyznacz okres połowicznego rozpadu T½.

1. DANE

m₀ = 200 g
m(t) = 25 g
t = 30 lat

2. CO TO ZNACZY - WYZNACZYĆ T½?

Musimy znaleźć, po ilu okresach połowicznego rozpadu masa zmalała z wartości początkowej do końcowej, a następnie podzielić przez to całkowity czas.

N(t) = N₀ · (½)^tT½

gdzie:
N₀ – masa początkowa,
N(t) – masa po czasie t,
t – całkowity czas.

3. LICZBA OKRESÓW

Sprawdzamy, ile razy masa zmniejszyła się dwukrotnie.

20025 = 8 = 2³ → n = 3 okresy

4. PODSTAWIENIE DO WZORU

n · T½ = t

3 · T½ = 30 lat

ⁿ
(l. okresów)^t
(czas całk.)

5. OBLICZENIA KROK PO KROKU

20025 = 8 = 2³ → minęły dokładnie 3 okresy połowicznego rozpadu
3 · T½ = 30 lat → T½ = 303

6. WYNIK I ODPOWIEDŹ

T½ = 10 lat

Okres połowicznego rozpadu tego izotopu wynosi 10 lat — po każdych 10 latach masa zmniejsza się o połowę.

WAŻNE INFORMACJE I WSKAZÓWKI

⚖️Metoda tabelki działa najlepiej, gdy stosunek m₀/m(t) jest potęgą liczby 2 (2, 4, 8, 16...).

%→Jeśli stosunek mas nie jest potęgą 2, trzeba użyć wzoru i zlogarytmować obie strony.

✓T½ jest stałą cechą danego izotopu i nie zależy od warunków zewnętrznych.

WZÓR OGÓLNY

T½ = tn, gdzie N₀N(t) = 2ⁿ

gdzie:
t – całkowity czas obserwacji
n – liczba okresów połowicznego rozpadu
N₀N(t) – krotność zmniejszenia masy

PODSUMOWANIE – JAK ROZWIĄZYWAĆ TAKIE ZADANIA?

1. Oblicz stosunek N₀N(t)

2. Sprawdź czy to potęga 2

3. Odczytaj liczbę okresów n

4. Podziel czas t przez n

5. Zapisz T½ z jednostką czasu

⚠️ Kiedy stosować którą metodę?

Tabelka — gdy t/T½ jest małą liczbą całkowitą (1, 2, 3, 4...). Prosta i szybka.
Wzór — zawsze, w szczególności gdy t/T½ NIE jest liczbą całkowitą (np. 2,5 okresu).
Na maturze rozszerzonej zazwyczaj wystarczy znać obie i wybrać odpowiednią.

🎯 Tipy maturalne — Budowa atomu

Na podstawie analizy arkuszy CKE z lat 2015–2024. Te błędy robią uczniowie najczęściej.

🔢

Tip 1 — Symbol pierwiastka

Zawsze pamiętaj: górna liczba = A (masa), dolna = Z (atomy). Zadanie często pyta o liczbę neutronów — N = A − Z. Nie odwracaj!

⚠️

Tip 2 — Wyjątki Cr i Cu

Chrom i miedź to OBOWIĄZKOWE wyjątki na maturze. Cr: [Ar]3d⁵4s¹, Cu: [Ar]3d¹⁰4s¹. Naucz się ich na pamięć — gwarantuję że będą.

🎯

Tip 3 — Jony metali przejściowych

Fe²⁺ = [Ar]3d⁶ (nie [Ar]3d⁴4s²!). Przy jonizacji ZAWSZE najpierw usuwaj elektrony z powłoki o najwyższym n (4s przed 3d).

📊

Tip 4 — Masa atomowa vs masowa

Masa atomowa to ŚREDNIA ważona izotopów (np. Cl = 35,5). Liczba masowa A to zawsze liczba całkowita. Na maturze pytają o obie — nie mylić!

🧮

Tip 5 — Izotopy a właściwości

Izotopy: TAKIE SAME właściwości chemiczne, RÓŻNE fizyczne. Często pojawia się pytanie "które właściwości są różne/takie same" — to pułapka!

🔬

Tip 6 — Elektrony walencyjne

Dla pierwiastków bloków s i p: liczba e^- walencyjnych = numer grupy. Dla d-bloków wszystkie elektrony na n=max + elektrony (n-1)d.

☢️

Tip 7 — Równania jądrowe

Bilansowanie: suma A po obu stronach musi być równa, suma Z też. Rozpad α: A−4, Z−2. Rozpad β^-: A bez zmian, Z+1.

⚡

Tip 8 — Reguła Hunda w zadaniach

Gdy pytają o liczbę niesparowanych elektronów — narysuj orbitale i zastosuj regułę Hunda. Azot (2p³) ma 3 niesparowane, tlen (2p⁴) ma 2 niesparowane.

📋 Najczęściej sprawdzane zagadnienia na maturze

Zagadnienie	Częstość	Poziom trudności
Konfiguracja elektronowa atomu	⭐⭐⭐⭐⭐	Średni
Liczba protonów/neutronów/elektronów	⭐⭐⭐⭐⭐	Łatwy
Konfiguracja elektronowa jonów	⭐⭐⭐⭐	Trudny
Izotopy — właściwości i obliczenia	⭐⭐⭐⭐	Średni
Wyjątki Cr i Cu	⭐⭐⭐⭐	Średni
Elektrony walencyjne i niesparowane	⭐⭐⭐	Średni
Równania przemian jądrowych	⭐⭐⭐	Trudny
Obliczanie masy atomowej	⭐⭐⭐	Średni

⚠️ Pułapki egzaminatorów

Konkretne rzeczy, na których CKE najczęściej „łapie" w tym dziale. Sprawdź, czy nie wpadasz w żadną:

Wyjątki w konfiguracji (Cr, Cu)

Chrom i miedź „pożyczają" elektron z 4s do 3d (dla stabilności półzapełnionych/zapełnionych podpowłok). To klasyczne pytanie.

Kolejność zapełniania ≠ kolejność zapisu

Zapełniamy wg energii (4s przed 3d), ale w konfiguracji zapisujemy wg numeru powłoki. Łatwo pomylić.

Liczby kwantowe — zakresy

Każda liczba kwantowa ma ścisły zakres (l od 0 do n−1, m od −l do +l). Wartości spoza zakresu = błąd.

Jon ≠ atom

Konfiguracja jonu różni się od atomu — najpierw usuwamy elektrony z najwyższej powłoki (nie z tej, którą zapełnialiśmy ostatnio).

📊 Postęp Działu 1 — Budowa Atomu

Rozwiązane zadania: 0/230%

⚛️ Konfiguracja 🔬 Izotopy 💡 Promieniowanie ☢️ Promieniotwórczość 🎓 Podsumowanie

Każdy temat ma osobną rubrykę z zadaniami i własnym paskiem postępu. Rozwiąż zadanie samodzielnie, potem kliknij „Pokaż rozwiązanie".

⚛️Konfiguracja elektronowa

Postęp tematu: 0/80%

🧪 Ćwiczenia — konfiguracja atomu/jonu, liczby kwantowe (3 zad.)

📘 Zadanie 1 — Konfiguracja elektronowa atomu✓ zrobione

Treść: Zapisz pełną i skróconą konfigurację elektronową atomu żelaza Fe (Z=26).

📋 Dane:

Pierwiastek	Żelazo Fe
Z	26
Szukane	Konfiguracja pełna i skrócona

ROZWIĄZANIE

Kolejność (Aufbau): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p...

26 e⁻: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

Suma: 2+2+6+2+6+2+6 = 26 ✓

Skrócona: gaz przed Fe to Ar (Z=18) → [Ar]4s²3d⁶

✅ Odpowiedź:

Pełna: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶
Skrócona: [Ar]4s²3d⁶

📘 Zadanie 2 — Konfiguracja jonu✓ zrobione

Treść: Zapisz konfigurację jonu Fe³⁺. Pamiętaj o kolejności usuwania elektronów!

📋 Dane:

Jon	Fe³⁺
Atom Fe	[Ar]4s²3d⁶
Szukane	Konfiguracja Fe³⁺

ROZWIĄZANIE

Metal przejściowy — usuwa najpierw 4s (nie 3d!)

Usuń 2 e⁻ z 4s: [Ar]3d⁶

Usuń 1 e⁻ z 3d: [Ar]3d⁵

✅ Odpowiedź:

Fe³⁺: [Ar]3d⁵
Metale przejściowe tracą najpierw 4s, potem 3d!

📘 Zadanie 3 — Liczby kwantowe✓ zrobione

Treść: Które zestawy (n, l, m_l, m_s) są niedozwolone?
a) (2, 2, 0, +½) b) (3, 1, −2, +½) c) (1, 0, 0, +½)

ROZWIĄZANIE

NIEDOZWOLONY: n=2 → l max = 1. l=2 niemożliwe!

NIEDOZWOLONY: l=1 → m_l ∈ {−1,0,+1}. m_l=−2 nie istnieje!

DOZWOLONY ✓: opisuje elektron 1s

✅ Odpowiedź:

a) i b) niedozwolone. c) dozwolony.

🧪 Zadania — Konfiguracja jonu, liczby kwantowe (3 zad.)

📘 Zadanie 4 — Konfiguracja jonu✓ zrobione

Treść: Jon X³⁺ ma konfigurację elektronową [Ar]3d⁵. Podaj liczbę atomową pierwiastka X, jego symbol oraz liczbę niesparowanych elektronów w tym jonie.

📋 Dane:

jon	X³⁺
konfiguracja jonu	[Ar]3d⁵

liczba atomowa Z

symbol

niesparowane e⁻ w jonie

📘 Zadanie 5 — Konfiguracja wzbudzona✓ zrobione

Treść: Atom węgla w stanie podstawowym ma konfigurację 1s²2s²2p². Ile niesparowanych elektronów ma w stanie podstawowym, a ile po wzbudzeniu (1s²2s¹2p³) podczas tworzenia 4 wiązań?

📋 Dane:

C podstawowy	1s²2s²2p²
C wzbudzony	1s²2s¹2p³

niesparowane (podstawowy)

niesparowane (wzbudzony)

📘 Zadanie 6 — Liczby kwantowe✓ zrobione

Treść: Ile elektronów w atomie ma liczby kwantowe n=3 oraz l=2? Ile maksymalnie elektronów może mieć n=3 (wszystkie podpowłoki)? Podaj typ podpowłoki dla l=2.

📋 Dane:

powłoka	n=3
l=2	?

max e⁻ przy n=3, l=2

max e⁻ przy n=3

typ podpowłoki (l=2)

🔬Izotopy i masa atomowa

Postęp tematu: 0/40%

🧪 Ćwiczenia — izotopy (1 zad.)

Treść: Chlor ma dwa izotopy. Izotop o mniejszej liczbie masowej ma 18 neutronów i udział 75,78%. Średnia masa atomowa Cl = 35,453 u. Jeden izotop ma masę 34,969 u. Oblicz masę drugiego izotopu, podaj A i N.

📋 Dane:

Pierwiastek	Chlor, Z=17
Izotop 1	N₁=18, x₁=0,7578, m₁=34,969 u
Masa atomowa	35,453 u

📐 Wzór:

M = m₁·x₁ + m₂·x₂ oraz x₁ + x₂ = 1

ROZWIĄZANIE

A₁ = 17 + 18 = 35→³⁵Cl

x₂ = 1 − 0,7578 = 0,2422

35,453 = 34,969 × 0,7578 + m₂ × 0,2422

34,969 × 0,7578 = 26,503

m₂ = 8,9500,2422 = 36,953 u

A₂ = 37, N₂ = 37 − 17 = 20

✅ Odpowiedź:

Masa ³⁷Cl = 36,953 u, A=37, N=20. Sprawdzenie: 26,503+8,950=35,453 ✓

🧪 Zadania — Średnia masa, udział izotopu, masa z gęstości gazu (3 zad.)

📘 Zadanie 1 — Średnia masa — 3 izotopy✓ zrobione

Treść: Pierwiastek ma trzy izotopy: o masie 24 u (udział 79,0%), 25 u (10,0%) i trzeci o nieznanej masie (udział 11,0%). Średnia masa atomowa wynosi 24,32 u. Oblicz masę trzeciego izotopu.

📋 Dane:

izotop 1	24 u; 79,0%
izotop 2	25 u; 10,0%
izotop 3	? u; 11,0%
średnia	24,32 u

masa izotopu 3 [u]

📘 Zadanie 2 — Udział izotopu ⁶³Cu✓ zrobione

Treść: Względna obfitość dwóch izotopów miedzi: ⁶³Cu (62,93 u) i ⁶⁵Cu (64,93 u). Średnia masa atomowa Cu = 63,55 u. Oblicz procentowy udział izotopu ⁶³Cu.

📋 Dane:

⁶³Cu	62,93 u
⁶⁵Cu	64,93 u
średnia	63,55 u

udział ⁶³Cu [%]

📘 Zadanie 3 — Masa atomowa z gęstości gazu✓ zrobione

Treść: Gaz dwuatomowy X₂ ma gęstość 1,43 g/dm³ w warunkach normalnych. Ustal, jaki to pierwiastek. (Vₘ=22,4 dm³/mol)

📋 Dane:

gęstość	1,43 g/dm³
Vₘ	22,4 dm³/mol
cząsteczka	X₂

masa molowa X₂ [g/mol]

pierwiastek X

💡Promieniowanie elektromagnetyczne

Postęp tematu: 0/50%

🧪 Ćwiczenia — długość fali, laser (2 zad.)

Treść: Fala radiowa ma f=100 MHz. Oblicz λ i energię fotonu E.

📋 Dane:

f	100 MHz = 1,00 × 10⁸ Hz
c	3,00 × 10⁸ m/s
h	6,626 × 10^-34 J·s

📐 Wzór:

λ = cf E = h · f

✏️ Każdy podpunkt = osobny punkt:

λ =

E =

ROZWIĄZANIE

λ = 3,00 × 10⁸1,00 × 10⁸ = 3,00 m

E = 6,626 × 10^-34 × 1,00 × 10⁸ = 6,63 × 10^-26 J

✅ Odpowiedź:

λ = 3,00 m, E = 6,63 × 10^-26 J

📘 Zadanie 1 — Laser 532 nm✓ zrobione

Treść: Laser emituje światło λ=532 nm. Oblicz częstotliwość f i energię fotonu E.

📋 Dane:

λ	532 nm = 5,32 × 10^-7 m
c	3,00 × 10⁸ m/s
h	6,626 × 10^-34 J·s

🔬 Stałe fizyczne:

c	2,998 × 10⁸ m/s — prędkość światła w próżni
h	6,626 × 10^-34 J·s — stała Plancka

📐 Wzór:

f = cλ E = h · f

✏️ Każdy podpunkt = osobny punkt:

f =

E =

ROZWIĄZANIE

f = 3,00 × 10⁸5,32 × 10^-7 = 5,64 × 10¹⁴ Hz

E = 6,626 × 10^-34 × 5,64 × 10¹⁴ = 3,74 × 10^-19 J

✅ Odpowiedź:

f = 5,64 × 10¹⁴ Hz, E = 3,74 × 10^-19 J

ℹ️ Uwaga: wyniki podano z zaokrągleniem do 3 cyfr znaczących. W obliczeniach zachowano większą liczbę cyfr.

🧪 Zadania — Liczba fotonów (1 zad.)

📘 Zadanie 2 — Liczba fotonów✓ zrobione

Treść: Laser emituje światło o długości fali 480 nm i mocy 6,0 mW. Ile fotonów emituje w ciągu 1 sekundy? (h=6,63×10⁻³⁴ J·s; c=3,0×10⁸ m/s)

📋 Dane:

λ	480 nm = 4,8×10⁻⁷ m
moc	6,0 mW = 6,0×10⁻³ W
czas	1 s

liczba fotonów

☢️Promieniotwórczość

Postęp tematu: 0/30%

🧪 Ćwiczenia — rozpad α/β, czas połowicznego zaniku (3 zad.)

Treść: ²³⁸₉₂U ulega rozpadowi α. Napisz równanie, podaj A, Z, N produktu.

📋 Dane:

Substrat	²³⁸₉₂U
Cząstka α	⁴₂He

📐 Wzór:

Bilans A: A(X)=A(Y)+A(czą) Bilans Z: Z(X)=Z(Y)+Z(czą)

ROZWIĄZANIE

²³⁸₉₂U → ^?_?Y + ⁴₂He

238 = A + 4 → A = 234

92 = Z + 2 → Z = 90 = Tor

N = 234 − 90 = 144

✅ Odpowiedź:

²³⁸₉₂U → ²³⁴₉₀Th + ⁴₂He

📘 Zadanie 1 — Rozpad β⁻✓ zrobione

Treść: ¹⁴₆C ulega rozpadowi β⁻. Napisz równanie i zidentyfikuj produkt.

📋 Dane:

Substrat	¹⁴₆C
Cząstka β⁻	⁰_-1e

📐 Wzór:

β⁻: A bez zmian, Z rośnie o 1

ROZWIĄZANIE

14 = A + 0 → A = 14

6 = Z + (−1) → Z = 7 = Azot

✅ Odpowiedź:

¹⁴₆C → ¹⁴₇N + ⁰_-1e

📘 Zadanie 2 — Czas połowicznego zaniku✓ zrobione

Treść: Masa próbki = 96 g, T½ = 6 godzin. Ile pozostanie po 24 godzinach?

📋 Dane:

N₀	96 g
T½	6 godzin
t	24 godziny

📐 Wzór:

N(t) = N₀ · 12^tT½

ROZWIĄZANIE

n = 24/6 = 4 okresy

Tabelka: 96 → 48 → 24 → 12 → 6 g

Wzór: 96 · 116 = 6 g

✅ Odpowiedź:

Po 24 godzinach pozostanie 6 g.

🧪 Zadania — Stężenie po rozpadzie, seria promieniotwórcza (2 zad.)

📘 Zadanie 3 — Stężenie izotopu po rozpadzie✓ zrobione

Treść: Okres półtrwania pewnego izotopu wynosi 12 godzin. Jaki procent początkowej liczby jąder pozostanie po 2 dobach (48 godzin)?

📋 Dane:

T½	12 h
czas	48 h

pozostały % jąder

📘 Zadanie 4 — Promieniotwórczość — seria✓ zrobione

Treść: Jądro ²³⁸U ulega kolejno rozpadom: α, β⁻, β⁻. Podaj liczbę atomową i masową jądra końcowego. (Z(U)=92)

📋 Dane:

jądro początkowe	²³⁸U, Z=92
rozpady	α, β⁻, β⁻

liczba masowa A

liczba atomowa Z

🎓Zadanie podsumowujące — cały Dział 1

Postęp tematu: 0/30%

🧪 Zadanie kompleksowe (1 zad.)

Treść: Atom pewnego pierwiastka ma konfigurację [Ar]4s²3d⁵. a) Podaj nazwę i symbol. b) Ile ma elektronów walencyjnych? c) Jego izotop ulega rozpadowi β⁻ — podaj produkt.

✏️ Każdy podpunkt = osobny punkt: