Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»



Сторінка9/10
Дата конвертації17.04.2017
Розмір1.73 Mb.
ТипНавчальний посібник
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

Йонний зв'язок

З математичного погляду, найпростіше описується йонний зв'язок (електростатична взаємодія). Така взаємодія виникає між катіонами дуже електропозитивного і аніоном дуже електронегативного елементів.



Характеристика взаємодіючих атомів

За уявленнями Косселя (1916), атом, який бере участь в утворенні йонного зв'язку, приєднує або втрачає стільки електронів, скільки потрібно, щоб його електронна оболонка перетворилася в дуже стійку форму, а саме в таку, яку мають атоми найближчого до нього в періодичній системі інертного або шляхетного газу. В йонних сполуках атоми більш електронегативних елементів (неметалів) довершують свій зовнішній електронний рівень до октету шляхом приєднання електронів від атомів менш електронегативних елементів (металів), у яких унаслідок цього передзовнішній рівень стає зовнішнім. Електронні рівні йонів, які утворилися, можуть мати однакову електронну будову. Наприклад, у калії хлориді йони К+ та СІ- мають однакову електронну структуру:

Для більшості йонних сполук зв'язок вважається лише частково йонним; ступінь йонності зв'язку залежить від різниці електронегативностей атомів, які сполучаються. Отже, електронегативність —це вкрай важлива характеристика елемента. Електронегативність —це здатність зв'язаного атома відтягувати на себе електрони хімічного зв'язку. Кількісно характеризується потенціалом йонізації атома і його спорідненістю до електрона.

Потенціал йонізацїі

Потенціал йонізацїі (або енергія йонізацїі Ейон)—це робота, яку потрібно виконати, щоб цілковито відірвати електрон від нейтрального атома чи від позитивно зарядженого йона. Здебільшого виражають в електронвольтах (еВ),— у кДж/моль (або ккал/моль).

Відриванню кожного наступного електрона відповідає певний потенціал йонізації:





І2—відриванню другого електрона від уже існуючого однозарядного йона:

тощо.

Кожний наступний потенціал йонізації завжди буде більший від попереднього, оскільки дедалі важче відривати негативно заряджений електрон від щораз більш позитивнішого йона. Наприклад, для атома елемента Аl І1 = 6 еВ, І2 = 12,5 еВ і І3 = 28,5 еВ. Для атома Са І1 = 6,1 еВ, І2 = 11,9 еВ, але І3 = 51,2 еВ, оскільки третій електрон перебуває на іншому, глибшому, рівні, і для його відривання потрібно витратити значно більше енергії. Отже, в атомів s- і р- елементів участь в утворенні хімічного зв'язку беруть електрони зовнішнього рівня. Значення І для s- і р- елементів залежить від їхнього становища в періодичній системі: у межах одного періоду, починаючи від першої групи (лужні метали) і аж до восьмої (інертні або шляхетні гази), потенціали йонізації зростають, а в межах однієї групи від 2-го до 7-го періодів—зменшуються:



Зростання потенціалів йонізації в періоді можна пояснити збільшенням зарядів ядер атомів і посиленням притягання до них електронів, а зменшення потенціалів йонізації в групі—збільшенням розмірів атомів і послабленням притягання зовнішніх електронів ядрами. В атомах елементів енергетичні рівні, які відповідають орбіталям передзовнішнього рівня, є проміжними між s- і р-орбіталями зовнішнього рівня, тому значення І2, І3 тощо, які їм відповідають, відрізняються між собою приблизно так само, як у р-елементів.



Спорідненість до електрона

Спорідненість до електрона (Е) вимірюється кількістю енергїі, яка вивільняється (+Е) або поглинається (-Е) під час приєднання електрона до нейтрального атома або до негативно зарядженого йона.

Так само, як і потенціал йонізації, величину Е виражають у еВ або в кДж/моль (ккал/моль). Якщо в атомі не вистачає одного або двох електронів для насичення зовнішнього рівня до електронного октету, то його спорідненість до електрона здебільшого є великою, і, навпаки, за наявності на зовнішньому рівні атома одного або двох електронів, Еспор є вкрай малою. Загалом залежність величини Еспор елемента від положення в періодичній системі значно складніша, ніж для потенціалів йонізації. Це добре видно з наведених значень Е для елементів 2-го і 3-го періодів:





Електронегативність

За Міллікеном, електронегативність елемента знаходять як півсуму першого потенціалу йонізації і спорідненості до електрона:



Обчислена величина для атомів Хлору становить 9,45 еВ, а для атомів Натрію2,94 еВ, тобто електронегативність Сl вища за електронегативність Nа більш ніж утричі. Отже, у разі виникнення хімічного зв'язку між атомами вищевказаних елементів цей зв'язок мав би бути значною мірою йонним. Спосіб визначення електронегативності елементів за Міллікеном можна застосувати для відносно невеликої кількості елементів, для яких відомі значення спорідненості до електрона. Зручніше користуватися відносною шкалою електронегативностей елементів, яку уклав Полінг. За одиницю електронегативності взято електронегативність Літію.



Завжди варто пам'ятати, що наведені в табл. 5.1 величини є умовними, оскільки значення для кожного елемента може дещо змінюватися залежно від виду хімічної сполуки. Збільшення електронегативності характеризує посилення неметалевих властивостей елемента. Для металів це значення не перевищує 1,81,9; лише для 6-ти металів родини платини = 2,2, що зрештою і зумовлює стійкість цієї родини елементів до дії окисників. У групах періодичної системи при переході від одного періоду до наступного має місце кореляція між збільшенням кількості електронних рівнів у атомів елементів і посиленням їхніх металевих властивостей. Так, у межах групи при переході від елемента до елемента згори донизу елекронегативність елементів знижується.


Ефективний заряд

Отже, мірою йонності хімічного зв'язку є різниця електронегативностей (Ах) елементів, між атомами яких власне й виникає хімічний зв'язок. Чим більшою буде Ах, тим більшою мірою хімічний зв'язок буде йонним. Тобто зі збільшенням Ах зростає ефективний заряд на атомах. Ефективний заряд атомів (зарядове число) — це реальний заряд на атомах у сполуці, виражений в одиницях заряду електрона. По суті, ефективний заряд — це різниця між кількістю електронів, що оточують заданий атом у сполуці, і кількістю електронів у вільному атомі. На рис. 5.1 показано залежність між ефективними зарядами атомів у сполуках і різницею електронегативностей елементів. Якщо абсолютне значення у частках від заряду електрона перевищуватиме 0,5 (50 %), вважають, що атоми набули йонного статусу, а зв'язок став йонним. Як видно на графіку, це станеться при Δх > 1,9. Екстраполюючи пряму абсолютного значення до 100 %, знаходимо, що для того, аби виник цілковито йонний зв'язок Δх, має мати значення 3,5. Отже, згідно зі шкалою електронегативностей елементів, лише у цезію і францію флуоридах можлива поява майже у чистому вигляді йонних зв'язків. Електронна пара між зв'язаними атомами одного й того ж хімічного елемента однаково належить обом атомам. Електрони ж йонного зв'язку значно більше часу перебувають біля атома більш електронегативного елемента. Якщо ефективний заряд атома електронегативного елемента становить -0,5, то це означає, що 75 % часу електрони перебувають біля цього атома. Тому при Δх > 1,9, коли стає більшим, ніж 0,5, йони можна характеризувати цілочисельними зарядами, а зв'язок між ними вважати йонним.





Ковалентний зв'язок

Для пояснення природи йонного зв'язку ми використовували електростатичну модель, однак, аби пояснити виникнення ковалентного зв'язку, потрібно застосовувати квантово-хімічні підходи.



Молекула водню

Уже йшлося про те, що електрон у незбудженому атомі Гідрогену посідає найнижчий енергетичний рівень. Коли два атоми Гідрогену наближаються один до одного, то їхні електрони відчувають притягання з боку обох ядер, яке дедалі посилюється при зменшенні відстані між атомами. Однак присутність другого електрона дещо ускладнює картину внаслідок взаємного відштовхування електронів. Цей ефект називається кореляцією зарядів. Ми також знаємо, що електромагнітне поле електрона задається його спіном. Електрони з паралельними спінами відштовхуються один від одного, а електрони з антипаралельними спінами притягаються, утворюючи електронну пару. Цей ефект називається кореляцією спінів. У сукупності кореляція заряду і кореляція спінів визначають сумарний ефект взаємного впливу електронів — кореляцію електронів.

Таким чином, у між'ядерний простір двох атомів Гідрогену після їхнього зближення на певну рівноважну відстань можуть увійти тільки два електрони, та й то за умови, що їхні спіни будуть антипаралельними. При цьому загальна енергія такої системи зменшиться внаслідок пониження енергетичних рівнів електронів, які перебувають у полі двох ядер, а також завдяки їхньому спарюванню. Отже, така система буде значно стійкішою, ніж система, складена з двох ізольованих атомів. У результаті утворюється стабільна двохатомна частинка — молекула водню. Залежність енергії системи, утвореної двома атомами Гідрогену від міжатомної відстані r, схематично показано на рис. 5.5. Для того, щоб зблизити два атоми з паралельними спінами (крива 2 на рис. 5.5), потрібно витратити енергію, яка йде на подолання взаємного відштовхування електронів. Тоді, при зменшенні відстані між ядрами, енергія системи дедалі більше зростатиме і молекула водню не утвориться. У разі антипаралельних спінів (крива 1 на рис. 5.5) електронні оболонки двох атомів перекриваються, електрони спарюються й можуть одночасно міститися у просторі між двома ядрами.

Експериментально встановлено, що у цьому випадку частина енергії вивільняється, і коли відстань між ядрами досягне 0,74 А0, система з двох атомів Гідрогену характеризуватиметься найменшим запасом енергії. Тоді виникає молекула Н2 (рис. 5.6).



Подальше зближення атомів (на відстань меншу, ніж r0) вимагатиме величезних витрат енергії, оскільки однойменно заряджені ядра двох атомів взаємно відштовхуватимуться. Через це ядра двох атомів залишатимуться на відстані r0, здійснюючи коливні рухи одне стосовно одного. У разі підвищення температури - коливання посилюватимуться, і в критичній точці може трапитися так, що хімічний зв'язок розірветься (відбудеться термічна дисоціація). Рівноважна відстань r0—одна з найважливіших характеристик хімічного зв'язку. Для молекули Н2 r0 = 0,74А0, тоді як радіуси атомів Н становлять 0,53А0. Кількісною мірою міцності хімічного зв'язку, як ми вже знаємо, є його енергія (Е ). У молекулі водню енергія хімічного зв'язку завдяки невеликим розмірам атомів Гідрогену є доволі високою і становить 457,67 кДж/моль. Отже, спільна електронна пара у між'ядерному просторі виникне тоді, коли два електрони матимуть антипаралельні спіни. Ідея про те, що хімічний зв'язок виникає внаслідок усуспільнення електронної пари двома атомами, лягла в основу спінової теорії валентності. Наукове обґрунтування теорії валентних зв'язків (локалізованих електронних пар Льюїса) до певної міри можна отримати після проведення квантово-хімічних обчислень, які успішно здійснили Гейтлер і Лондон (1927) для молекули водню. Вірогідність перебування електрона (електронна густина) визначається квадратом хвильової функції. Обчислена за методом Гейтлера і Лондона енергія ковалентного зв'язку в молекулі водню дорівнює Е = 414,0 кДж/моль при рівноважній між'ядерній відстані 0,86 Ä0. Здійснені Гейтлером і Лондоном обчислення виявили такий енергетичний баланс при утворенні гомеополярного (неполярного) ковалентного зв'язку в молекулі водню (кДж/моль):

Притягання електронів і ядер............................................... -4255

Відштовхування електронів ................................................. +1538

Відштовхування атомних ядер.............................................. +1902

Кінетична енергія електронів................................................ +401

Сумарна енергія...................................................................... -414

Нагадаємо, що значення енергії і рівноважної між'ядерної відстані в Н2, які були встановлені дослідним шляхом на основі аналізу молекулярних спектрів молекули водню, відповідно дорівнюють 457,67 кДж/моль і 0,74 Ä0. Розбіжність між обчисленими й експериментальними значеннями незначна ~10%. Значно більшою буде розбіжність між експериментом і обчисленнями, які здійснені, виходячи з припущення, що зв'язок в молекулі водню є цілковито йонний, тобто



Обчислене значення енергії для класичної кулонівської взаємодії між двома йонами Гідрогену відрізняється від експериментального значення аж на 90 % .



Механізми утворення хімічного зв'язку

Хімічна частинка (атом, йон, молекула), яка містить неспарений електрон, завжди прагне встановити з партнером ковалентний зв'язок. (Хімічна частинка, яка містить один або декілька неспарених електронів, називається радикалом). Така частинка характеризується високою реакційною здатністю, наприклад, у реакціях заміщення:

Na + Н2О = NaOH + Н-

та приєднання:

Н++ Н-= Н2 або Н+ + -СІ=НС1.

Обмінний механізм

Якщо кожний із взаємодіючих атомів надає для утворення двоелектронного хімічного зв'язку по одному неспареному електрону з антипаралельними спинами, механізм утворення ковалентного зв'язку називають обмінним. Наприклад, молекула Гідрогену утворена за рахунок взаємодії двох атомів Гідрогену, кожний з яких має по одному неспареному електрону за умови протилежно направлених спинів: Н↑ + Н↓= Н2↑↓.

Донорно-акцепторна взаємодія

Механізм утворення двоелектронного хімічного зв'язку шляхом донорування електронної пари одного атома на вільну орбіталь іншого атома називається донорно-акцепторним. Усуспільнення електронної пари може відбуватися не лише за обмінним механізмом (по одному електрону від кожного атома). Якщо атомну орбіталь (АО) одного атома займає електронна пара, а в іншого атома є вакантна АО, то усуспільнення пари електронів відбувається за рахунок першого атома: Атом, який віддає для утворення зв'язку електронну пару, називається донором, а атом, який має вільну орбіталь,—акцептором. Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентних зв'язків зумовлює утворення між атомами максимальної кількості можливих хімічних зв'язків. Класичний приклад виникнення донорно-акцепторного зв'язку—взаємодія атома Нітрогену (донора) у молекулі амоніаку з йоном Гідрогену (акцептором), яка призводить до утворення йона амонію NH4+:

або утворення аніона тетрафлуороборату з молекули BF3 та йона F-



Частинка, яка бере участь в утворенні хімічного зв'язку, вносить у цей зв'язок те, чого вона має вдосталь: або електронні пари, або вакантні орбіталі. Тому аніони або полярні молекули зазвичай виконують функцію донора, а йони металів (і Гідрогену) — акцептора. Донорно -акцепторний механізм утворення зв'язку відрізняється від обмінного механізму утворення ковалентного зв'язку, проте веде до однакового результату. Тому в йоні амонію усі чотири зв'язки (три з яких утворюються за обмінним механізмом, а один — за донорно - акцепторним) є рівноцінні. Це стосується і чотирьох зв'язків в йоні [ВF4]-. Атом Платини утворює чотири рівноцінні ковалентні зв'язки, два з яких — за донорно - акцепторним механізмом:



Донорно - акцепторна взаємодія часто виникає у розчинах між частинками розчиненої речовини і молекулами розчинника. Йони металів, як і йони Гідрогену (акцептори), вступають у хімічний зв'язок із молекулами розчинника (донорами). Наприклад, у воді утворюються такі складні йони ("аквакомплекси"), як Н3О+ (або [Н(Н2О)]+) [Ве(Н2О)4]2+, [А1(Н2О)6]3+, [Сг(Н2О)6]3+ тощо. Йон Гідрогену акцептує електронну пару атома Оксигену молекули води на свою вільну орбіталь:



йон Берилію—на одну 2s-орбіталь та на три 2р-орбіталі:



йон Алюмінію— а одну 3s-, три 3р- і утворюючи шість електронних пар:



і, нарешті, йон Хрому утворює шість електронних пар від шести молекул води:



Необхідно звернути увагу на те, що [Сг(Н2О)6]3+ навіть після утворення шести ковалентних зв'язків містить на своїх орбіталях три неспарені електрони.

Таким чином, для утворення хімічного зв'язку атом надає партнерові або вільну АО (акцептор), або АО з одним електроном, або АО з парою електронів і донор). Тому валентність елемента дорівнює загальній кількості орбіталей його атома, які беруть участь в утворенні хімічного зв'язку.
Гібридизація атомних орбіталей і просторова будова багатоатомних частинок

Спрямованість ковалентних зв'язків у просторі надає багатоатомним частинкам (молекулам, йонам, радикалам) відповідної просторової конфігурації. Це зумовлює внутрішню структуру речовини, а отже, і її властивості. Зокрема, хімічні частинки, на прикладах яких розглядалося виникнення ковалентних зв'язків, мають тетраедричну, тригонально-антипризматичну, плоско-квадратну, тригонально-пірамідальну та октаедричну. Чим повніше перекриватимуться у просторі дві атомні орбіталі, які беруть участь в утворенні хімічного зв'язку, тим менший запас енергії матимуть електрони, які містяться у ділянці перекривання АО, і тим міцнішим буде хімічний зв'язок між атомами. Часто зв'язок між атомами буває міцнішим, аніж цього можна очікувати, виходячи з теоретичних обчислень можливого перекривання їхніх орбіталей, форми яких знаходять із рівняння Шредінгера. Для пояснення такої розбіжності експериментальних фактів з теорією, припускають, що атомна орбіталь набуває такої "форми", яка дає їй змогу значно повніше перекриватися з орбіталлю сусіднього атома. Змінити свою "форму" атомна орбіталь може лише в разі її комбінування з іншими АО іншої симетрії цього ж атома.





Атомні орбіталі, які виникають унаслідок комбінування між собою різних атомних орбіталей одного атома і набувають проміжної "форми" стосовно вихідних орбіталей, називаються гібридними.

Сама ж "перебудова" різних атомних орбіталей у нові усереднені за формою орбіталі називається гібридизацією. Зрозуміло, що кількість гібридних орбіталей, попри їхнє видозмінювання, дорівнює кількості атомних орбіталей, які брали участь у гібридизації. На гібридизацію витрачається енергія, яка повинна покриватися у разі утворення хімічного зв'язку з іншим атомом. Тому побутує думка, що гібридні атомні орбіталі утворюються лише тоді, коли вони (порівняно з вихідними негібридними AO), можуть ефективніше перекриватися з AO іншого атома. Це легко можна побачити, якщо порівняти різницю в енергіях зв) зв'язків, утворених перекриванням двох s-орбіталей, двох р-орбіталей і двох гібридних орбіталей. Для цього потрібно порівнювати атоми елементів одного періоду, в яких валентні електрони мають близькі рівні енергії. Розглянемо три зв'язки за участю 2s- і 2р-електронів: Li-Li (Li2), F-F (F2) і C-C. Зв'язок (у молекулі Li2) майже завжди слабкий, оскільки сферичні s-AO не можуть достатньо повно перекриватися одна з одною. Для утворення стійких гібридних орбіталей треба дотримуватися трьох умов. Перша: порівняно з вихідними атомними орбіталями гібридна атомна орбіталь при утворенні хімічного зв'язку має значно повніше перекриватися з орбіталлю сусіднього атома; друга умова обмежує участь атомної орбіталі в гібридизації залежно від того, якими рівнями енергії вона характеризується: у гібридизації можуть брати участь атомні орбіталі, яким відповідають близькі рівні енергії.

Отже, у гібридизації можуть брати участь s- і р-орбіталі тільки одного—зовнішнього рівня або передзовнішнього рівнів. Якщо різницю між рівнями енергії різних орбіталей в атомі прирівняти до 1, то можна побачити відносне збільшення цієї різниці зовнішнього рівня при переході від елемента до елемента вздовж періоду:

Отож, найстійкіша гібридизація АО повинна відбуватися в атомах елементів, розміщених у лівій частині системи елементів Менделєєва.



Третя умова стійкості гібридизації обмежує участь у ній АО залежно від їхньої віддаленості від ядра. У гібридизації можуть брати участь атомні орбіталі з доволі високою електронною густиною для того, щоб у разі перекривання гібридних атомних орбіталей був суттєвий виграш в енергії. З ростом Z атомні орбіталі дедалі більше віддаляються від ядра, і вони стають більш дифузними ("розмитими"), що добре видно на рис. 5.13.




Sр3-Гібридизація

Якщо в хімічних зв'язках з боку атома братимуть участь чотири атомні орбіталі одного рівня — s, рх, ру, рг, то в результаті їхньої гібридизації утворяться чотири еквівалентні sр3-гібридні орбіталі (рис. 5.14).



Гібридні sр3-орбіталі мають характер на 1/4 s-орбіталі і на 3/4 р-орбіталі, тому ці "гібриди" подовгастої форми (тобто за формою нагадують р-орбіталь) і від центра атома вони розходяться під кутами 109°28' (до вершин тетраедра). Цей тип гібридизації трапляється в атомах С. У молекулі боразану в кожному з атомів N і В усі чотири валентні АО перебувають у sр3-гібридизованому стані і беруть участь в утворенні чотирьох δ-зв'язків (з трьома атомами Н за обмінним механізмом і між собою за донорно-акцепторним механізмом), взаємно орієнтованих під кутом 109°28' (рис. 5.15). Між атомами N і В у молекулі боразану реалізується двоелектронний (одинарний) зв'язок на відстані 1,58 А0.






Поділіться з Вашими друзьями:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

Схожі:

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник до змістового модулю №3 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник до змістового модулю №1 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconКонтрольні роботи для студентів заочної форми навчання спеціальності «технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник Для викладачів та студентів фармацевтичного факультету Запоріжжя 2014

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчально-методичний посібник за кредитно-модульною системою для студентів вищих навчальних медичних закладів за спеціальністю «технологія парфюмерно-косметичних засобів»
Сторія україни: навчально-методичний посібник для студентів, працюючих за кредитно-модульною системою. (укладачі: кандидат історичних...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчально-методичний посібник для студентів І курсу факультету філології та журналістики стаціонарної форми навчання. Доп., розш. Полтава: пдпу, 2009. 61 с
Тарасова н.І.,Чередник л. А. Організація самостійної та індивідуальної роботи з античної літератури: Навчально-методичний посібник...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник для студентів 5-го, 6-го курсу медичних внз, лікарів-інтернів педіатрів, інфекціоністів та сімейних лікарів Запоріжжя, 2016р
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconМетодичні вказівки для студентів ІІ курсу фармацевтичного факультету для підготовки до семінарських занять з предмету
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconМетодичні вказівки для студентів ІІ курсу фармацевтичного факультету для підготовки до семінарських занять з предмету
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник для студентів гуманітарного факультету, спеціальності 029 «Інформаційна, бібліотечна та архівна справа»
Концепція професійного спрямування (Вступ до фаху) : навчальний посібник для студентів гуманітарного факультету, спеціальності 029...


База даних захищена авторським правом ©biog.in.ua 2017
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка