Глосарій

Атом із неподіленою електронною парою (найчастіше O, N або F), який притягує до себе частково позитивно заряджений атом Гідрогену іншої молекули. У записі O-H···O акцептором є атом O, що має неподілені пари.

Атом або йон, який має вільну орбіталь і приймає неподілену електронну пару від донора для утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом. Приклад: H⁺.

Тверда речовина, яка не має далекого періодичного порядку розташування частинок. Аморфні тіла (скло, смоли, деякі пластмаси) не мають чіткої температури плавлення — вони поступово розм'якшуються в інтервалі температур.

Здатність хімічної сполуки виявляти основні властивості в реакціях із кислотами й кислотні властивості в реакціях із лугами. Головні приклади за програмою НМТ — оксиди й гідроксиди Цинку (ZnO, Zn(OH)₂) і Алюмінію (Al₂O₃, Al(OH)₃). Серед органічних сполук амфотерність виявляють амінокислоти (наприклад, аміноетанова кислота).

Від'ємно заряджений йон (знак -). Утворюється, коли атом або група атомів приєднує електрони. Приклади: Cl⁻, O²⁻, SO₄²⁻.

Електронейтральна частинка, що складається з позитивно зарядженого ядра (протони й нейтрони) та негативно зарядженої електронної оболонки. Число протонів дорівнює числу електронів, тому атом загалом не має заряду.

Тип кристалічних ґраток, у вузлах яких розташовані атоми, сполучені між собою ковалентними зв'язками, що простягаються через усю структуру (наприклад, алмаз, графіт, Si, SiO₂). Зазвичай такі речовини тверді, тугоплавкі й нелеткі, але графіт є винятком.

Хімічна сполука, утворена атомами двох різних хімічних елементів. Приклади: H₂O, CO₂, NaCl, Al₂O₃.

Умовний електронний стан атома, який використовують у шкільній моделі для пояснення валентності елемента. Для елементів третього періоду валентні стани описують із залученням вільних 3d-орбіталей, що дає змогу пояснити вищі валентності (V, VI, VII).

Число ковалентних хімічних зв'язків, якими атом сполучений з іншими атомами в молекулі (з урахуванням кратності); записують римською цифрою без знака. Для йонних сполук у шкільній хімії валентністю вважають сполучну здатність, що відповідає заряду йона.

Оксид, у якому елемент виявляє найвищий додатний ступінь окиснення, що для більшості елементів головних підгруп дорівнює номеру групи короткої форми періодичної системи.

Відносна атомна маса (Ar) — це середня маса атомів природної суміші ізотопів елемента, віднесена до 1/12 маси атома Карбону-12. Вона не має одиниць вимірювання і зазвичай є дробовим числом.

Безрозмірна величина, яка показує, у скільки разів маса молекули більша за 1/12 маси атома Карбону-12. Обчислюється як сума відносних атомних мас усіх атомів у молекулі з урахуванням індексів. Позначається Mr.

Безрозмірна величина, аналогічна відносній молекулярній масі, але застосовується для немолекулярних речовин (йонних сполук, металів). Обчислюється як сума відносних атомних мас за формулою речовини. Позначається Mr.

Міжмолекулярна взаємодія між атомом Гідрогену, ковалентно зв'язаним з електронегативним атомом (O, N, F), і неподіленою електронною парою іншого електронегативного атома. У спиртах водневі зв'язки утворюються між групами OH сусідніх молекул, що підвищує температури кипіння.

Сполука Гідрогену з металом, у якій Гідроген має ступінь окиснення -1. Приклади: NaH (натрій гідрид), CaH₂ (кальцій гідрид). У гідридах метал менш електронегативний, ніж Гідроген.

Головна підгрупа (a, або A) — це підгрупа, до якої належать елементи малих і великих періодів. У короткій формі періодичної системи в клітинці головної підгрупи символ стоїть ліворуч, а протонне число — праворуч.

Зображення молекули, у якому кожен хімічний зв'язок показують рискою (валентною рискою) між символами атомів. Графічна формула наочно демонструє валентність кожного атома.

Група — це вертикальний стовпець хімічних елементів у періодичній системі. У короткій формі 8 груп (I–VIII), у довгій — 18 груп (Ia–VIIIa і IIIb–IIb). У короткій формі група об'єднує головну й побічну підгрупи з різними властивостями; подібні хімічні властивості мають елементи однієї підгрупи.

Валентні електрони в металах, які не належать окремому атому, а вільно рухаються в межах усієї кристалічної ґратки, утворюючи «електронний газ». Саме делокалізовані електрони забезпечують високу електро- та теплопровідність металів.

Атом Гідрогену, ковалентно сполучений із сильним електронегативним елементом (O, N або F), який через частковий позитивний заряд притягується до неподіленої пари іншого атома. У записі O-H···O донором є H групи O-H.

Атом або йон, який надає неподілену електронну пару для утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом. Приклади: N у NH₃, O у H₂O.

Механізм утворення ковалентного зв'язку, за якого один атом (донор) надає неподілену електронну пару, а інший атом (акцептор) — вільну орбіталь для її розміщення.

Ослаблення притягання ядра до зовнішніх електронів через проміжні електронні шари. Посилюється зі збільшенням кількості енергетичних рівнів, тому в головній підгрупі згори вниз радіус зростає, а електронегативність зменшується.

Негативно заряджена частинка (заряд −1 в одиницях елементарного заряду), що рухається навколо ядра й утворює електронну оболонку атома. У нейтральному атомі число електронів дорівнює протонному числу Z.

Здатність атома в хімічній сполуці притягувати до себе спільні електронні пари. У періоді зліва направо зростає, у головній підгрупі знизу вгору зростає; найбільша — у Флуору. Таблиці електронегативності в довідці НМТ немає.

Принцип, за яким сума додатних і від'ємних зарядів у нейтральній молекулі або формульній одиниці дорівнює нулю. Для складного йона сума ступенів окиснення дорівнює заряду йона.

Електронна конфігурація — це запис розподілу електронів атома чи йона за енергетичними підрівнями. Наприклад, 1s²2s²2p⁶ або скорочено [Ne]3s²3p⁴. Сума верхніх індексів дорівнює загальному числу електронів.

Зображення молекули, у якому валентні електрони позначено крапками, а спільні й неподілені пари — парами крапок або рисками. Також називають формулою Льюїса.

Переміщення електрона з однієї орбіталі на іншу, що має вищу енергію (під час збудження) або нижчу енергію (під час повернення в основний стан). Перехід може відбуватися як у межах одного енергетичного рівня, так і між різними рівнями.

Сила взаємодії між частинками з протилежними електричними зарядами, яка є основою йонного зв'язку.

Енергетичний підрівень — це частина енергетичного рівня, що складається з орбіталей однакової форми. Позначають s, p, d, f. s-підрівень має 1 орбіталь (максимум 2 e), p — 3 орбіталі (6 e), d — 5 орбіталей (10 e).

Енергетичний рівень — це сукупність орбіталей із близьким значенням енергії, які позначають головним квантовим числом n (n = 1, 2, 3, 4, ...). Що більше n, то далі від ядра перебувають електрони й вища їхня енергія.

Фундаментальний закон хімії: у рівних об'ємах різних газів за однакових температури й тиску міститься однакове число частинок (молекул, а для одноатомних газів — атомів).

Стан атома, у якому один або кілька електронів перебувають на орбіталях із вищою енергією, ніж в основному стані. Збудження потребує додаткової енергії ззовні, не змінює заряд ядра (Z) і загальну кількість електронів.

Атоми та йони, які мають однакову кількість електронів, але можуть належати різним хімічним елементам. Наприклад, Ne (10 e), Na⁺ (10 e) і F⁻ (10 e) є ізоелектронними.

Ізотопи — це нукліди одного хімічного елемента, які мають однакове протонне число Z, але різне число нейтронів N, а отже, й різне нуклонне число A. Назва походить від грецьких слів «ісос» (однаковий) і «топос» (місце).

Ізотопна частка — це частка (у відсотках або частках одиниці) атомів певного ізотопу серед усіх атомів цього елемента в природній суміші. Наприклад, ізотопна частка 35Cl у природному Хлорі становить близько 75 % (0,75).

Ізотопний склад елемента — це перелік природних ізотопів цього елемента із зазначенням їхніх мас і відносної поширеності (ізотопних часток). Саме ізотопний склад визначає відносну атомну масу елемента.

Мала цифра внизу праворуч від символу хімічного елемента, яка показує кількість атомів цього елемента в одній молекулі (формульній одиниці) речовини.

Заряджена частинка, яка утворюється, коли атом або група атомів втрачає чи приєднує електрони. Йони бувають простими (одноатомними) та складними (багатоатомними).

Процес втрати атомом одного або кількох електронів, унаслідок якого утворюється позитивно заряджений йон. На відміну від збудження, під час йонізації загальна кількість електронів в атомі зменшується.

Хімічний зв'язок, що виникає внаслідок електростатичного притягання між протилежно зарядженими йонами (катіонами й аніонами) у кристалічній ґратці.

Тип кристалічних ґраток, у вузлах яких розташовані катіони та аніони, утримувані електростатичним притяганням (наприклад, NaCl, MgO, KOH). Йонні кристали крихкі, тугоплавкі, не проводять струм у твердому стані, але проводять у розплаві та водному розчині.

Додатно заряджений йон (знак +). Утворюється, коли атом або група атомів втрачає електрони. Приклади: Na⁺, Mg²⁺, NH₄⁺.

Властивість оксиду або гідроксиду реагувати з основами з утворенням солі та води. Типові кислотні оксиди — оксиди неметалів (SO3, P2O5, SiO2), відповідні гідроксиди — кислоти (H2SO4, H3PO4, H2SiO3).

Кількість речовини (n) — фізична величина, пропорційна числу структурних частинок (атомів, молекул, йонів, формульних одиниць) у порції речовини. Одиниця вимірювання — моль. Обчислюють за формулами: n = m / M або n = N / Nₐ, а для газів за нормальних умов — також n = V / 22,4.

Хімічний зв'язок, який утворюється між атомами завдяки спільній електронній парі (одній або кільком). Спільна пара належить обом атомам одночасно.

Тверда речовина, частинки якої (атоми, молекули або йони) розташовані в просторі з періодичним дальнім порядком, утворюючи кристалічну ґратку. Чиста кристалічна речовина за сталого тиску плавиться за чітко визначеної температури.

Бінарна сполука неметалічного елемента з Гідрогеном, яку утворюють елементи IV–VII головних підгруп. Загальні формули: RH4, RH3, H2R, HR. Валентність неметалу дорівнює 8 мінус номер групи.

Речовина або суміш речовин, яку людина використовує для виготовлення предметів. Приклади: сталь, скло, пластмаса.

Тип хімічного зв'язку в металах і сплавах, що виникає внаслідок електростатичного притягання між додатно зарядженими катіонами (атом-йонами) у вузлах кристалічної ґратки та вільними (усуспільненими) електронами, які рухаються по всьому кристалу («електронний газ»).

Здатність атома віддавати електрони, утворюючи катіони. Посилюється в головній підгрупі згори вниз і послаблюється в періоді зліва направо.

Тип кристалічних ґраток, що складається з позитивних йонних остовів, занурених у «електронний газ» — делокалізовані валентні електрони. Метали й типові сплави з такими ґратками проводять струм, мають блиск і пластичність.

Сили притягання або відштовхування між молекулами, що не руйнують внутрішньомолекулярних ковалентних зв'язків. Включає Ван-дер-Ваальсові сили, водневі зв'язки та диполь-дипольну взаємодію. Визначає температури кипіння, плавлення та розчинність речовин.

Найменша електронейтральна частинка речовини, яка складається з двох або більше атомів, сполучених хімічними зв'язками, і зберігає хімічні властивості цієї речовини.

Формула, яка показує якісний і кількісний склад молекули, але не показує порядку сполучення атомів. Наприклад, C₃H₈, C₂H₆O.

Тип кристалічних ґраток, у вузлах яких розташовані окремі молекули, утримувані слабкими міжмолекулярними силами (вандерваальсовими, диполь-дипольними, водневими зв'язками). Такі речовини (I₂, CO₂, H₂O, нафтален) мають низькі температури плавлення й часто леткі.

Одиниця кількості речовини. Один моль містить рівно 6,02214076·10²³ зазначених структурних частинок (стала Авогадро). Для шкільних обчислень використовують Nₐ ≈ 6,02·10²³ моль⁻¹.

Молярна маса (M) — це маса 1 моль речовини, яка чисельно дорівнює відносній молекулярній (формульній) масі Mr. Вимірюється в г/моль. На НМТ її обчислюють, округливши Ar кожного елемента до одиниць.

Об'єм 1 моль газу за нормальних умов (0 °C, 101,3 кПа); Vm = 22,4 л/моль. Стала, якої немає в довідкових матеріалах НМТ. Застосовується лише для газів за нормальних умов.

Найменше натуральне число, яке ділиться без остачі на кожне з даних чисел. У хімії НСК валентностей двох елементів використовують для визначення індексів у формулі бінарної сполуки.

Формула, що показує найменше ціле співвідношення атомів елементів у речовині. Наприклад, для H₂O₂ найпростіша формула — HO.

Частинка без заряду (заряд 0), що входить до складу атомного ядра разом із протонами. Кількість нейтронів обчислюють як різницю між нуклонним числом A і протонним числом Z: N = A − Z.

Здатність атома приєднувати електрони, утворюючи аніони. Посилюється в періоді зліва направо і послаблюється в головній підгрупі згори вниз.

Пара валентних електронів, яка належить лише одному атому й не бере участі в утворенні ковалентного зв'язку. В електронних формулах її позначають двома крапками біля атома.

Ковалентний зв'язок між атомами з однаковою електронегативністю (атомами одного хімічного елемента). Спільна електронна пара розташована симетрично між атомами, часткові заряди не виникають.

Неспарений електрон — це електрон, який самотньо займає орбіталь (позначають ↑). Неспарені електрони утворюють ковалентні зв'язки за обмінним механізмом: їхня кількість визначає валентність елемента за цим механізмом, а також магнітні властивості частинки.

Умови, прийняті для порівняння об'ємів газів: температура 0 °C (273,15 K) і тиск 101,3 кПа (1 атм). Скорочено позначають «н. у.». Не плутати зі стандартними умовами.

Нуклід — це конкретний різновид атомів, який визначається певними значеннями протонного числа Z і нуклонного числа A. Записують нуклід як A Z X, де X — символ елемента.

Загальна назва для протонів і нейтронів — частинок, що входять до складу атомного ядра. Нуклонне число A показує сумарну кількість нуклонів у ядрі.

Нуклонне (масове) число (A) — це сумарна кількість протонів і нейтронів у ядрі конкретного нукліда. Його не слід плутати з відносною атомною масою Ar, яка є середньою масою суміші ізотопів.

Механізм утворення ковалентного зв'язку, за якого кожен атом надає по одному неспареному електрону для утворення спільної електронної пари. Найпоширеніший спосіб утворення ковалентних зв'язків.

Ковалентний зв'язок, у якому між двома атомами є одна спільна електронна пара. У структурних формулах позначають однією рискою, наприклад H–H.

Зовнішній прояв, який може супроводжувати хімічну реакцію: виділення газу, утворення осаду, зміна кольору чи запаху, виділення або поглинання теплоти, світло. Ознака сама по собі не доводить перебігу реакції — вирішальним є утворення нових речовин.

Орбіталь — це область простору навколо ядра атома, де ймовірність перебування електрона найвища (понад 90 %). Не плутай із класичною орбітою: орбіталь описує не траєкторію, а просторовий розподіл імовірності. s-орбіталь має форму кулі, p-орбіталі — форму двох пелюсток.

Стан атома, у якому всі електрони займають орбіталі з найменшою можливою енергією згідно з принципом мінімальної енергії. Це найстабільніший стан атома, який має найнижчу енергію.

Властивість оксиду або гідроксиду реагувати з кислотами з утворенням солі та води. Типові основні оксиди — оксиди металів I–II груп (Na2O, MgO), відповідні гідроксиди — основи (NaOH, Mg(OH)2).

Період — це горизонтальний ряд хімічних елементів у періодичній системі. Номер періоду вказує на кількість електронних оболонок в атомі. Усього існує 7 періодів; періоди 1–3 називають малими, 4–7 — великими.

Сучасне формулювання: властивості хімічних елементів, а також форми й властивості їхніх сполук перебувають у періодичній залежності від заряду атомного ядра (Z). Історичне формулювання Менделєєва пов'язувало цю залежність з атомною масою.

Сполука, що містить пероксидну групу -O-O-, у якій Оксиген має ступінь окиснення -1 (а не -2, як у звичайних оксидах). Приклад: H₂O₂ (гідроген пероксид), Na₂O₂ (натрій пероксид).

Побічна підгрупа (b, або B) — це підгрупа, до якої належать лише елементи великих періодів (4–7). У короткій формі періодичної системи в клітинці побічної підгрупи протонне число стоїть ліворуч, а символ — праворуч.

Ковалентний зв'язок, у якому між двома атомами є дві спільні електронні пари. У структурних формулах позначають двома рисками, наприклад O=O.

Ковалентний зв'язок між атомами з різною електронегативністю, у якому спільна електронна пара зміщена до електронегативнішого атома. На атомах виникають часткові заряди δ⁺ і δ⁻.

Ковалентний зв'язок, у якому між двома атомами є три спільні електронні пари (один σ- і два π-зв'язки); у структурних формулах його позначають трьома рисками (≡), наприклад N≡N. В алкінах — зв'язок C≡C, коротший і міцніший за подвійний.

Правило Гунда — серед орбіталей одного підрівня (однакової енергії) електрони спершу займають кожну орбіталь по одному з паралельними спінами, і лише після цього починають утворювати пари. Не плутай із принципом найменшої енергії: підрівні заповнюються в порядку зростання енергії 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d.

Принцип Паулі (заборона Паулі) — в одній орбіталі не можуть перебувати більше ніж два електрони, і їхні спіни мають бути протилежними. Якщо в орбіталі вже є два електрони з протилежними спінами, третій електрон туди помістити не можна.

Речовина, що складається з атомів лише одного хімічного елемента. Приклади: Fe, O₂, O₃, P₄, S₈.

Йон, утворений з одного атома внаслідок віддавання або приєднання електронів (наприклад, Na⁺, Cl⁻, Mg²⁺).

Позитивно заряджена частинка (заряд +1 в одиницях елементарного заряду), що входить до складу атомного ядра. Кількість протонів у ядрі дорівнює протонному числу Z і порядковому номеру елемента в Періодичній системі.

Протонне число (Z) — це кількість протонів у ядрі атома, яка дорівнює порядковому (атомному) номеру елемента в періодичній системі. У нейтральному атомі воно також дорівнює числу електронів.

Відстань від ядра атома до зовнішньої межі його електронної хмари. У періодичній системі зменшується в періоді зліва направо і зростає в головній підгрупі згори вниз.

Відстань від ядра йона до зовнішньої межі його електронної хмари. Катіон має менший радіус, ніж відповідний атом; аніон — більший. В ізоелектронному ряду радіус зменшується зі зростанням заряду ядра.

Те, із чого складається фізичне тіло. Має сталий хімічний склад і властивості. Приклади: мідь, залізо, вода.

Наближена величина, яку використовують для порівняння густини газів: приблизно 29 г/моль. Обчислюється як середньозважена з об'ємних часток компонентів повітря (головно N₂ та O₂).

Речовина (хімічна сполука), що складається з атомів двох або більше різних хімічних елементів. Приклади: H₂O, CH₄, NaCl.

Йон, що складається з двох або більше атомів, сполучених ковалентними зв'язками, і має заряд (наприклад, OH⁻, SO₄²⁻, NH₄⁺).

Спарені електрони — це два електрони, які перебувають в одній орбіталі й мають протилежні спіни (позначають ↑↓). За обмінним механізмом вони не утворюють зв'язків, доки не розпаруються; проте неподілена електронна пара може утворити зв'язок за донорно-акцепторним механізмом (NH₃ + H⁺ → NH₄⁺).

Пара електронів, яка належить двом атомам одночасно й утворює ковалентний зв'язок. Кожна спільна пара відповідає одній рисці в структурній формулі.

Фізична величина, що дорівнює числу структурних частинок в одному молі речовини. Позначається Nₐ, її точне значення — 6,02214076·10²³ моль⁻¹, для шкільних обчислень використовують наближене 6,02·10²³ моль⁻¹.

Умовний заряд атома в молекулі або формульній одиниці, який виникає за уявного припущення, що всі електрони ковалентних зв'язків повністю змістилися до електронегативнішого елемента. Позначають арабською цифрою зі знаком (+1, -2 тощо).

Перехід речовини з твердого агрегатного стану безпосередньо в газоподібний, минаючи рідку фазу. Характерний приклад — йод I₂, кристали якого за нагрівання перетворюються на фіолетову пару, не плавлячись.

Температура, за якої тиск насиченої пари речовини дорівнює зовнішньому атмосферному тиску, і рідина переходить у газоподібний стан. Залежить від міцності міжмолекулярних взаємодій: чим сильніші водневі зв'язки, тим вища температура кипіння.

Заряд, який приписують атому в молекулі за припущення, що всі спільні електронні пари повністю належать електронегативнішому елементу. На відміну від реального заряду простого йона, умовний заряд не існує фізично, а є розрахунковою величиною.

Будь-який предмет, що має форму, об'єм і масу. Приклади: мідний дріт, скляна склянка, крапля води.

Процес, під час якого речовина може змінювати форму, розмір або агрегатний стан, але її хімічний склад залишається незмінним. Приклади: плавлення льоду, кипіння води, подрібнення крейди, сублімація йоду.

Те саме, що електронна формула молекули: спосіб зображення валентних електронів у вигляді крапок навколо символів атомів, де спільні пари показано між атомами, а неподілені — біля окремих атомів.

Найпростіше співвідношення йонів або атомів у речовині немолекулярної будови, яке показує хімічна формула. Не є окремою молекулою; використовується для йонних сполук, як-от NaCl.

Процес, у якому з одних речовин утворюються інші, нові речовини з іншим хімічним складом. Відбувається розрив старих хімічних зв'язків і утворення нових. Синонім — хімічна реакція. Приклади: горіння, іржавіння, скисання молока.

Вид атомів з однаковим протонним числом (числом протонів у ядрі). Кожен елемент позначають символом, наприклад O — Оксиген, H — Гідроген, Fe — Ферум.

Умовний заряд (позначається грецькою літерою δ), який виникає на атомах у полярному ковалентному зв'язку. Відображає нерівномірний розподіл електронної густини, але не дорівнює цілому заряду йона.

Хімічний елемент, у якого останнім заповнюється d-підрівень. До d-елементів належать перехідні метали побічних підгруп (3–12 групи довгої форми), наприклад Ферум (Fe), Купрум (Cu), Цинк (Zn).

Хімічний елемент, у якого останнім заповнюється p-підрівень. До p-елементів належать елементи головних підгруп IIIA–VIIIA (13–18 групи довгої форми), крім Гелію.

Хімічний елемент, у якого останнім заповнюється s-підрівень. До s-елементів належать елементи IA та IIA груп (1 і 2 групи довгої форми), а також Гелій (He).