Періодичний закон і періодична система Д.І. Мендєлєєва у світлі теорії будови атома.

І. Організаційний етап

ІІ. Актуалізація опорних знань

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

Пошуки основ для класифікації хімічних елементів почалися доволі давно. На момент відкриття періодичного закону Д. І. Менделєєвим (1834-1907) і створення першого варіанта періодичної системи — 1 березня 1869 р. — було відомо більше 60 властивостей елементів, з урахуванням яких було створено безліч класифікацій. При створенні своєї Д. І. Менделєєв (як і його попередники) долав певні труднощі:

• було відкрито не всі хімічні елементи (лише 63);

• для багатьох елементів значення атомних мас були визначені неправильно;

• деякі хімічні елементи та їхні сполуки були недостатньо вивчені.

Менделєєв, порівнюючи між собою несхожі природні групи елементів, виявив періодичну зміну властивостей елементів залежно від зміни значень їхніх атомних мас.

У процесі складання таблиці Д. І. Менделєєву довелось залишати місця (незаповнені клітинки) для невідкритих на той момент елементів; деяким з них він дав назви та описав властивості: екабор (тепер Скандій), екаалюміній (Галій), екасиліцій (Германій). Окрім цього, він був змушений перевіряти значення атомних мас низки елементів і в ході проведення експериментів уточнив атомні маси 15 елементів.

У процесі розвитку науки, зокрема ядерної фізики, зазнало певних змін вчення про будову атома, що розкрило фізичний зміст періодичного закону. Було з’ясовано, що основною характеристикою елемента є не його атомна маса, а заряд ядра (і, відповідно, електронної оболонки). Отже, періодична система є класифікацією хімічних елементів за електронною структурою їхніх атомів. У зв’язку з цим виникла необхідність змінити формулювання періодичного закону, який сьогодні звучить так: властивості хімічних елементів, а тому й властивості утворених ними простих і складних речовин, перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер їхніх атомів.

Графічним зображенням періодичного закону є періодична таблиця хімічних елементів. Оскільки знання людства про речовину постійно зростають, робота над удосконаленням періодичної системи не припиняється (зараз відомо більше 400 варіантів таблиці). Найпоширенішими є короткий і довгий варіанти періодичної таблиці.

Короткий варіант використовують і досі, оскільки він компактніший, зручніший і несе більше інформації. Кожний елемент розміщено в певній комірці періодичної системи, у якій подані такі дані:

Основними характеристиками атома, які визначають його поведінку в хімічних реакціях і при утворенні простих речовин, є будова зовнішнього електронного шару і енергія електронів відносно позитивно зарядженого ядра. Обидві характеристики підлягають періодичній залежності від порядкового номера елемента, який завжди вказується в періодичній таблиці елементів.

Згідно з сучасними квантово-механічними уявленнями конфігурація електронної оболонки визначається зарядом ядра атома і положенням елемента в періодичній системі.

Стан кожного електрона в атомі визначається чотирма параметрами – квантовими числами: 

головним (n),

орбітальним (l),

магніт­ним (m) і

спіновим (s). 

Перші три характеризують рух електрона в просторі, а четверте - навколо власної осі.

Електрони які знаходяться на одній орбіталі утворюють енергетичні (або електронні) рівні.

Нумерація рівнів починається від ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 або К, L, M, N, О, P, Q

Кожна орбіталь характеризується набором квантових чисел:

n – головне квантове число – характеризує енергію орбіталі і відстань від ядра;

l – побічне квантове число – характеризує форму орбіталі;

m – магнітне квантове число – характеризує орієнтацію орбіталей в просторі.

s – квантове число спину – характеризує орієнтацію спину [+¹/₂; -¹/₂].

Головне квантове число (n). Визначає енергетичний рівень електрона, віддаленість рівня від ядра, розмір електронної хмари. Приймає цілі значення (n = 1, 2, 3 ...) і відповідає номеру періоду. З періодичної системи для будь-якого елементу по номеру періоду можна визначити число енергетичних рівнів атома і який енергетичний рівень є зовнішним.

Приклад. Елемент кадмій Cd розташований в п'ятому періоді, значить n = 5. В його атомі електрони розподілені по п'яти енергетичних рівнях (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); зовнішнім буде п'ятий рівень (n = 5).

Оскільки рівні вже мають головне квантове число n, для підрівнів ввели допоміжне орбітальне квантове число l. Якщо головне квантове число n - це “адреса” рівня, то число l - “адреса” підрівня:

l = 0 – це s-підрівень, s-орбіталь – орбіталь сфера

l = 1 – це p- підрівень, p-орбіталь – орбіталь гантель

l = 2 – це d- підрівень, d-орбіталь – орбіталь складної форми

l = 3 – це f- підрівень, f-орбіталь – орбіталь ще складнішої форми.

Орбітальне квантове число (l) характеризує геометричну форму орбіталі. l змінюється від 0 до (n - 1). Незалежно від номера енергетичного рівня, кожному значенню орбітального квантового числа відповідає орбіталь особливої форми. Набір орбіталей з однаковими значеннями n називається енергетичним рівнем, з однаковими n і l – підрівнем. На першому енергетичному рівні (n = 1) орбітальне квантове число l приймає єдине значення l = (n – 1) = 0. Форма орбіталі - сферична; на першому енергетичному тільки один підрівень - 1s. Для другого енергетичного рівня (n = 2) є два підрівні - 2s і 2p. Для третього енергетичного рівня (n = 3) три енергетичні підрівні – 3s, 3p і 3d.

Магнітне квантове число (m) характеризує положення електронної орбіталі в просторі. Це квантове число приймає значення від -l до +l, тобто має рівно стільки значень, на скільки нових ліній розщеплюється кожна з s- p- d- і f-ліній в магнітному полі. І кількість цих нових ліній відповідає числу орбіталей в підрівні. Це означає, що для кожної форми орбіталі існує (2l + 1) енергетично рівноцінних орієнтації в просторі.

Для s-орбіталі (l = 0) таке положення одне і відповідає m = 0. Сфера не може мати різних орієнтацій в просторі.

Для p-орбіталі (l = 1) - три рівноцінні орієнтації в просторі m = -1, 0, +1.

Для d-орбіталі (l = 2) - п'ять рівноцінних орієнтацій в просторі

m = -2, -1, 0 +1 +2.

Таким чином, на s-підрівні - 1, на p- підрівні - 3, на d- підрівні - 5, на f- підрівні - 7 орбіталей.

Максимальна кількість електронів на одному енергетичному рівні чітко визначена і обчислюється за формулою 2n² (де n – номер періоду).

На першому енергетичному рівні може бути не більше 2 електронів

На другому не більше 8 ( )

На третьому не більше 18 ( )

На четвертому не більше 32 ( )

Стійкому (незбудженому) стану багатоелектронного атома відповідає такий розподіл електронів по атомним орбіталям, за якого енергія атома є мінімальною.

Заселення електронами атомних орбіталей (АО) відбувається згідно з принципом найменшої енергії, принципом Паулі і правилом Хунда.

Принцип найменшої енергії вимагає, щоб електрони заселяли АО в порядку збільшення їх енергії.

Найнижчим за енергією є перший, найближчий до ядра енергетичний рівень з n = 1.

Енергія підрівня, яка визначається формою орбіталі за одного і того ж значення n зростає в такому порядку: енергія ns- підрівня < np < nd < nf.

Зниженою енергією і відповідно особливою стійкістю характеризується конфігурації інертного газу ns² і ns²np⁶ (октет).

Порядок заповнення електронами атомних орбіталей визначається правилом Клечковського (правило n+ l):

– заповнення електронних підрівнів зі збільшенням порядкового номера атома елемента відбувається від меншого значення (n + l) до більшого значення (n + l);

– за рівних значень (n + l) заповнюються спочатку енергетичні підрівні з меншим значенням n.

Принцип Паулі: в атомі не може бути двох електронів, що характеризуються однаковим набором 4-х квантових чисел. Тому на одній орбіталі може міститися лише два електрони з антипаралельними спінами (m_s = ± 1/2). Звідси ємність s- орбіталей – два, р-орбіталей – шість, d- орбіталей – десять і f- орбіталей – чотирнадцять електронів.

Розміщення електронів по атомним орбіталям в межах одного енергетичного рівня визначається правилом Хунда (Гунда): найменшу енергію має електронна конфігурація з максимальним спіном. Тому електрони в межах енергетичного підрівня розташовуються спочатку по одному, а потім якщо електронів більше ніж орбіталей, то вони заповнюються вже двома електронами так щоб сумарний їх спін був максимальним. При складанні електронної формули атома будь-якого елемента корисно пам’ятати декілька очевидних закономірностей:

Загальна кількість енергетичних рівнів (а отже, і номер зовнішнього рівня) визначається значенням головного квантового числа n і відповідає номеру періоду, в якому розміщується елемент.

Наприклад, елемент магній (порядковий номер 12) знаходиться у третьому періоді періодичної системи елементів, тому дванадцять електронів атома Mg розміщуються на трьох енергетичних рівнях. При цьому третій, найбільш віддалений від ядра рівень є зовнішнім, для нього головне квантове число n=3.

Енергетичні рівні розщеплюються на енергетичні підрівні, для опису яких використовують буквені позначення орбітального квантового числа l. Кількість енергетичних підрівнів на даному рівні співпадає з номером цього рівня і визначається значенням головного квантового числа n (або кількістю значень орбітального квантового числа l).

Таким чином, на першому енергетичному рівні (для якого n=1) існує тільки один підрівень 1s, на другому – два підрівня (2s и 2p), на третьому – три (3s, 3p, 3d), на четвертому – чотири (4s, 4p, 4d, 4f) і т.д.

Енергетичні підрівні складаються з орбіталей. Кількість орбіталей на енергетичному підрівні визначається кількістю значень магнітного квантового числа m, яке дорівнює (2l+1).

Розподіл електронів в атомі виражають за допомогою електронної формули (умовного запису розподілу електронів в атомі за допомогою квантових чисел) і електронно-графічної схеми – квантових комірок, в яких клітинка символізує орбіталь, а стрілка – електрон. В електронних формулах цифрами вказують номер енергетичного рівня, латинськими буквами – енергетичні підрівні, а цифрами вгорі справа – кількість електронів на підрівні. Наприклад, умовний запис 5d⁴ означає, що на d-підрівні п’ятого енергетичного рівня розміщуються чотири електрони.

Графічно орбіталі зображуються у вигляді квантових комірок, кожна з яких має форму невеличкого квадратика. Орбітали одного енергетичного підрівня зображуються нероздільно:

Правила заповнення електронами

енергетичних рівнів і підрівнів

1.     Спочатку електронами заповнюється перший енергетичний рівень, потім другий, і тільки після остаточного заповнення другого енергетичного рівня розпочинається заповнення третього рівня.

2.  У межах одного енергетичного рівня першим заповнюється s-підрівень, другим – p-підрівень.

3.      На одній орбіталі не буває більше двох електронів.

4.      Електрони заповнюють орбіталі спочатку по одному, а якщо електронів більше за число орбіталей, то по два.

5.      Число електронів в атомі дорівнює порядковому номеру  елемента.

 

Періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва

Елементи малих періодів

У перших трьох періодах, які називаються малими (або типовими), із збільшенням заряду ядра відбувається заповнення електронами зовнішнього енергетичного рівня, номер якого збігається з номером періоду в періодичній системі.

Перший період складається з двох елементів. У атома гідрогену один електрон розміщується на єдиній орбіталі s-підрівня першого енергетичного рівня (n=1). Електронна формула гідрогену записується:

Відповідно до принципу Паулі на s-орбіталі може знаходитись два електрони з антипаралельними спінами, тому електронна формула атома Гелію має такий вигляд:

Завдяки такому розміщенню електронів утворюється стійка конфігурація, яка визначає хімічну інертність гелію. У атома гелію завершується забудова найближчого до ядра першого енергетичного рівня.

Елементи, в атомах яких забудовується електронами s-орбіталі зовнішнього енергетичного рівня, називаються s-елементи.

Всі s-елементи об’єднуються в s-електронна родина, яка в періодичній системі елементів розміщується у двох перших групах, за винятком s-елемента гелію Не, який традиційно приміщують у VIII групу завдяки його належності до інертних елементів.

У елементів другого періоду відбувається заповнення другого енергетичного рівня (другий енергетичний рівень, n=2): спочатку заповнюється 2s-орбіталь, а потім послідовно три 2р-орбіталі.

Елементи Li та Be належать до s-електронної родини, оскільки в їх атомах саме на s-підрівень поступає останній електрон – так званий формоутворюючий електрон (або просто формуючий), тобто такий, що визначає належність атома до елементів конкретної електронної родини. У наступних шести елементів, починаючи від карбону ₆С і завершуючи неоном ₁₀Ne, формуючі електрони заповнюють р-підрівень (l=1) другого енергетичного L-рівня (n=2).

Елементи, в атомах яких заповнюються електронами р-орбіталі зовнішнього енергетичного рівня, називаються р-елементи.

Cукупність усіх р-елементів складає р-електронна родина. р-Елементи розміщуються в III-VIII групах періодичної системи Д.І.Менделєєва.

Для s- і р-елементів притаманна цікава особливість: кількість зовнішніх (валентних) електронів дорівнює номеру групи. Справедливе й зворотнє твердження: за кількістю валентних електронів в атомах можно встановити, в якій групі знаходиться даний елемент.

Третій період, в якому проходить забудова третього енергетичного рівня (n=3), як і другий, містить вісім елементів: два s-елементи (Na, Mg) і шість р-елементів (Al, Si, P, S, Cl, Ar), причому конфігурація зовнішнього енергетичного рівня відповідних елементів другого і третього періодів аналогічна. Наприклад, у елементів VII групи флуору і хлору заповнення електронами зовнішніх енергетичних рівнів відбувається подібним чином, що добре видно при порівнянні електронних формул:

Завдяки однаковій електронній конфігурації зовнішнього електронного шару, для зображення зовнішнього енергетичного рівня елементів F і Cl можна використовувати загальну формулу ns²np⁵, де n – значення головного квантового числа для зовнішнього рівня і одночасно номер періоду.

Елементи з однаковою електронною конфігурацією зовнішнього енергетичного рівня називаються елементи-аналоги.

Необхідно пам'ятати, що у елементів третього періоду залишається вільним 3d-підрівень.

Елементи великих періодів

Четвертий і п’ятий періоди містять по вісімнадцять елементів. У атомів елементів четвертого періоду відбувається забудова четвертого енергетичного рівня (n=4), починаючи с 4s-орбіталі. Поява електрона в 4s-стані при наявності вільних 3d-орбіталей зумовлюється екрануванням ядра електронами, що утворюють щільний і симетричний шар 3s²3p⁶. У зв’язку з відштовхуванням від цього шару для формоутворюючого дев'ятнадцятого електрона атома калію (№19) і формоутворюючого двадцятого електрона атома кальцію (№20) найбільш вигідним є 4s-стан:

₁₉К                   1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹ ;

₂₀Ca                 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s².

Забудова електронами у атомів К і Са зовнішнього 4s-підрівня при наявності вільного 3d-підрівня узгоджується с першим правилом Клечковського: сумма головного n і орбітального l квантових чисел для 4s-підрівня менше, ніж для 3d:

4s:        n + l = 4 + 0 = 4;

3d:       n + l = 3 + 2 = 5.

А згідно з другим правилом Клечковського після 4s-підрівня, незважаючи на однакову суму (n+l=5), буде заповнюватися електронами 3d, а не 4р, оскільки саме 3d має менше значення головного квантового числа:

3d:       n + l = 3 + 2 = 5;

4р:       n + l = 4 + 1 = 5.

Отже, у десяти елементів – від скандію (₂₁Sc) до цинку (₃₀Zn) відбувається заповнення електронами 3d-підрівня. Для скорочення запису електронних формул у квадратних дужках зазначається символ попереднього інертного елемента (у даному випадку аргону Ar), що означає його електронну структуру, яка співпадає з електронними структурами внутрішніх електронних шарів елемента, що розглядається. Наприклад:

Елементи, в атомах яких заповнюються d-орбіталі другого ззовні енергетичного рівня, називається d-елементи.

Електронна родина d-елементів, в атомах яких проходить заповнення електронами другого ззовні d-підрівня, розміщуються у побічних підгрупах періодичної системи Д.І.Менделєєва.

Як показав аналіз, у атомах деяких d-елементів спостерігається самочинне переміщення електронів з ns-підрівня на (n–1)d-підрівень. Таке явище називається проскок електронів, або їх промотування. Воно пов’язане з прагненням атома мати енергетично стійку конфігурацію, якій відповідають повністю або наполовину забудовані електронами енергетичні підрівні. Так, для атома хрому спостерігається процес, коли електрон з 4s-підрівня переходить на 3d. Це призводить до енергетичної стабілізації атома: ₂₄Cr: [Ar] 4s¹3d⁵.

У атома елемента купрума теж відбувається такий самий проскок електрона с 4s-підрівня на 3d: ₂₉Сu: [Ar] 4s¹3d¹⁰. У результаті на зовнішньому рівні атома Сu залишається тільки один електрон – саме цим пояснюється, чому купрум розміщується у першій групі періодичної системи на відміну від наступного елемента цинку (₃₀Zn: [Ar] 4s²3d¹⁰), який має два електрони на зовнішньому енергетичному рівні, що й визначає його належність до другої групи періодичної системи.

Отже, четвертий період починається 4s-елементами (двома) і закінчується 4р-елементами (шістьма), а між ними розміщуються десять 3d-елементів, у яких заповнюється другий ззовні d-підрівень.

Періодичний закон Д.І.Менделєєва і структура періодичної системи

Аналізуючи дані про внутрішній зв’язок між групами подібних за властивостями елементів, Д.І.Менделєєв дійшов до висновку, що їх властивості повинні зумовлюватися якимись фундаментальними загальними характеристиками. Такою фундаментальною характеристикою для хімічного елемента Д.І.Менделєєв обрав атомну масу елементу і стисло сформулював періодичний закон (1869 р.):

властивості елементів, а також властивості утворених ними простих і складних тіл перебувають у періодичній залежності від величин атомних ваг елементів.

Заслуга Менделєєва полягає в тому, що він зрозумів виявлену залежність як об’єктивну закономірність природи, чого не змогли зробити його попередники. Д.І.Менделєєв вважав, що в періодичній залежності від атомної маси перебувають склад сполук, їхні хімічні властивості, температури кипіння і плавлення, будова кристалів тощо. Глибоке розуміння суті періодичної залежності дало Менделєєву змогу зробити кілька важливих висновків і передбачень.

По-перше, із відомих на той час 63 елементів Менделєєв змінив атомні маси майже у 20 елементів (Be, In, La, Y, Ce, Th, U). По-друге, Менделєєв передбачив існування близько 20 нових елементів і залишив для них місце в періодичній системі. Три з них, а саме екабор, екаалюміній і екасиліцій були описані досить докладно і з дивовижною точністю. Це тріумфально підтвердилося протягом п’ятнадцяти років, коли були відкриті елементи Галій (екаалюміній), Скандій (екабор) і Германій (екасиліцій).

Періодичний закон є одним із найфундаментальніших законів природи. Його вплив на розвиток наукового світогляду можна порівняти лише із законом збереження маси і енергії або квантової теорії. Ще за часи Д.І.Менделєєва періодичний закон став основою хімії. Подальші відкриття будови атома та явища ізотопії показали, що головною кількісною характеристикою елемента є не атомна маса, а заряд ядра (Z). Мозлі і Резерфорд (1913 р.) ввели поняття «порядковий номер елемента», пронумерували в періодичній системі всі символи і показали, що основою класифікації елементів є порядковий номер елемента, який дорівнює заряду ядер їх атомів.

Це ствердження відомо нині як закон Мозлі.

Тому сучасне визначення періодичного закону формулюється таким чином:

Властивості простих речовин, а також форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від значення заряду їх атомних ядер (або від порядкового номера елемента в періодичній системі).

Електронні структури атомів елементів наочно показують, що при зростанні заряду ядра відбувається закономірне періодичне повторення електронних структур, а значить, і повторення властивостей елементів. Це відбивається у періодичній системі елементів, для якої запропоновано декілька сотень варіантів. Найчастіше використовують дві форми таблиць – скорочену та розгорнуту, – які містять усі відомі елементи і мають місця для поки що невідкритих.

Кожен елемент посідає в періодичній таблиці певну клітинку, в якій зазначено символ та назву елемента, його порядковий номер, відносну атомну масу, а для радіоактивних елементів у квадратних дужках наведено масове число найбільш стабільного або доступного ізотопу. В сучасних таблицях часто наводяться й деякі інші довідкові відомості: густина, температури кипіння та плавлення простих речовин тощо.

Типові варіанти клітинок в періодичній таблиці Д.І.Менделєєва

Періоди

Основними структурними одиницями періодичної системи є періоди і групи – природні сукупності, на які поділяються хімічні елементи за електронними структурами.

Період – це горизонтальний послідовний ряд елементів, в атомах яких електрони заповнюють однакову кількість енергетичних рівнів.

Номер періоду збігається з номером зовнішнього квантового рівня. Наприклад, елемент кальцій (4s²) знаходиться у четвертому періоді, тобто його атом має чотири енергетичні рівні, а валентні електрони перебувають на зовнішньому, четвертому рівні. Різниця у послідовності заповнення як зовнішніх, так і більш близьких до ядра електронних шарів пояснює причину різної довжини періодів.

У атомів s- і р-елементів йде забудова зовнішнього рівня, у d-елементів – другого ззовні, а у f-елементів – аж третього ззовні енергетичного рівня.

Тому відмінність у властивостях найбільш чітко виявляється у сусідніх s- чи р-елементів. У d- і особливо f-елементів одного й того самого періоду відмінність у властивостях менш значна.

Як вже згадувалося, за ознакою того енергетичного підрівня, що забудовується електронами, елементи об’єднуються в електронні родини. Наприклад, у IV–VI періодах знаходяться родини, які містять по десять d-елементів: 3d-родина (Sc–Zn), 4d- родина (Y–Cd), 5d- родина (La, Hf–Hg). У шостому і сьомому періодах по чотирнадцять елементів складають f-родини: 4f-родину (Се–Lu), яка носить назву лантаноїдної, і 5f-родину (Th–Lr) – актиноїдів. Ці родини розміщують під періодичною таблицею.

Перші три періоди називаються малими, або типові періоди, оскільки властивості елементів цих періодів є основою для розподілу всіх інших елементів на вісім груп. Усі інші періоди, включаючи і сьомий, незавершений, називаються великі періоди.

Усі періоди, крім першого, починаються з лужних металів (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) і закінчуються, за винятком сьомого, незавершеного, інертними елементами (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Лужні метали мають одну й ту саму зовнішню електронну конфігурацію ns¹, де n – номер періоду. Інертні елементи, крім гелію (1s²), теж мають однакову будову зовнішнього електронного шару: ns²np⁶, тобто є електронними аналогами.

Розглянута закономірність дає можливість дійти до висновку: Періодичне повторення однакових електронних конфігурацій зовнішнього електронного шару є причиною подібності фізичних і хімічних властивостей у елементів-аналогів, тому що саме зовнішні електрони атомів переважно визначають їх властивості.

У малих типових періодах із збільшенням порядкового номера спостерігається поступове зменшення металічних і зростання неметалічних властивостей, оскільки збільшується кількість валентних електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

Наприклад, атоми усіх елементів третього періоду мають по три електронних шари. Будова двох внутрішніх шарів однакова для всіх елементів третього періоду (1s²2s²2p⁶), а будова зовнішнього, третього, шару різна. При переході від кожного попереднього елемента до кожного наступного заряд ядра атома зростає на одиницю і відповідно збільшується кількість зовнішніх електронів. Внаслідок цього їх притягання до ядра посилюється, а радіус атома зменшується. Це приводить до послаблення металічних властивостей і зростання неметалічних.

Третій період починається дуже активним металом натрієм (₁₁Na: ...3s¹), за яким йде дещо менш активний магній (₁₂Mg: ...3s²). Обидва ці метали належать до 3s-родини. Перший р-елемент третього періоду алюміній (₁₃Al: ...3s²3p¹), металічна активність якого менша, ніж у магнію, має амфотерні властивості, тобто в хімічних реакціях може поводити себе і як неметал. Далі ідуть неметали силіцій (₁₄Si: ...3s²3p²), фосфор (₁₅P: ...3s²3p³), сульфур (₁₆S: ...3s²3p⁴), хлор (₁₇Cl: ...3s²3p⁵). Їх неметалічні властивості посилюються від Si до Cl, який є активним неметалом. Період закінчується інертним елементом аргоном (₁₈Ar: ...3s²3p⁶).

У межах одного періоду властивості елементів змінюються поступово, а при переході від попереднього періоду до наступного спостерігається різке змінювання властивостей, оскільки починається забудова нового енергетичного рівня.

У великих періодах металічні властивості послаблюються більш повільно. Це пов’язано з тим, що, починаючи з четвертого періоду, з’являються десять перехідних d-елементів, у яких забудовується не зовнішній, а другий ззовні d-підрівень, а на зовнішньому шарі d-елементів перебувають один або два s-електрони, які й визначають певною мірою властивості цих елементів. Таким чином, для d-елементів закономірність дещо ускладнюється. Наприклад, у п’ятому періоді металічні властивості поступово зменшуються від лужного Rb, досягають мінімальної сили у металів родини платини (Ru, Rh, Pd). Однак після неактивного Ag аргентуму розміщується кадмій Cd, у якого спостерігається стрибкоподібне зростання металічних властивостей. Далі із зростанням порядкового номера елемента з'являються і поступово посилюються неметалічні властивості до типового неметалу йоду. Закінчується цей період, як і усі попередні, благородним газом. Періодична зміна властивостей елементів усередині великих періодів дає змогу розділити їх на два ряди, у яких друга частина періоду повторює першу.

Групи

Вертикальні стовпчики елементів у періодичній таблиці – групи складаються із підгруп: головної і побічної, які іноді позначаються літерами А і Б відповідно.

До складу головних підгруп входять s- і р-елементи, а до складу побічних – d- i f-елементи великих періодів.

Головна підгрупа – це сукупність елементів, що розміщується в періодичній таблиці вертикально і має однакову конфігурацію зовнішнього електронного шару в атомах.

Як випливає з наведеного визначення, положення елемента в головній підгрупі визначається загальною кількістю електронів (s- і р-) зовнішнього енергетичного рівня, яка дорівнює номеру групи.

Наприклад, сульфур (S: ...3s²3p⁴), в атомі якого на зовнішньому рівні міститься шість електронів, належить до головної підгрупи шостої групи, аргон (Ar: ...3s²3p⁶) – до головної підгрупи восьмої групи, а Стронцій (Sr: ...5s²)– до ІІА-підгрупи.

Елементи однієї підгрупи характеризуються подібністю хімічних властивостей. Як приклад розглянемо елементи ІА i VІІА-підгруп (табл.3.3). Із зростанням заряду ядра збільшується кількість електронних шарів і радіус атома, але кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні залишається сталою: для лужних металів (підгрупа ІА) – один, а для галогенів (підгрупа VІІА) – сім. Оскільки ж саме зовнішні електрони найбільш суттєво впливають на хімічні властивості, то зрозуміло, що кожна із розглянутих груп елементів-аналогів має подібні властивості.

Але у межах однієї підгрупи поряд із подібністю властивостей спостерігається їх деяке змінювання. Так, елементи підгрупи ІА усі, крім Н, – активні метали. Але із зростанням радіуса атома і кількості електронних шарів, що екранують вплив ядра на валентні електрони, металічні властивості посилюються. Тому Fr більш активний метал, нiж Сs,  a Cs – більш активний, ніж Rв і т.д. А в підгрупі VIIA з тієї ж причини послаблюються неметалічні властивості елементів при зростанні  порядкового номера. Тому F – більш активний неметал порівняно із Cl, a Cl – більш активний неметал порівняно з Br і т.д.

Побічна підгрупа – це сукупність елементів, що розміщуються в періодичній таблиці вертикально і мають однакову кількість валентних електронів за рахунок забудови зовнішнього s- і другому ззовні d-енергетичних підрівнів.

Усі елементи побічних підгруп належать до d-родин. Ці елементи іноді називають перехідними металами. В побічних підгрупах властивості змінюються більш повільно, оскільки в атомах d-елементів електрони забудовують другий ззовні енергетичний рівень, а на зовнішньому рівні перебувають лише два електрони або один.

Положення перших п’яти d-елементів (підгрупи ІІІБ-VIIБ) кожного періоду можна визначити за допомогою суми зовнішніх s-електронів і d-електронів другого ззовні рівня. Наприклад, з електронної формули скандію (Sc: …4s²3d¹) видно, що він розміщується в побічній підгрупі (оскільки є d-елементом) третьої групи (оскільки сума валентних електронів дорівнює трьом); манган (Mn: …4s²3d⁵) розміщується в побічній підгруп сьомої групи.

Положення останніх двох елементів кожного періоду (підгрупи ІБ і ІІБ) можна визначити за кількістю електронів на зовнішньому рівні, оскільки в атомах цих елементів передзовнішній рівень є повністю завершеним. Наприклад, Ag (5s¹5d¹⁰) розміщується в побічній підгрупі першої групи, Zn (4s²3d¹⁰) – в побічній підгрупі другої групи.

Тріади Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd та Os-Ir-Pt розміщені в побічній підгрупі восьмої групи. Ці тріади утворюють дві родини: заліза і платиноїдів. Крім зазначених родин окремо виділяють родину лантаноїдів (чотирнадцять 4f-елементів) і родину актиноїдів (чотирнадцять 5f-елементів). Ці родини належать до побічної підгрупи третьої групи.

Зростання металічних властивостей елементів у підгрупах згори вниз, а також зменшення цих властивостей у межах одного періоду зліва направо зумовлюють появлення в періодичній системі діагональної закономірності. Так, Ве дуже подібний до Al, B – до Si, Ti – до Nb. Це яскраво виявляється у тому, що в природі ці елементи утворюють подібні мінерали. Наприклад, у природі Ті завжди буває з Nb, утворюючи мінерали – титаноніобати.

Періодичність властивостей елементів

Усі властивості елементів, які визначаються електронною оболонкою атома, закономірно змінюються у періодах і групах періодичної системи. Але оскільки у ряду елементів-аналогів електронні структури не тотожні, а лише подібні, то при переході від одного елемента до іншого у підгрупах спостерігається не просте повторення властивостей, а їх більш менш чітко виражене закономірне змінення.

Хімічна природа елемента зумовлюється здатністю його атома віддавати або приєднувати електрони, що кількісно характеризується енергією іонізації, спорідненістю до електрона і електронегативністю та залежить від радіуса атома.

Атомні та іонні радіуси

Внаслідок хвильового характеру руху електрона атом не має чітко окреслених границь, тому виміряти абсолютне значення розміру атома неможливо.

Останнім часом поширилося поняття про орбітальні радіуси. Орбітальний радіус – це відстань від ядра до найбільш віддаленого від нього максимуму розподілу електронної густини.

Різновиди атомних радіусів

У межах одного періоду із підвищенням Z спостерігається тенденція до зменшення розмірів атомів. Це пояснюється зростаючим притяганням електронів зовнішнього шару до ядра в міру збільшення його заряду.

При переході від попереднього до наступного періоду атомні радіуси збільшуються, оскільки починається забудова нового енергетичного рівня, більш віддаленого від ядра. У результаті у межах головних підгруп розміри атомів збільшуються із зростанням зарядів ядер. У побічних підгрупах розміри атомів змінюються меншою мірою, особливо для перехідних d-металів п’ятого і шостого періодів, для яких радіуси атомів приблизно однакові. Втрата атомом електронів приводить до зменшення його ефективних розмірів, а приєднання надлишкових електронів – до збільшення. Тому радіус позитивно зарядженого йона (катіона) завжди менший, а радіус негативно зарядженого йона (аніона) завжди більший за радіус відповідного електронейтрального атома. Так, радіус атома Калію дорівнює 0,236нм, а радіус йона Калію К⁺ – 0,133нм, радіуси атома Хлору та йона Хлору Сl^– відповідно дорівнюють 0,099 і 0,181нм.

У межах однієї підгрупи радіуси йонів однакового заряду зростають із збільшенням заряду ядра. Така закономірність пояснюється збільшенням кількості електронних шарів і збільшенням віддалення зовнішніх електронів від ядра.

Енергія іонізації

Видалення електрона із незбудженого атома при перетворенні його в позитивно заряджений йон – це процес завжди ендоенергетичний (тобто такий, що проходить при поглинанні енергії), тому для його здійснення необхідно докласти певну енергію.

Мінімальна енергія, що потрібна для відриву електрона від незбудженого атома, називається енергія іонізації І:

E^o+I⟶E⁺+e^¯

де символами Е і E⁺ позначені відповідно нейтральний атом і позитивно заряджений йон (катіон) деякого елемента, I – енергія іонізації, ē – електрон.

Енергія іонізації вимірюється у [кДж/моль] чи [еВ/атом]. 1 еВ (електрон-вольт) – це енергія, яку набуває електрон у прискорюючому електричному полі з різницею потенціалів 1В; (1еВ = 1,6·10^–19Дж), у перерахунку на 1моль це відповідає енергії 96,5кДж/моль. Енергію іонізації можна визначити шляхом бомбардування атомів електронами, прискореними в електричному полі.

Від багатоелектронного атома можна відірвати один, два і більше електронів. Відриву кожного електрона відповідає певне значення енергії іонізації І₁, І₂, …, І_n, при цьому завжди І₁ <I₂ <… <In, оскільки збільшення кількості відірваних електронів сприяє зростанню позитивного заряду йона, що утворюється. Зовнішні електрони відриваються від атома досить легко, тому що мають більш високу енергію, ніж електрони попереднього рівня, і їхній відрив потребує порівняно незначних витрат енергії. Але при переході до внутрішнього електронного шару енергія іонізації різко зростає. Отже, повністю заповнені енергетичні рівні виявляють підвищену стійкість.

У елементів одного й того самого періоду при переході від лужного металу до благородного газу заряд ядра зростає, а радіус атома зменшується. Тому енергія іонізації поступово збільшується, а металічні властивості послаблюються. Але загальна тенденція до зростання енергії іонізації у межах періоду в деяких випадках порушується. Так, енергії іонізації атомів Ве і N вище, ніж у В і О, що розміщені за ними; аналогічне явище спостерігається й у третьому періоді при переході від Мg до Al і від Р до S. При цьому підвищені значення спостерігаються або у атомів з повністю забудованим зовнішнім s-підрівнем (Ве, Мg), або у атомів з рівно наполовину забудованим р-підрівнем (N, P). Це один із доказів положення, згідно з яким підвищену енергетичну стійкість мають електронні конфігурації з повністю (s², p⁶, d¹⁰) чи рівно наполовину (р³, d⁵) забудованими підрівнями.

У межах підгруп періодичної системи збільшення порядкового номера елемента супроводжується збільшенням розміру атома. Збільшення заряду ядра в підгрупах менше впливає на зв’язок зовнішнього електрона з ядром, ніж збільшення розміру атома і числа екранувальних електронів. Тому в межах підгруп s- і р-елементів зв’язок зовнішнього електрона з ядром зменшується, що приводить до зменшення енергії іонізації і посилення металічних властивостей. Виняток становлять підгрупи d-елементів, у межах яких при переході від 3d- до 5d-елементів енергія іонізації збільшується.

Величина енергії іонізації може характеризувати металічні властивості елемента: вони тим вищі, чим менше значення І.

Спорідненість до електрона

Деякі нейтральні атоми можуть приєднувати електрони – така властивість називається спорідненістю до електрона. Якщо при цьому виділяється енергія, то утворюються стійкі негативно заряджені йони, а якщо енергія поглинається, то утворюються нестійкі негативно заряджені йони. Кількісною мірою спорідненості до електрона є енергія спорідненості. Однак на практиці характеризуючи енергію спорідненості до електрона звичайно не використовують слово «енергія», обмежуючись спрощеним терміном «спорідненість до електрона».

Спорідненість до електрона F – це енергетичний ефект процесу приєднання електрона до нейтрального атома з перетворенням його в негативно заряджений йон:

E+e¯⟶E⁻±F

де символами Е і E^– позначені відповідно нейтральний атом і негативно заряджений йон (аніон) деякого елемента, F – спорідненість до електрона, ē – електрон. Вимірюється спорідненість до електрона у [кДж/моль] чи [еВ/атом].

Спорідненість до електрона залежить від електронної конфігурації атома та його хімічних властивостей. Найбільшу спорідненість до електрона мають р-елементи сьомої групи (F, Cl, Br, I), а найменші і навіть від’ємні значення – атоми з конфігураціями s² (Be, Mg), s²p⁶ (Ne, Ar) або p³ (N, P).

Спорідненість до електрона атомів металів близька до нуля, тобто приєднання електронів до їх атомів енергетично невигідне. Спорідненість до електрона атомів неметалів має додатне значення, оскільки цей процес енергетично вигідний.

Приєднання одного електрона до атомів О, S, C та деяких інших супроводжується виділенням енергії. Таким чином, для цих елементів сили притягання до ядра додаткового електрона переважають над силами відштовхування між додатковим електроном і електронною оболонкою атома. Приєднання подальших електронів (двох, трьох і більше) до атома згідно з квантово-механічними розрахунками неможливо. Тому одноатомні багатозарядні аніони (О^2–, S^2–, N^3–) у вільному стані існувати не можуть.

Електронегативність

Один і той самий атом залежно від умов може приєднувати електрони, виявляючи спорідненість до них, або віддавати електрони атому іншого елемента, у якого спорідненість до електрона більша.

Електронегативність (ЕН) – це узагальнена функція, що характеризує здатність атома даного елемента відтягувати на  себе електронну густину порівняно з атомами інших елементів тієї самої сполуки.

Термін «електронегативність» був введений американським хіміком Л.Полінгом, який склав першу шкалу електронегативностей.

Поняття електронегативності дозволяє оцінити відносну активність елемента і здатність його атомів набувати негативного заряду. Очевидно, ця здатність залежить від енергії іонізації та спорідненості до електрона.

Слід зазначити, що електронегативність певного елемента не є постійною. На неї впливають різні фактори: валентний стан елемента, тип сполук, до вмісту якої він входить тощо. Але це поняття корисне для якісного пояснення властивостей елементів та їх сполук.

У межах одного періоду із зростанням порядкового номера елемента спостерігається тенденція підвищення електронегативності, а в підгрупах – її зниження. Найменшими значеннями електронегативності характеризуються s-елементи першої групи, а найбільшими – р-елементи сьомої групи.

ІV. Узагальнення та систематизація знань

Номер групи (головної підгрупи) вказує на кількість електронів у зовнішньому енергетичному рівні, а також на значення вищої валентності (за винятком Оксигену, Флуору та більшості інертних елементів).

Усі елементи, залежно від того, який підрівень заповнюється, поділили на чотири електронні родини:

1) s-елементи — це елементи, в атомах яких останнім забудовується s-підрівень зовнішнього електронного шару. Перші два елементи кожного періоду — це s-елементи;

2) р-елементи — це елементи, в атомах яких останнім забудовується р-підрівень зовнішнього електронного шару. У кожному періоді (крім 1 і 7-го) є шість p-елементів (вони складають головні підгрупи III—VIII груп короткого варіанта періодичної таблиці);

3) d-елементи — це елементи, в атомах яких заповнюється d-підрівень другого зовні енергетичного рівня, а в зовнішньому електронному шарі залишається один або два електрони (розміщені у побічних підгрупах усіх груп);

4) f-елементи — це елементи, в атомах яких заповнюється f-підрівень третього зовні енергетичного рівня, а в зовнішньому електронному шарі залишається два електрони. Розрізняють 4f-елементи, лантаноїди (тобто схожі на Лантан), і 5f-елементи, актиноїди (тобто схожі на Актиній). Щоб не збільшувати довжину таблиці, вони винесені за межі її основного поля і розташовані в нижній частині короткого варіанта періодичної таблиці у двох окремих рядах по 14 елементів (довгого — по 15).

Основні закономірності зміни властивостей елементів

Від розміщення елементів у періодичній системі залежить характер і властивості простих речовин.

У межах окремих періодів зі збільшенням заряду ядер:

• зменшується атомний радіус, тому що зростає сила притягання електронів до ядра;

• послаблюються металічні властивості елементів і посилюються неметалічні;

• енергія іонізації для елементів одного періоду зростає зліва направо;

• збільшується максимальний позитивний ступінь окиснення елемента (за винятком Оксигену і Флуору, в яких немає ступенів окисненя +6 і +7 відповідно);

• послаблюються основні властивості оксидів і гідроксидів елементів, одночасно підвищуються їхні кислотні властивості.

У головних підгрупах зі збільшенням заряду ядер:

• електронегативність зменшується;

• зростає атомний радіус і кількість електронних шарів;

• посилюються металічні властивості елементів і послаблюються неметалічні;

• енергія іонізації спадає внаслідок збільшення відстані між електронами зовнішнього енергетичного шару і ядра;

• посилюються основні властивості оксидів та гідроксидів.

Урахувавши зміну властивостей елементів у періодах і головних підгрупах, неважко дійти висновку, що найтиповіші металічні елементи мають перебувати в лівій нижній частині періодичної таблиці (Францій, Цезій, Радій), а найтиповіші неметалічні елементи — у правій верхній (Флуор, Хлор, Оксиген).

Період — це горизонтальний ряд хімічних елементів, розміщених у порядку зростання їх атомних мас, що розпочинається лужним металічним елементом, а завершується інертним елементом.

Група — це вертикальний стовпчик періодичної таблиці, у якому розміщені елементи з однотипною електронною будовою в послідовності збільшення заряду ядра.

Короткий варіант періодичної таблиці містить 8 груп, які прийнято нумерувати римськими цифрами (I—VIII). Кожна група тут розділена на 2 підгрупи: головну(А) і побічну (В). Символи елементів головних підгруп зміщено ліворуч від центру клітинок, а символи елементів побічних підгруп — праворуч.

До головних підгруп входять лише s- і p-елементи (які можуть бути як металічними, так і неметалічними). У цих елементів кількість електронів у зовнішньому енергетичному рівні збігається з номером групи.

Отже, номер групи (головної підгрупи) вказує на кількість електронів у зовнішньому енергетичному рівні, а також на значення вищої валентності (за винятком Оксигену, Флуору та більшості інертних елементів).

Побічними називають підгрупи, що складаються з елементів, у яких заповнюється d-підрівень. Їхні атоми містять у зовнішньому рівні по два електрони (або по одному — у разі «провалу»). Побічні підгрупи не містять елементів перших трьох періодів. До їхнього складу входять лише металічні елементи, які називають перехідними: вони розміщені всередині великих періодів (парних рядів).

Атоми складаються з ядра та електронної оболонки. У ядрі містяться протони та нейтрони.

З'ясування фізичної суті періодичного закону значно розширило інформаційну функцію періодичної системи.

Відомо, що:

• порядковий номер хімічного елемента вказує на величину заряду ядра атома, кількість протонів у ядрі — на кількість електронів у електронній оболонці атома;

• кількість нейтронів у ядрі атома дорівнює різниці між відносною атомною масою хімічного елемента та його порядковим номером;

• номер періоду збігається з кількістю енергетичних рівнів (електронних шарів) в електронній оболонці атома;

• хімічні елементи однієї підгрупи мають однакову електронну формулу зовнішнього енергетичного рівня (електронного шару);

• в елементів головних підгруп кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні збігається з номером групи;

• вища валентність атомів хімічного елемента в оксидах дорівнює номеру групи (існують винятки);

• кількість неспарених електронів в атомах неметалічних елементів У-УІІ груп можна визначити дією віднімання: 8 — номер групи.

V. Домашнє завдання

Збуджений стан атома.

Валентні стани елементів

І. Організаційний етап

ІІ. Актуалізація навчальної діяльності

Метод «Незакінчене речення»

1. Загальне число електронів в атомі дорівнює… (номеру елемента в ПС).

2. Число енергетичних рівнів в атомі дорівнює… (номеру періода, в якому знаходиться елемент).

3. Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює … (номеру групи, в якій знаходиться хімічний елемент).

4. Заповнення електронами р-підрівня здійснюється відповідно до правила … (максимального сумарного спіну).

5. Принцип Паулі гласить, що на одній …(орбіталі можуть перебувати не більше двох електронів з антипаралельними спінами).

6. У межах одного енергетичного підрівня електрони розташовуються таким чином, щоб число неспарених електронів було … (максимальним).

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

Будова зовнішніх енергетичних рівнів атомів хімічних елементів і визначає в основному властивості їх атомів. Тому ці рівні називають валентними. Електрони цих рівнів, а іноді і передзовнішнього рівнів можуть брати участь в утворенні хімічних зв’язків. Такі електрони також називають валентними.

Валентність атома хімічного елемента визначається в першу чергу числом неспарених електронів, які беруть участь в утворенні хімічного зв’язку.

Валентні електрони атомів елементів головних підгруп розташовані на s- і р-орбіталях зовнішнього електронного шару. У елементів побічних підгруп, крім лантаноїдів і актиноїдів, валентні електрони розташовані на s-орбіталі зовнішнього і d-орбіталях передзовнішнього шарів.

При збудженні атомів електрони набувають більшої енергії, відбувається перехід електронів з нижчих енергетичних підрівнів на вищі. 

Всі електронні конфігурації, про які говорилося вище, є конфігураціями з найменшою енергією або як їх ще називають основні. При поглинанні енергії ззовні, один або кілька електронів можуть підвищувати свою енергію, піднімаючись на більш високі за енергією рівні. Такі стани атома називаються збудженими.

Перехід атома в збуджений стан відбувається при опроміненні або нагріванні речовини. Збуджений стан атома є нестійким. Через деякий час електрон втрачає енергію, переходить на енергетичну орбіталь з меншою енергією, випускаючи при цьому квант світла. У збуджений стан атом, як правило, переходить при утворенні ним зв'язку з іншими атомами (при утворенні хімічного зв'язку), віддаючи електрони або приймаючи їх. При цьому електронейтральний атом перетворюється у заряджену частинку, яка має назву йон. 

При віддачі електронів йон заряджується позитивно, при прийомі ― негативно.

Йон ― це заряджена частинка, яка утворюється в результаті віддачі або прийняття електронів атомом або групою атомів. Позитивно заряджені йони називаються катіонами, а негативно заряджені йони ― аніонами.

Так, атом карбону в стаціонарному стані має два неспарених електрона. Отже, з їх участю можуть утворитися дві загальні електронні пари, які здійснюють дві ковалентні зв’язку. Однак вам добре відомо, що в багатьох неорганічних і у всіх органічних сполуках присутні атоми чотирьохвалентного карбону. Очевидно, що його атоми утворили чотири ковалентні зв’язки в цих сполуках, перебуваючи в збудженому стані.

Аналіз цих структур показує, що в атомі Бору на зовнішньому енергетичному рівні є один неспарений р-електрон: він визначає валентність атома Бору, що дорівнює одиниці. Проте стійких сполук цього елемента з валентністю І поки що не одержано. Але за певної затрати енергії ззовні, наприклад у разі нагрівання, спарені електрони 2s -підрівня можуть розпаровуватися. Атом переходить у збуджений стан, у результаті якого всі три електрони зовнішнього рівня стають неспареними. За рахунок трьох неспарених електронів атома Бору в збудженому стані утворюються сполуки B₂O₃, BCl₃ тощо.

У збуджений стан, як видно зі схем, можна перевести й атоми елементів третього періоду (за винятком атомів Натрію та інертного елемента Аргону). І тоді, наприклад, атом Силіцію буде виявляти валентність, яка дорівнює IV, а атом Фосфору — V.

Не всі елементи спроможні підвищувати валентність у вказаний спосіб. Так, наприклад, в атомів Нітрогену, Оксигену й Флуору немає вільних орбіталей, усі їхні 2s- і 2р-орбіталі зайняті електронами, а d-підрівень в атомів другого періоду відсутній.

Валентність атомів виявляється тільки в процесі взаємодії, наслідком якої є утворення ними хімічного зв’язку. В результаті цього суттєво перебудовуються електронні структури атомів, що взаємодіють, а отже, змінюються їхні валентність і властивості в сполуках.

Як наочного зобразити поняття валентності? Електрони, що перебувають на зовнішньому енергетичному рівні, позначають точками навколо хімічного символу елемента. Спільні для двох атомів електрони (тобто ті, що беруть участь в утворенні ковалентного зв’язку) зображують точками між їхніми хімічними символами. Подвійний і потрійний зв’язок позначають відповідно двома або трьома парами спільних точок. Наприклад, утворення молекул H₂, N₂, H₂O, CO₂ можна подати таким чином:

У наведених схемах подано електрони лише зовнішніх енергетичних рівнів атомів елементів, тому що тільки вони можуть брати участь в утворенні ковалентного типу хімічного зв’язку.

Із цих схем випливає, що в молекулі водню кожний з атомів Гідрогену отримує стійку двоелектронну оболонку, а в молекулі азоту атоми Нітрогену — стійку восьмиелектроину оболонку. Таке саме можна констатувати відносно атомів Оксигену в молекулах води та атомів Карбону й Оксигену в молекулі карбон(ГУ) оксиду.

Якщо в наведених схемах кожну загальну пару електронів позначити однією рискою, то утворення ковалентного зв’язку можна зобразити у вигляді таких структурних формул:

Важливою характеристикою атомів і йонів також є їхні радіуси.

8. За структурною формулою визначте валентності елементів у молекулі дисульфатної кислоти:

9. Визначте валентність Фосфору в наведених сполуках за їхніми структурними формулами:

Хімічний зв’язок і будова речовини.

Йонний, ковалентний, металічний, водневий хімічні зв’язки

І. Організаційний етап

ІІ. Актуалізація навчальної діяльності

Атоми майже всіх елементів не можуть довго перебувати окремо один від одного. Вони з’єднуються з такими самими або іншими атомами.

Багато атомів металічного елемента, сполучаючись разом, утворюють метал. Алмаз, графіт, червоний фосфор містять з’єднані між собою атоми неметалічних елементів. Два атоми Оксигену сполучаються в молекулу О₂; із таких молекул складається газ кисень. Вода містить молекули Н₂О, утворені двома атомами Гідрогену й одним атомом Оксигену.

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

Взаємодію між атомами, молекулами, йонами, завдяки якій частинки утримуються разом, називають хімічним зв’язком.

Під час утворення хімічного зв’язку енергія виділяється, а при його руйнуванні поглинається.

8 - електронна оболонка є для атома вигідною і стійкою. Її часто називають електронним октетом. Електронний октет ns²np⁶.

Атоми інших елементів здатні змінювати електронну будову так, щоб останній енергетичний рівень містив вісім електронів. При цьому атоми перетворюються на йони.

Йони. Частинки цього типу входять до складу багатьох сполук. Йон — заряджена частинка, яка утворюється з атома внаслідок втрати або приєднання ним одного чи кількох електронів.

Якщо атом втрачає, наприклад, один електрон, він перетворюється на йон із зарядом +1, а в разі приєднання ним двох електронів — на йон із зарядом –2.

Позитивно заряджені йони називають катіонами, негативно заряджені — аніонами.

Атоми різних елементів, взаємодіючи між собою, утворюють велику кількість простих і складних речовин. Нам треба з’ясувати, якими силами втримуються атоми в молекулах і як виникають хімічні зв’язки між ними.

Хімічний зв’язок — це взаємодія атомів, яка зумовлює їхнє сполучення в молекули або кристали

Здатність атома хімічного елемента притягувати до себе валентні електрони називається електронегативністю.

Металічні елементи легко віддають електрони зовнішнього енергетичного рівня і не можуть приєднувати їх для добудови цього рівня. Неметалічні елементи легко притягують електрони від інших атомів для добудови зовнішнього енергетичного рівня. Чим менше електронів необхідно для добудови зовнішнього рівня, тим сильніше виражені неметалічні властивості елемента і його електронегативність.

У періоді електронегативність елемента зростає із збільшенням порядкового номера елемента, тобто зліва направо. На початку періоду містяться елементи, електронегативність яких дуже низька (вважають, що для атомів металів електронегативність не характерна), а в кінці – найбільш електронегативні (неметалічні елементи).

У групі електронегативність елементів зменшуєтся із зростанням порядкового номера елемента, тобто згори донизу. Найбільш електронегативним у періодичній системі є Флуор.

За зростанням електронегативності елементи розміщають у такий ряд (шкала Полінга):

Хімічний зв’язок між атомами, зумовлений  утворенням спільних електронних пар, називають ковалентним зв’язком

Ковалентний зв’язок буває неполярним і полярним.

Ковалентний хімічний зв’язок, який утворюється між атомами з однаковою електронегативністю за рахунок утворення спільних електронних пар називають ковалентним неполярним

Цей зв’язок виникає між атомами елементів з однаковою електронегативністю. Найпростішим прикладом утворення ковалентного неполярного зв’язку є утворення молекули водню. Між атомами Гідрогену в молекулі утворюється електронна пара, яка стає спільною для обох атомів.

У разі взаємодії двох атомів, кожний з яких має кілька неспарених електронів, одночасно утворюється кілька спільних електронних пар. В атомі Оксигену на зовнішньому рівні є шість електронів: дві електронні пари і два неспарені електрони. Ці неспарені електрони беруть участь в утворенні двох спільних електронних пар.

Завдяки цьому кожний атом Оксигену отримує завершений зовнішній енергетичний рівень із восьми електронів (октет). Такий хімічний зв’язок називають подвійним і позначають двома рисками. Число спільних електронних пар між атомами характеризує кратність зв’язку.

Розгляньмо процес утворення зв’язку в молекулі фтору F₂. Атом Флуору містить на зовнішньому рівні сім електронів — три електронні пари й один неспарений електрон. До завершення зовнішнього рівня атому Флуору бракує одного електрона, тому два атоми Флуору об’єднуються в молекулу таким способом, утворюючи між собою одинарний зв’язок:

Ковалентний зв’язок, при утворенні якого відбувається зміщення спільних електронних пар до більш електронегативного атома, називають ковалентним полярним

Цей зв’язок виникає між неметалічними елементами з різною електронегативністю (різними неметалічними елементами). Найпростішим прикладом ковалентного полярного зв’язку може служити молекула гідроген хлориду HСl. У атома Гідрогену на зовнішньому енергетичному рівні міститься один неспарений електрон; рівень незавершений. У атома Хлору на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться сім електронів, шість з яких спарені і один неспарений. При взаємодії цих атомів виникає спільна електронна пара. Оскільки електронегативність Хлору більша, то спільна пара електронів буде зміщена до цього атома. Вважають, що атом, до якого зміщена електронна пара набуває деякого негативного заряду, а атом, від якого зміщена спільна електронна пара – деякого позитивного заряду.

Схематично утворення ковалентного полярного зв’язку в молекулі HСl можна зобразити так:

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку

У молекулі амоніаку нітроген має неподілену пару електронів (двохелектронну пару).

В йона гідрогену є вільна (не заповнена) 1s-орбіталь, що можна позначити як Н⁺. Під час утворення йона амонію двохелектронна хмара нітрогену стає спільною для атомів нітрогену й гідрогену, тобто вона перетворюється на молекулярну електронну хмару. Отже, виникає четвертий ковалентний зв'язок.

Процес утворення йона амонію можна подати схемою:

З аряд йона гідрогену стає спільним (він делокалізований, тобто зосереджений між усіма атомами), а неподілена пара електронів, що належить нітрогену, стає спільною і для гідрогену.

Отже, атом, що надає неподілену електронну пару, називається донором, а атом, що приймає її, називає акцептором.

Хімічний зв’язок, утворений завдяки електростатичній взаємодії йонів, називають йонним зв’язком

Величина негативного заряду атома дорівнює числу приєднаних електронів, а величина позитивного заряду — числу відданих електронів. Сполуки, в яких існує йонний зв’язок, називають йонними.

Йони – це заряджені частинки, в які перетворюються атоми після віддавання або приєднання електронів.

Найпростішими за складом є йонні сполуки, утворені двома елементами (бінарні сполуки), в яких один елемент металічний, а інший – неметалічний. Атоми металічних елементів здатні лише віддавати електрони, а атоми неметалічних елементів – притягувати їх.

Неметалічний елемент буде притягувати стільки електронів скільки йому необхідно для завершення зовнішнього енергетичного рівня до октета. 

Йонний зв’язок найбільш характерний для сполук утворених типовим металічним і типовим неметалічним зв’язком. Він характерний і для твердих гідроксидів найбільш типових металічних елементів (KOH, NaOH, RbOH, CrOH), які містять позитивно заряджені йони металічного елементу і негативно заряджені гідроксид-іони OH^–. До йонних сполук належать багато солей оксигеновмісних кислот.

Розглянемо механізм утворення йонного зв’язку в сполуці натрій хлорид. Атом Натрію містить один валентний електрон (визначаємо за номером групи, в якій знаходиться Натрій). Атом Хлору містить сім валентних електронів (визначаємо за номером групи, в якій знаходиться Хлор). При взаємодії атомів Натрію з атомами Хлору валентний електрон атома Натрію повністю переходить на зовнішній рівень атома Хлору, добудовуючи його до восьмиелектронної структури. При цьому атом Натрію, втрачаючи електрон, набуває позитивний заряд +1  та перетворюється на катіон Nа⁺, а атом Хлору, приєднуючи електрон, набуває негативний заряд –1 та перетворюється на аніон Сl^-. Різнойменно заряджені йони притягуються завдяки електростатичним силам та утворюється сполука натрій хлорид. Цей процес можна зобразити за допомогою схеми:

Nа⁰ – 1 e^- → Nа⁺

Сl⁰ + 1 e^- →Сl^-

Nа⁺ + Сl^- → NаСl

Б ільшість речовин, що нас оточують, за звичайних умов перебувають у твердому агрегатному стані. За внутрішньою будовою й фізичними властивостями розрізняють два стани твердих речовин — аморфний і кристалічний (мал. 2.2).

Аморфні речовини не мають чіткої просторової структури, а утворені з невпорядковано розташованих частинок (атомів, молекул, йонів). За будовою аморфні речовини нагадують рідини.

Переважна більшість твердих речовин мають кристалічну будову. Кристалічний стан характеризується впорядкованим розташуванням частинок. У кристалічних речовинах частинки, з яких побудовані кристали, розміщені в просторі в чіткому порядку й утворюють просторові кристалічні ґратки.

Залежно від типу частинок, що утворюють кристал, та від типу хімічного зв’язку між ними розрізняють чотири типи кристалічних ґраток: металічні, йонні, молекулярні й атомні. Тип кристалічних ґраток значною мірою зумовлює фізичні властивості речовин.

Кристалічні ґратки та властивості речовин

Характеристика речовини		Тип кристалічних ґраток
Йонні	Молекулярні	Атомні
Тип хімічного зв’язку	Йонний	Ковалентний (полярний і неполярний) у молекулах та слабка взаємодія між молекулами	Ковалентний (полярний і неполярний)
Агрегатний стан за звичайних умов	Тверді речовини	Гази, рідини або легкоплавкі тверді речовини	Тверді речовини
Фізичні властивості
Температури плавлення та кипіння	Високі	Низькі	Дуже високі
Леткість	Нелеткі	Леткі, можуть мати запах	Нелеткі
Твердість, пластичність	Тверді, крихкі, непластичні	Крихкі, непластичні	Дуже тверді, непластичні, іноді крихкі
Здатн, Сість проводити електричний струм	У твердому стані не проводять, а розплави та розчини — проводять	У твердому стані не проводять, розчини деяких (наприклад, гідроген галогенідів) проводять	Більшість не проводять, деякі є провідниками (графіт)або напівпровідниками (германій)
Розчинність	Багато з них розчиняються у воді	Розчиняються у воді або в інших розчинниках	Не розчиняються у воді та в інших розчинниках
Речовини	Солі, гідроксиди та оксиди металічних елементів	Із ковалентним неполярним зв'язком: О2, Сl2, Вr2 тощо; із ковалентним полярним: НF, НСl, НВr, НІ, Н2О, СО2 тощо	Із ковалентним неполярним зв'язком: алмаз, графіт тощо;  із ковалентним полярним: кварц, алюміній оксид

Водневий зв’язок пояснюється здатністю атома гідроґену сполученого з атомом сильно електронеґативного елемента (F, O, N, у меншій мірі Cl та S), утворювати ще один хімічний зв’язок із електронеґативним елементом. При утворенні полярного ковалентного зв’язку між атомами гідроґену та атомами з високою електронеґативністю електронна хмара атома гідроґену сильно зсувається до атома електронеґативного елемента. У підсумку атом електронеґативного елемента набуває значного ефективного від’ємного заряду, а ядро атома гідроґену (протон) майже втрачає електронну хмару. Між протоном гідроґену та від’ємно зарядженим атомом ковалентно-полярної молекули виникає електростатична взаємодія, яка й зумовлює утворення водневого зв’язку. У графічних формулах водневий зв’язок позначається трьома крапками.

Елементи метали утворюють прості речовини — метали. За звичайних умов це кристалічні речовини (крім ртуті). На рис. зображено кристалічну р ешітку натрію. Як бачимо, кожний атом натрію оточений вісьмома сусідніми. На прикладі    натрію розглянемо природу хімічного зв’язку в металах.

В атомі натрію, як і в інших металів, є надлишок валентних орбіталей і нестача електронів. Так, валентний електрон (3s¹) може займати одну з дев’яти вільних орбіталей — 3s (одна), 3р (три) і 3d (п’ять). Під час зближення атомів внаслідок утворення кристалічної решітки валентні орбіталі сусідніх атомів перекриваються, в результаті чого електрони вільно переміщуються з однієї орбіталі на іншу, здійснюючи зв’язок між усіма атомами кристала металу. Такий тип хімічного зв’язку називається металічним зв’язком. Металічний зв’язок утворюють елементи, атоми яких на зовнішньому рівні мають мало валентних електронів порівняно із загальним числом зовнішніх енергетично близьких орбіталей, а валентні електрони внаслідок невеликої енергії іонізації слабко утримуються в атомі. Хімічний зв’язок у металічних кристалах сильно делокалізований, тобто електрони, що здійснюють зв’язок, узагальнені (“електронний газ”) і переміщуються по всьому шматку металу, який в цілому електронейтральний.

ІV. Узагальнення та систематизація знань

 1. Вкажіть тип хімічного зв’язку і механізм його утворення в сполуках: NaCl, Na₂O, MgJ₂, Al₂S₃, FeCl₃.

2. Знайти відповідність:

А) HCl;	а) йонний зв’язок;
Б) KCl;	б) ковалентний неполярний;
В) Cl2;	в) ковалентний полярний.

3. Вкажіть тип хімічного зв’язку в молекулі кисню:

а) йонний;

б) ковалентний полярний;

в) ковалентний неполярний.

4. Вкажіть тип хімічного зв’язку в сполуці CaCl₂:

а) йонний;

б) ковалентний полярний;

в) ковалентний неполярний.

5. Із наведеного переліку випишіть формули речовин з йонним зв’язком: BaCl₂, O₂, NH₃, CaO, NaOH, Br₂, NaJ.

6. Поділіть на групи за типом хімічного зв’язку подані нижче речовини: ZnCl₂, KBr, CO₂, N₂, K₂O, H₂S, O₂, PH₃, Na₂S.

7. Вкажіть тип хімічного зв’язку і механізм його утворення в сполуках: K₂S, NaCl, CaO, Al₂O₃, KBr, CaCl₂.

8. Яка з електронних формул відповідає йону Cl^–:

а) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶;

б) 1s²2s²2p¹3s²3p⁵.

Чим йон Cl^– відрізняється від атома Хлору?

9. Зобразіть електронні схеми атома та йона Калію і порівняйте їх. Чим атом відрізняється від йона? В якої із цих частинок радіус більший?

10. Запишіть електронні формули атома та йона Магнію. Чим вони відрізняються?

V. Домашнє завдання

1. Вкажіть вид хімічного зв’язку і механізм його утворення в сполуках: H₂, O₂, N₂, Cl₂, J₂, F₂, Br₂, H₂O, HCl, NH₃, CH₄, CO₂, SO₃, P₂O₅, N₂O₃.

2. Серед запропонованих формул знайдіть формули сполук з ковалентним неполярним зв’язком: KCl, HCl, Cl₂, Br₂, PH₃.

3. Серед зазначених формул знайдіть формули сполук з ковалентним полярним зв’язком: NH₃, H₂, NO, SO₃, H₂S, O₂, N₂, AlCl₃. Вкажіть механізм його утворення.

Хімічні реакції. Необоротні і оборотні хімічні процеси. Хімічна рівновага

І. Організаційний етап

ІІ. Актуалізація навчальної діяльності

У світі, що нас оточує, постійно відбувається величезна кількість хімічних реакцій. У кожній з них беруть участь найрізноманітніші речовини з різними властивостями. Але, незважаючи на це, всі реакції можна згрупувати у кілька основних типів за низкою ознак. За основу класифікації хімічних реакцій найчастіше беруть зміни в кількості вихідних речовин та речовин, що утворилися внаслідок реакції.

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

Хімічна реакція – це явище, під час якого руйнуються сполуки і структури реагентів й утворюються нові сполуки продуктів реакції.

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂.

С+О₂ = СО₂.

2KClO₃ = 2KCl + O₂

Fe +CuSO₄ = FeSO₄ + Cu.

KI + AgNO₃ = AgI + KNO₃.

За тепловим ефектом	Екзотермічні	А + В → С + Q з виділенням теплоти	2Cu + O2 = 2CuO + 276 кДж
Ендотермічні	А + Б → С – Q з поглинанням теплоти	CH4 = C + 2H2 – 75 кДж
За участю каталізатора	Каталітичні	А + Б   С	2SO2 + O2   2SO3
Некаталітичні	А + Б → С	C + O2 = CO2
За напрямком реакції	Оборотні	А + Б ⇄ С	N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
Необоротні	А + Б → С	4Na + O2 = 2Na2O

Реакції, які відбуваються зі зміною ступенів окиснення атомів, що входять до складу реагуючих речовин, називають окисно-відновними реакціями.

Розглянемо основні положення теорії окисно-відновних реакцій.

1. Окисненням називають процес віддачі електронів атомом, молекулою або йоном. Атоми, молекули або йони, що віддають електрони, називають відновниками.

Елемент відновник втрачає електрони.

Наприклад: відновник Zn⁰ – 2ē → Zn⁺², процес окиснення.
S⁺⁴ – 2ē → S⁺⁶
S^–2 – 8ē → S⁺⁶
S^–2 – 2ē → S⁰

Втрата атомом електронів (ē) веде до збільшення позитивного і зменшення негативного заряду.

2. Відновленням називають приєднання електронів атомом, молекулою або йоном. Атоми, молекули або йони, що приєднують електрони, називають окисниками.

Наприклад: окисник S⁰ + 2ē → S^–2, процес відновлення.

Елемент окисник отримує електрони.

Cu⁺² + 2ē → Cu⁰
S⁺⁶ + 8ē → S^–2
N⁺⁵ + 3ē → N⁺²

Приєднання атомом електронів веде до збільшення негативного і зменшення позитивного заряду.

3. Число електронів, що їх віддає відновник, дорівнює числу електронів, які приєднує окисник.

4. Окиснення завжди супроводжується відновленням, і, навпаки, відновлення завжди пов’язане з окисненням.

Складання рівнянь окисно-відновних реакцій

Як приклад, розглянемо реакцію між цинком і розбавленою нітратною кислотою.

Алгоритм	Схема реакції
1. Записуємо схему реакції.	Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + H2O + N2
2. Визначаємо ступені окиснення елементів у лівій і правій частинах рівняння і підкреслюємо ті елементи, які змінили ступінь окиснення.
3. Виписуємо знаки хімічних елементів, атоми чи йони яких змінюють ступінь окиснення.	Zn0 → Zn+2 N+5 → N20.
4. Знаходимо скільки електронів віддають або приєднують відповідні атоми чи йони. Складаємо схему електронного балансу, знаходимо найменше спільне кратне чисел відданих і приєднаних електронів (їх кількість має бути однаковою). Вказуємо окисник і відновник. У схемі N+5 → N20, перед N+5 ставимо коефіцієнт два тому, що для утворення молекули N2 повинно прийняти участь два атоми (йони): 2N+5 + 10ē → N20.	тобто 5Zn0 – 10ē → 5Zn+2 2N+5 + 10ē → N20
5. Знайдені коефіцієнти ставим перед відповідними формулами спочатку в правій, а потім в лівій частині рівняння.	5Zn0 + HNO3 → 5Zn(NO3)2 + H2O + N2
6. Знаходимо коефіцієнти для формул усіх інших речовин. Підраховуючи число атомів Нітрогену треба пам’ятати, що в правій частині рівняння Нітроген міститься у двох речовинах: Zn(NO3)2 і N2, тому підраховуємо спочатку число атомів Нітрогену справа і зрівноважуємо в лівій частині рівняння. Зрівноважуємо число атомів Гідрогену. Якщо коефіцієнти підібрані правильно, то число Оксигену буде однакове в обох частинах рівняння.	5Zn + 12HNO3 = 5Zn(NO3)2 + 6H2O + N2.

Хімічна рівновага - стан хімічної системи, в якому оборотньо протікає одна або кілька хімічних реакцій, причому швидкості в кожній парі пряма-зворотна реакція рівні між собою. Для системи, що перебуває в хімічній рівновазі, концентрації реагентів, температура і інші параметри системи не змінюються з часом.

Фактори що впливають на хімічну рівновагу:

1) температура

При збільшенні температури хімічна рівновага зміщується в бік ендотермічний (поглинання) реакції, а при зниженні в сторону екзотермічної (виділення) реакції.

CaCO₃ = CaO + CO₂-Q t ↑ →, t ↓ ←

N₂ +3H₂ ↔ 2NH₃ + Q t ↑ ←, t ↓ →

2) тиск

При збільшенні тиску хімічна рівновага зміщується в бік меншого обсягу речовин, а при зниженні в бік більшого об'єму. Цей принцип діє тільки на гази, тобто якщо в реакції беруть участь тверді речовини, то вони в розрахунок не беруться.

CaCO₃ = CaO + CO₂ P ↑ ←, P ↓ →

1моль = 1моль +1 моль

3) концентрація вихідних речовин та продуктів реакції

При збільшенні концентрації одного з вихідних речовин хімічна рівновага зміщується в бік продуктів реакції, а при збільшенні концентрації продуктів реакції-убік вихідних речовин.

S₂ +2O₂ = 2SO₂ [S], [O] ↑ →, [SO₂] ↑ ←

Каталізатори не впливають на зміщення хімічної рівноваги!

Принцип Ле-Шательє - якщо система, що знаходиться у стані хімічної рівноваги, піддається зовнішній дії, то стан рівноваги змінюється таким чином, що дана дія зменшується.

Хімічні реакції, які за одних і тих самих умов можуть іти в протилежних напрямах, називаються оборотними. У випадку, якщо за даних умов реагенти повністю перетворюються на продукти реакції, реакції називаються необоротними.

Умови необоротності хімічних реакцій:

1. Продукти, що утворюються, виводяться зі сфери реакції — випадають у вигляді осаду, виділяються у вигляді газу:

Nа₂СО₃ + 2НСl → 2NаСl + СО₂↑ + Н₂О

2. Утворюються малодисоціюючі сполуки, наприклад вода:

НСl + NаОН → NаСl + Н₂О

3. Виділяється велика кількість енергії:

2Мg + О₂ → 2МgО + Q

Оборотні реакції не йдуть до кінця і закінчуються встановленням хімічної рівноваги — такого стану системи реагуючих речовин, за якого швидкості прямої та зворотної реакцій однакові.

Стан хімічної рівноваги можна змістити в той або інший бік зміною зовнішніх умов: температури, тиску, концентрації речовин, що беруть участь у реакції.

Ці зміни визначаються принципом динамічної рівноваги— принципом Ле Шательє: зовнішня дія на рівноважну систему зміщує рівновагу в напрямі ослаблення ефекту цієї дії.

Із принципу Ле Шательє випливає:

1) при збільшенні концентрації однієї з реагуючих речовин рівновага зміщується у бік витрачання цієї речовини, а при зменшенні концентрації — у бік її утворення;

2) зміна тиску зміщує рівновагу тільки в газових системах. Зі збільшенням тиску рівновага зміщується у бік зменшення об’єму (кількості речовини) газоподібних речовин, із зменшенням тиску — у бік збільшення об’єму (кількості речовини) газоподібних речовин. Якщо реакція проходить без зміни числа молекул (кількості речовини) газоподібних речовин, то тиск не впливає на стан рівноваги;

3) під час підвищення температури рівновага зміщується у бік перебігу ендотермічної реакції, під час зниження температури — екзотермічної реакції.

Хімічні реакції, які протікають з порівнянними швидкостями в обох напрямках, називаються оборотними. У таких реакціях утворюються рівноважні суміші реагентів і продуктів, склад яких далі вже не змінюється з часом.

ІV. Узагальнення та систематизація знань

1. Закінчіть рівняння реакцій за наведеними схемами і зазначте, яка з них належить до реакції заміщення:

а) Fe + O₂ → … ;

Fe + HCl → … ;

б) CaCO₃ + НСl → … ;

BaO + H₂O → … ;

в) Mg + HCl → … ;

Zn + O₂ → ….

2. До якого типу реакцій належать реакції відновлення металів з їхніх оксидів воднем? Наведіть приклади.

3. Допишіть рівняння реакцій. Вкажіть їх типи:

а) Zn + ? → ZnO;

б) Fe + ? → FeCl₃;

в) Na + ? → NaCl + H₂;

г) Al(OH)₃ → Al₂O₃ + ?;

д) Al + CuCl₂ → Cu + ?;

е) ? + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O;

є) Mg + HCl → MgCl₂ +

ж) Zn + ? → ZnCl₂.

4. Напишіть рівняння реакцій:

а) взаємодії між розчинами ферум (III) хлориду і натрій гідроксиду;

б) горіння водню в кисні;

в) між цинком і сульфідною кислотою.

5. Знайдіть масу і кількість речовини алюміній сульфіду, якщо в реакцію сполучення вступив алюміній масою 4,5 г.

6. Встановіть відповідність:

а) реакція сполучення;	1. 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2;
б) реакція обміну;	2. C + O2 = CO2;
в) реакція розкладу;	3. 2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O;
г) реакція заміщення.	4. Cu(OH)2 = CuO + H2O.

7. Вкажіть ознаки хімічної реакції:

а) зміна агрегатного стану;

б) виділення газу;

в) випадання осаду;

г) зміна забарвлення;

д) підвищення тиску;

е) поява запаху.

8. Під час реакції: HCl+ KOH= KCl + H₂O відбувається процес:

а) обміну;

б) сполучення;

в) нейтралізації;

г) розкладу.

9. Який процес поданий рівнянням реакції

H₂SO₄ + 2NaOH= Na₂SO₄ + 2H₂O:

а) розкладу;

б) сполучення;

в) нейтралізації;

г) обміну?

10. Вкажіть рівняння реакцій сполучення:

а) Mg + S = MgS; 

б) 2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃;

в) Mg + H₂O = MgO + H₂; 

г) Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂;

д) 2HgO = 2Hg + O₂; 

е) 2SO₂ + O₂ = 2SO₃.

11. Вкажіть рівняння реакцій розкладу:

а) CuO + H₂ = Cu + H₂O; 

б) H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O;

в) 2KClO₃ = 2KCl + 3O₂; 

г) Zn(ОН)₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂О.

12. Розставте коефіцієнти у схемах реакцій. Зазначте, до якого типу належить кожна з них:

а) H₂ + O₂ = H₂O; 

б) H₂O = H₂ + O₂ ;

в) CH₄ = C + H₂ – 75 кДж; 

г) HgO = Hg + O₂.

13. Напишіть рівняння реакцій за такими схемами:

а) Fe + O₂ → Fe₃O₄; 

б) Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + H₂O;

в) P + O₂ → P₂O₅; 

г) H₂SO₄ + NaOH → Na₂SO₄ + H₂O.

Вкажіть тип кожної реакції.

14. Розставте коефіцієнти в наведених схемах реакцій. Зазначте, до якого типу реакцій належить кожна з них:

а) ZnO + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + H₂O;

б) NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O;

в) Al + HCl → AlCl₃ + H₂;

г) Fe(OH)₃ + HCl → FeCl₃ + H₂O.

15. Складіть рівняння реакцій обміну, в результаті яких можна добути такі солі:

а) натрій сульфат;

б) купрум (II) хлорид;

в) кальцій ортофосфат;

г) ферум (III) сульфат.

V. Домашнє завдання

1. Наведіть приклади утворення:

а) вуглекислого газу в результаті реакції розкладу, сполучення, обміну;

б) водню в результаті реакцій розкладу і заміщення.

2. Допишіть рівняння реакцій. Вкажіть їх типи:

а) ? + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂;

б) Mg + ? = MgCl₂ + H₂;

в) ? + ? = ZnSO₄;

г) ? + ? = CO₂;

д) MgO + ? = MgCO₃;

е) SO₃ + ? = K₂SO₄.

3. Обчисліть кількість речовини й об’єм кисню (н. у.), який прореагував з міддю, якщо в результаті реакції утворився купрум (II) оксид масою 4 г.

Основні класи неорганічних сполук. Гідроліз солей

І. Організаційний етап

ІІ. Мотивація навчальної діяльності

На сьогодні відомо понад 10 млн. сполук, серед яких понад 100 тис. – неорганічні. Для зручності вивчення їх класифікують – об’єднують у групи, залежно від будови та властивостей. Знаючи властивості класу, можна легко перенести їх на окремих представників.

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

Оксиди

Оксиди – складні речовини, що складаються з двох елементів, один з яких Оксиген у ступені окиснення –2. Оксиди утворюють практично всі елементи, тому клас оксидів досить численний і різноманітний за складом та властивостями.

За агрегатним станом більшість оксидів за звичайної температури є твердими речовинами (Na₂O, MgO, A1₂O₃, CrO, Cr₂O₃, MgO, MnO₂, FeO, Fe₂O₃, I₂O₅), деякі газоподібними (CO, CO₂, N₂O, NO, NО₂, N₂O₄, SО₂, С1₂О) та невелика кількість рідкими (Н₂О, SО₃, C1₂O₇, Мn₂О₇ тощо).

За хімічними властивостями оксиди поділяють на солетворні та несолетворні. До солетворних оксидів належить більша частина усіх оксидів — це основні, кислотні та амфотерні оксиди.

До несолетворних оксидів належать оксиди, які не виявляють ні кислотних, ні основних властивостей, тобто не утворюють солей. Такі оксиди інколи називають байдужими. До них належать N₂О, NO, CO, SiO, SO.

Основними називають оксиди металів, гідрати яких є основами. Так, основним оксидам Na₂O, CaO та МnО відповідають основи NaOH, Ca(OH)₂ та Мn(ОН)₂.

Оксиди, гідроксиди яких є кислотами, називають кислотними. Так, оксиду СО₂ відповідає вугільна кислота Н₂СО₃, оксиду Р₂О₅ — ортофосфорна кислота Н₃РО₄, оксиду С1₂О₇ — хлорна кислота НСlO₄.

Амфотерними є такі оксиди, які мають водночас властивості основних та кислотних оксидів, а їх гідроксиди є амфотерними (амфолітами). До амфотерних оксидів належать оксид берилію ВеО, оксиди деяких p-елементів А1₂О₃, SnO, SnO₂, PbO₂, As₂O₃, Sb₂O₃, а також ZnO і оксиди d-елементів в їх проміжному ступені окиснення (+3, +4): VO₂, Cr₂O₃, MnO₂, Fe₂O₃ тощо.

Одержання оксидів

1. Оксиди утворюються при нагріванні простих речовин (металів, неметалів) на повітрі або з киснем:

4Аl + 3О₂ = 2Аl₂О₃

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

2. При горінні водневмісних неорганічних та органічних сполук в атмосфері кисню або на повітрі:

2H₂S + 3О₂ = 2Н₂О + 2SO₂

4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6Н₂О

СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О

3. При термічному розкладанні основ, кисневмісних кислот та їх солей:

H₂SO₃ = Н₂О + SO₂

МnСО₃ = МnО + СО₂

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + О₂

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

4. При взаємодії кислот-окисників з металами та неметалами:

3Сu + 8HNO_3(розв) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂О

С + 2H₂SO_4(конц) = СО₂ + 2SO₂ + 2Н₂О

5. При випалюванні сульфідів:

4FeS₂ + 11О₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

2ZnS + ЗО₂ = 2ZnO + 2SO₂

6. При розкладанні та відновленні пероксидів: 

2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂ 

Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O

Хімічні властивості оксидів

1. Основні оксиди взаємодіють з кислотами і кислотними оксидами за звичайних умов та амфотерними оксидами і гідроксидами при сплавленні з утворенням солей:

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O

CaO + N₂O₅ = Ca(NO₃)₂

CaO + Al₂O₃ = Ca(AlО₂)₂

CaO + Zn(OH)₂ = CaZnO₂ + H₂O

2. Більшість основних оксидів безпосередньо з водою не взаємодіють. Лише оксиди лужних металів, кальцію, стронцію та барію взаємодіють з водою, утворюючи розчинні у воді основи - луги: 

Na₂O + Н₂О = 2NaOH

ВаО + Н₂О = Ва(ОН)₂

3. Кислотні оксиди взаємодіють з основами та основними оксидами, з амфотерними оксидами та гідроксидами з утворенням відповідних солей:

SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Н₂О

SO₃ + ВаО = BaSO₄

3SO₃ + Al₂O₃ = Al₂(SO₄)₃

3SO₃ + 2Al(OH)₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

4. Багато кислотних оксидів безпосередньо взаємодіють з водою, утворюючи кислоти:

SO₂ + Н₂О = H₂SO₃

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄

5. Амфотерні оксиди одночасно проявляють властивості основних та кислотних оксидів. Амфотерні оксиди безпосередньо з водою не взаємодіють. Відносно кислот та кислотних оксидів амфотерні оксиди поводять себе подібно до основних:

Аl₂О₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3Н₂О

Аl₂О₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃

6. Відносно основ та основних оксидів амфотерні оксиди поводять себе подібно до кислотних. При взаємодії з водними розчинами лугів або при сплавленні з оксидами та гідроксидами лужних та лужноземельних металів утворюють відповідні солі: 

Аl₂О₃ + 6NaOH + 3Н₂О = 2Na₃[Al(OH)₆]

Аl₂О₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + Н₂О

Основи 

Основи – сполуки, що складаються з атома металу та гідроксогруп.

Систематичні назви основ та амфотерних гідроксидів складають аналогічно з назвами відповідних оксидів – із назви елемента (у разі необхідності вказують його ступінь окиснення) і слова гідроксид (назва аніона ОН^–): NaOH – натрій гідроксид, Са(ОН)₂ – кальцій гідроксид, Fe(OH)₃ – ферум (ІІІ) гідроксид.

Для деяких основ збереглися тривіальні (історичні) назви: NaOH – їдкий натр, каустична сода, КОН – їдке калі, Са(ОН)₂ – гашене вапно.

Кількість гідроксогруп у молекулі основи визначають їх кислотність. Наприклад, NaOH — однокислотна основа, Mg(OH)₂ — двокислотна, Сr(ОН)₃ — трикислотна.

По здатності розчинятися у воді основи поділяються на розчинні, малорозчинні та нерозчинні. Розчинні у воді основи називають лугами.

Одержання основ

1. Розчинні у воді основи (луги) одержують взаємодією лужних, лужноземельних металів або їх оксидів з водою, а також електролізом водних розчинів хлоридів цих металів:

2Na + 2Н₂О = 2NaOH + Н₂

Na₂O + Н₂О = 2NaOH

2NaCl + 2Н₂О = 2NaOH + Н₂ + Сl₂

2. Нерозчинні у воді основи одержують реакцією обміну - дією лугів на водні розчини відповідних солей:

MgSO₄ + 2NaOH = Mg(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Fe₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Fe(OH)₃↓+ 3Na₂SO₄

Хімічні властивості основ

1. Розчинні у воді основи — луги спричиняють зміну забарвлення індикаторів: фенолфталеїн у лужному середовищі має малинове забарвлення, метилоранж — жовте, нейтральний червоний — синє. 

2. Основи взаємодіють з кислотами, кислотними оксидами, амфотерними оксидами та гідроксидами з утворенням солі та води.

Са(ОН)₂ + 2НС1 = СаС1₂ + 2Н₂О

2NaOH + SO₂ = Na₂SO₃ + Н₂О

або

NaOH + SO₂ = NaHSO₃

Ca(OH)₂ + Al₂O₃ = Са(АlО₂)₂ + H₂O

3NaOH + Al(OH)₃ = Na₃[Al(OH)₆ ]

3. Слід зазначити, що луги термічно стійкі і не розпадаються на оксид і воду навіть за дуже високої температури. Більша частина основ розпадається при нагріванні:

NH₃·H₂O = NH₃ + H₂O

Cu(OH)₂ = CuO + Н₂О

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

Кислоти

Кислоти – сполуки, в яких атоми Гідрогену, що входять до їх складу можуть заміщуватись атомами металів з утворенням солей.

Частину молекули кислоти, яка утворюється при відщепленні від неї іонів водню називають кислотним залишком. Наприклад, для кислот НС1, H₂SO₄, H₃PO₄ кислотними залишками відповідно є однозарядний Сl^--іон; однозарядний HSO₄^- та двозарядний SO₄^2--йони; однозарядний Н₂РО₄^-, двозарядний НРО₄^2- та тризарядний РО₄^3--іони.

Одержання кислот

1. Основним способом одержання кислот є спосіб безпосереднього сполучення кислотних оксидів з водою:

N₂O₅ + Н₂О = 2HNO₃

SO₃ + Н₂О = H₂SO₄

N₂O₃ + Н₂О = 2HNO₂

2. Окремі кислоти одержують реакцією між сіллю та кислотою. При цьому утворюється нова сіль та нова кислота. Уданому випадку більш сильна кислота витискає більш слабку з розчину її солі, або менш летка витискає більш летку кислоту: 

NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ + НСl

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2NaCl

3. Безкисневі кислоти одержують спочатку у вигляді галогеноводнів, які розчиняють у воді, і таким чином отримують відповідну кислоту. Наприклад, хлороводень дає реакція взаємодії хлору з воднем:

Н₂ + Сl₂ = 2НСl

Хімічні властивості кислот

1. Більшість кислот — це рідини. їх розчини мають кислий смак, змінюють синій колір лакмусу на червоний, метилоранжу — на рожевий. 

2. Найважливішими властивостями кислот є їх здатність взаємодіяти з основами, основними оксидами, амфотерними оксидами і гідроксидами з утворенням солі та води: 

НСl + NaOH = NaCl + Н₂O

H₂SO₄ + CaO = CaSO₄ + H₂O

6HNO₃ + Al₂O₃ = 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

3. Кислоти взаємодіють з солями з утворенням нової кислоти і нової солі:

2NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2НСl

K₂S + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂S

4. З металами взаємодіють з утворенням відповідних солей:

Zn + 2НСl = ZnCl₂ + Н₂

Середні солі — продукти повної нейтралізації кислоти основою. Кислими солями є солі, одержані внаслідок неповного заміщення іонів водню в молекулах багатоосновних кислот атомами металів або металоподібних груп атомів: NaHCO₃, K₂HPO₄, NH₄HSO₄, KH₂PO₄.

Основні солі — це солі, одержані внаслідок неповного заміщення гідроксид-іонів у багатокислотних основах на кислотні залишки: MgOHCl, CoOHNO₃, (CuOH)₂SO₄, AlOHSO₄.

Подвійні солі утворюються при заміщенні іонів водню багатоосновної кислоти на катіони різних металів. Наприклад, KAl(SO₄)₂·12H₂O, NH₄Fe(SO₄)₂·6H₂O, KCr(SO₄)₂·12H₂O.

Комплексні солі — це сполуки, які містять комплексні іони. Наприклад, [Cu(NH₃)₄]SO₄, Na₃[Co(NO₂)₆].

Одержання солей

1. Взаємодія основних оксидів з кислотними або амфотерними:

СаО + СО₂ = СаСО₃

2. Взаємодія основних та амфотерних оксидів з кислотами:

MgO + 2НСl = MgCl₂ + Н₂О

Аl₂О₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3Н₂О

3. Взаємодія кислотних оксидів з основами або амфотерними гідроксидами:

2NaOH + N₂O₅ = 2NaNO₃ + Н₂О

2Аl(ОН)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3Н₂О

4. Взаємодія основ і амфотерних гідроксидів з кислотами:

Mg(OH)₂ + 2HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + 2Н₂О

Аl(ОН)₃ + 3НСl = АlСl₃ + 3Н₂О

5. Взаємодія солей з кислотами:

2NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2НСl

Хімічні властивості солей

1. Солі ряду кислот підлягають термічному розкладу:

MgSO₃ = MgO + SO₂

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

2. Солі вступають у реакції обміну з кислотами з утворенням нової солі та нової кислоти:

FeS↑ + 2НСl = FeCl₂ + H₂S

3. Взаємодія з лугами з утворенням солі і основи:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

4. Реакції заміщення з металами:

Zn + Pb(NO₃)₂ = Zn(NO₃)₂ + Pb

Гідроліз – реакція обміну солі з водою, в результаті якої утворюються малодисоційовані або малорозчинні сполуки.

Залежно від сили кислот та основ, які утворили сіль, виділяють 4 типи солей, гідроліз яких відбувається по-різному.

1. Солі, утворені сильною кислотою і сильною основою (NaCl, KNO₃).

У водному розчині NaCl відбувається процес:

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^–

2. Солі, утворені сильною кислотою і слабкою основою (СuCl₂, FeSO₄). У результаті його не утворюються слабкі електроліти чи малорозчинні сполуки, тому гідроліз не відбувається і у розчинах таких солей рН = 7.

Якщо гідролізу піддається сіль, утворена багатоосновною кислотою чи багатокислотною основою, процеси відбуваються ступінчато.

Гідроліз CuCl₂. Спочатку сіль дисоціює:

СuCl₂ ↔ Cu⁺ + 2Cl^–

I ступінь:	Cu2+ + H2O ↔ Cu(OH)+ + H+ CuCl2 + H2O ↔ Cu(OH)Cl + HCl
II ступінь:	Cu(OH)+ + H2O ↔ Cu(OH)2 + H+ Cu(OH)Cl + H2O ↔ Cu(OH)2 + HCl
Сумарно	CuCl2 + 2H2O ↔ Cu(OH)2↓ + 2HCl

У результаті реакції утворюється малодисоційована сполука Cu(OH)₂ і створюється надлишок катіонів Н⁺, тому середовище кисле – рН < 7.

Гідроліз солей такого типу називають ще гідролізом по катіону оскільки слабкий електроліт утворюється за участю саме катіону (у нашому випадку Сu²⁺).

3. Солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою (NaNO₂, K₂S).

Гідроліз K₂S проходить у 2 ступені. Спочатку сіль дисоціює:

K₂S ↔ 2K⁺ + S^2–.

I ступінь:	S2– + H2O ↔ HS– + OH– K2S + H2O ↔ KHS + KOH
II ступінь:	HS– + H2O ↔ H2S + OH– KHS + H2O ↔ H2S + KOH
Сумарно	K2S+ 2H2O ↔ H2S + 2KOH

У результаті реакції утворюється малодисоційована сполука H₂S і створюється надлишок аніонів ОН^–, тому середовище лужне – рН > 7.

Гідроліз солей такого типу називають ще гідролізом по аніону оскільки слабкий електроліт утворюється за його участю (у нашому випадку S^2–).

В обох випадках гідроліз максимально відбувається за І ступенем.

Як правило, гідроліз – оборотний процес, проходженню реакції до кінця перешкоджає зворотна реакція нейтралізації утвореної кислоти (або основи) аніонами ОН^– (або катіонами Н⁺).

4. Солі, утворені слабкою кислотою і слабкою основою (CaC₂, Ca₃P₂, Al₂S₃, (NH₄)₂CO₃, NH₄CN, CH₃COONH₄) гідролізують необоротно:

Al₂S₃ + 6Н₂О = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S­.

Гідроліз відбувається одночасно по катіону і по аніону, рН = 7.

ІV. Узагальнення та систематизація знань

За три хвилини скласти як найбільше формул з таких хімічних елементів: Nа, Н, О, К, S, Р. Сполуки класифікувати за класами.

Оксиди: Na₂О, К₂О, Н₂О, SО₂, SО₃, Р₂О₃, Р₂О₅.

Основи:NaОН, КОН.

Кислоти: Н₃PO₄, Н₂SО₄, Н₂S, Н₂SО₃.

Солі: Na₃РО₄, Na₂SО₄, К₃РО₄, К₂SО₄, К₂S, Na₂S, Na₂SО₃, К₂ SО₃.

(21 формула, кожна по 0,5 балів).

V. Домашнє завдання

Дописати хімічні рівняння:

1) А₂О₃ + НNO₃ = ;

2) Zn (ОН)₂ + NaOH = ;

3) А₂(SО₄)₃+КОН = ;

4) МgSО₄ + LiОН = ;

5) ZnО + Н₃РО₄ = ;

6) Nа₂О + НСl = .

1.     Навчальні цілі

а) ознайомити студентів із класифікацією неорганічних сполук (β=І);

б) розширити знання студентів про фізичні властивості складних неорганічних сполук (β=І);

в) розібрати та обґрунтувати методи добування та хімічні властивості оксидів, основ, кислот та солей (β=ІІ).

2.     Виховні цілі:

а) виховувати свідоме ставлення до дисципліни як необхідної складової формування висококваліфікованого медичного працівника;

б) виховувати відповідальність за виконання своїх обов’язків фельдшера (медичної сестри), уміння професійно підходити до діагностики, надання допомоги та лікування пацієнта.

в) виховувати свідоме відношення до процесу навчання, організованості, дисциплінованості.

3.     Методична мета:

Активізація розумової діяльності студентів на заняттях з хімії за допомогою комп’ютерних візуальних засобів.

 Міждисциплінарна інтеграція 

Дисципліни	Знати	Вміти
1.    Забезпечуючі дисципліни
Українська мова	Номенклатуру неорганічних речовин	Утворити назви неорганічних речовин
2.    Наступні дисципліни
Біонеорганічна хімія	Принципи складання рівнянь хімічних реакцій	Писати рівнянь хімічних реакцій, що характеризують властивості оксидів, основ, кислот та солей
Біоорганічна хімія
3.    Внутрішньодисциплінарна інтеграція
Неорганічна хімія	Властивості оксидів, основ, кислот та солей	Характеризувати властивості оксидів, основ, кислот та солей

 План та організаційна структура лекції

№	Основні етапи лекції та їх зміст	Цілі в рівнях абстракції	Тип лекції, методи і засоби активізації студентів, обладнання	Розподіл часу
1.	Підготовчий етап Проведення організаційного моменту.   Визначення актуальності теми.		Відмітити відсутність звернути увагу на форму одягу студентів, підготовки аудиторії   Визначити значення теми для опанування професії фельдшера (медичної сестри).	2 хв.
2.	Основний етап   1.  Оксиди -     загальна характеристики -     одержання -     хімічні властивості 2. Основи -     загальна характеристики -     одержання -     хімічні властивості 3. Кислоти -     загальна характеристики -     одержання -     хімічні властивості 4. Солі -     загальна характеристики -     одержання -     хімічні властивості	β=І β=ІІ β=ІІ   β=І β=ІІ β=ІІ   β=І β=ІІ β=ІІ   β=І β=ІІ β=ІІ	Тематична лекція із застосуванням комп’ютерних технологій. Слайд 2-7 Слайд 8 Слайд 9-11   Слайд 12-14 Слайд 15 Слайд 16-17   Слайд 18-21 Слайд 22 Слайд 23-24   Слайд 25-31 Слайд 32-34 Слайд 35-37   Обладнання: ММО	85 хв.
3.	Заключний етап Резюме лекції, загальні висновки. Відповіді на можливі запитання. Завдання для самопідготовки студентів.			3 хв.