Общая химия icon

Общая химия




НазваниеОбщая химия
страница1/9
Дата21.08.2012
Размер1.9 Mb.
ТипУчебное пособие
источник
Содержание
Общая химия
Глава 1. Основные понятия химии. Современная номенклатура неорганических веществ. Хими­ческие свойства и способы получения
Атом – электронейтральная частица, состоящая из положитель­но заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Молекула
Химический элемент
Химические формулы
Простейшая (эмпирическая) формула
Молекулярная (истинная) формула
Структурная (графическая) формула
Физические свойства веществ
Химическое уравнение
По растворимости
Основностью кислоты
По наличию кислорода
Название кислоты
Способы получения основных оксидов
Способы получения кислотных оксидов
Способы получения амфотерных оксидов
Химические свойства растворимых оснований (щелочей)
Способы получения щелочей
Химические свойства нерастворимых оснований
...
Полное содержание
  1   2   3   4   5   6   7   8   9


ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

МУРМАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ПЕДАГОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ


ОБЩАЯ ХИМИЯ




Учебное пособие


МУРМАНСК

2010

УДК 24.1я73

ББК 54 (075.8)

0-28


Печатается по решению редакционно-издательского совета Мурманского государственного педагогического университета


Рецензенты: С.И. Овчинникова, кандидат химических наук, профессор, зав. кафедрой биохимии МГТУ;

B.А. Крыштоп, кандидат педагогических наук, ст. преподаватель кафедры биологии и химии МГПУ.


^ Общая химия: Учебное пособие / Авт.-сост. В.В. Сагайдачная. – Мурманск: МГПУ, 2010. – 116 с.


Пособие содержит теоретический материал, примеры решения типо­вых задач и заданий, задачи и упражнения для самостоятельной работы, задания для промежуточного и итогового контроля по основным разделам курса «Общая химия».

Предназначено для студентов, обучающихся по специальностям «Биология», «Экология», «География», «Математика», «Физика», «Информатика», «Безопасность жизнедеятельности», «Технология и предпринимательство». Модульный подход, применяемый в учебном пособии, дает возможность использовать его в соответствии с любыми учебными планами, при любой последовательности изучения тем курса общей химии. Особенностью пособия является то, что в него включены задания примени­тельно не к отдельному понятию или закону, а к комплексу знаний.

Применение пособия в учебном процессе в значительной степени облегчит освоение студентами теоретического курса, позволит эффективно организовать самостоятельную работу студентов, развивать познавательную активность обучающихся, а также оценить уровень теоретических знаний и сформированности практических умений.

Данное пособие может быть использовано студентами и препода­вателями нехимических специальностей вузов.


© Мурманский государственный

педагогический университет (МГПУ), 2010

ПРЕДИСЛОВИЕ


Курс общей химии в вузе выполняет следующие задачи: является связующим звеном между довузовским и вузовским этапами химического образования; это фундамент для изучения других естественнонаучных дисциплин, а также важный компонент специальных дисциплин.

Потребность в подобном пособии по общей химии диктуется современными требования к подготовке специалистов и необходимостью в пополнении комплекса учебно-методических материалов по общей химии.

Настоящее учебное пособие предназначено для студентов специальностей 020201 «Биология», 050102 «Биология», 032400 «Биология-География», 020801 «Экология», 050103 «География», 050103 «География-Биология», 050201 «Математика-физика», 050201 «Математика-информатика», 050203 «Физика-информатика», 050202 «Информатика», 050202 «Информатика-физика», 050104 «Безопасность жизнедеятельности», 050502 «Технология и предпринимательство».

Весь материал пособия изложен в четырех модулях, которые охватывают основные тематические блоки курса общей химии: «Основные понятия общей химии», «Важнейшие классы неорганических соединений», «Современная номенклатура неорганических веществ», «Хими­ческие свойства и способы получения неорганических соединений», «Классификация и особенности протекания химических реакций», «Строение атома», «Периодическая система и Периодический закон Д.И. Менделеева в свете современных представлений о строении атома», «Химическая связь», «Комплексные соединения», «Термодинамика химических процессов», «Химическая кинетика», «Обратимость химических реакций», «Химическое равновесие».

Модульный подход, применяемый в данном пособии, дает возможность использовать его в соответствии с любыми учебными планами, при любой последовательности изучения тем курса общей химии, гибко варьируя тематические блоки. Особенностью пособия является то, что в него включены задания примени­тельно не к отдельному понятию или закону, а к комплексу знаний.

В каждом модуле приведен теоретический материал, примеры решения типо­вых задач и заданий, задачи и упражнения для самостоятельной работы, задания для промежуточного и итогового контроля, список рекомендуемой литературы. В пособие включены задания разной степени сложности, что дает возможность дифференцировать работу со студентами и разнообразить тематику заданий.

Применение данного пособия в учебном процессе в значительной степени облегчит освоение студентами теоретического курса, позволит развивать логическое мышление, различные интел­лектуальные умения, будет способствовать активизации познавательной активности обучающихся путем увеличения их самостоятельной работы, что отвечает требованиям Государственного образовательного стандарта высшего профессионального образования.

Учебное пособие выполняет обучающую, самоорганизующую, контро­лирующую и прикладную функции. Оно может быть использовано студентами при изучении курса общей химии, для самостоятельной работы, подготовки к зачету и экзамену, а также для контроля и оценки знаний студентов преподавателем.


^ Глава 1. Основные понятия химии. Современная номенклатура неорганических веществ. Хими­ческие свойства и способы получения

неорганических соединений. Химические реакции


Основ­ные понятия общей химии

Химия – это область естествознания, наука о веществах, их составе, строении, свойствах и превращениях (рис.1).




Рис.1. Основ­ные понятия общей химии.


^ Атом – электронейтральная частица, состоящая из положитель­но заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Молекула – отдельная электронейтральная частица, которая образуется при возникновении ковалентных связей между атомами од­ного или нескольких элементов и определяет химические свойства ве­щества.

^ Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Все элементы делят на металлы и не­металлы. К неметаллам относят 22 элемента: водород, бор, углерод, кремний, азот, фосфор, мышьяк, кислород, серу, селен, теллур, галогены и бла­городные газы, к металлам – все остальные элементы. Химические элементы могут иметь несколько форм существования: в виде свободных атомов, простых и сложных веществ, а также ионов и радикалов.

Вещество – форма материи, состоящая из частиц, которые имеют массу покоя, например, атомов, молекул, ионов (в отличие от частиц поля, не имеющих массы покоя).

Вещества, образованные атомами одного химического элемента, на­зывают простыми, а двух и более – сложными.

Один и тот же химический элемент может образовывать несколько простых веществ. Это явление называют аллотропией, а различные простые вещества, образованные одним элементом, – аллотропны­ми модификациями. Причиной аллотропии может быть как разное число атомов в моле­куле (например, модификации кислорода – кислород О2 и озон О3), так и разное строение кристаллических форм (например, модификации уг­лерода: алмаз – с тетраэдрической кристаллической решеткой, гра­фит – с плоскостной, карбин – с линейной).

Вещества могут иметь один и тот же качественный и количественный состав (т. е. одина­ковые молекулярные формулы), но разное строение, а, следовательно, разные свойства. Это явление на­зывают изомерией, а вещества – изомерами (например, роданид аммония NH4SCN и тиомочевина (NH2)2CS).

Радикалы – это атомы или группировки атомов, имеющие, по мень­шей мере, один неспаренный электрон (свободную валентность). Радикалы образуются, если молекулу разделить на атомы (или груп­пы атомов) так, чтобы каждый (или каждая) получил по электрону из общей электронной пары. Радикалы в целом электронейтральны, так как имеют одинаковое число электронов и протонов.

Ионы – частицы, у которых наблюдается дисбаланс между положительным зарядом ядра и числом электронов.

Отдавая электроны, атомы превращаются в положительные ионы – катионы: Na0 – 1е → Na+. Это ионы металлов Меn+, водорода Н+, аммония NН4+ и др.

Присоединяя электроны, атомы превращаются в отрицательные ионы – анионы: Cl0 +1е→ Cl-1. Это простые анионы не­металлов: Н- (гидрид-анион), S2- (сульфид-анион) и др.; сложные по составу анионы: ОН- (гидроксид-анион), SO42- (сульфат-анион), SO32- (сульфит-анион) и др.

^ Химические формулы – это способ отражения химического соста­ва вещества. Химическая формула обозначает одну молекулу вещества или один моль этого вещества. По химической формуле можно также определить качественный состав вещества, число атомов каждого эле­мента в 1 моль вещества и рассчитать его относительную молекуляр­ную и молярную массы. Виды химических формул:

  1. ^ Простейшая (эмпирическая) формула показывает качественный состав и соотношения, в которых находятся частицы, образующие дан­ное вещество: атомы, ионы или группы атомов (например, простейшие формулы этена и пропена совпадают – СН2).

  2. ^ Молекулярная (истинная) формула отражает качественный состав и число составляющих вещество частиц (например, С2Н4– этен и С3Н6 – пропен), но не показывает порядок связи час­тиц в веществе, т. е. его структуру.

  3. ^ Структурная (графическая) формула отражает порядок соединения частиц, т. е. связи между ними (например, структурная формула молекулы оксида серы (VI): О – S=О).

Число природных и синтезированных веществ составляет более 20 млн. Каждое из них при данных условиях обладает определенной совокупностью физических и химических свойств.

^ Физические свойства веществ: агрегатное состояние (твердое (тв.), жидкое (ж.), газообразное (г.)), температура кипения, температура плавления, плотность (ρ), выраженная в г/см3, кг/дм3 и др., растворимость (например, выраженная в г/100г Н2О), цвет, запах, вкус и др.

Способность данного вещества при определен­ных условиях или при взаимодействии с другими веществами образовывать новые вещества называ­ется его химическими свойствами.

Химические реакции – превращения одних веществ в другие.

^ Химическое уравнение – это условная запись химической реакции с помощью химических знаков и формул в стехиометрических соотно­шениях. Коэффициенты в уравнении реакции – числа, которые показывают мольные соотношения участвующих в реакции веществ. Если в уравнении указывают тепловой эффект в расчете на 1 моль реагента или продукта, то такое уравнение реакции называют термохимическим.


Важнейшие классы неорганических соединений

и их номенклатура

Оксиды – это соединения двух элементов, один из которых кислород в степени окисления -2. По химическим свойствам оксиды подразделяют на несолеобразующие (СО, SiО, N2О, NО) и солеобразующие.

Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды не образуют ни гидратов, ни солей. Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основным оксидам (Na2O, СаО и др.) отвечают основания (NaOН, Са(ОН)2), кислотным (СО2, SO3 и др.) – кислоты (H2СO3, H2SO4).

Кислотные оксиды можно получить из кислот, отнимая от них воду, поэтому их называют также ангидридами кислот.

Амфотерным оксидам (BeO, ZnO, Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, МnO2 и др.) отвечают гидраты, проявляющие кислотные и основные свойства.

Выделяют пероксиды (перекиси) металлов (Na2O2, ВаО2 и др.). Степень окисления кислорода в них -1, по своей природе это соли очень слабой кислоты – пероксида (перекиси) водорода Н2О2.

Основания – сложные вещества, состоящие из металла и одновалентных гидроксогрупп ОН, число которых равно валентности металла (гидроксид натрия NaOH, гидроксид меди (II) Сu(ОН)2 и др.). Основания классифицируют по их растворимости в воде, по кислотности и по их силе.

^ По растворимости основания делятся на растворимые (щелочи) и на нерастворимые.

По кислотности основания делятся на однокислотные (NaOН, NН4OН), двухкислотные (Сu(ОН)2 Fe(OH)2), трехкислотные (Al(OH)3, Fe(OH)3).

По силе основания делятся на сильные и слабые. К сильным относятся все щелочи, кроме гидроксида аммония.

Кислоты – сложные вещества, состоящие из водорода, способного замещаться металлом, и кислотного остатка, причем число атомов водорода равно валентности кислотного остатка (табл.1). Кислоты классифицируются по основности, по наличию кислорода в составе кислоты и по их силе.

^ Основностью кислоты называется число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл с образованием соли. Соляная НСl и азотная HNO3 кислоты – примеры одноосновных кислот, серная кислота H2SO4 – двухосновной, ортофосфорная кислота Н3РО4 – трехосновной.

^ По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие (HNO3 , H2SO4 и др.) и бескислородные ( НСl, H2S и др.).

Названия бескислородных кислот имеют окончание водородная: НСl – хлороводородная (соляная кислота), H2S – сероводородная, HCN – циановодородная (синильная кислота).

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от названия соответствующего элемента с добавлением слова кислота: HNO3 – азотная, Н2CrO4 – хромовая кислота. Если элемент образует несколько кислот, то название кислоты, в которой он проявляет высшую валентность, оканчивается на -ная или -овая; если же валентность элемента ниже максимальной, то название кислоты оканчивается на -истая или -овистая (например, НNO3 – азотная кислота, HNO2 – азотистая, Н3AsO4 – мышьяковая, H3AsO3 – мышьяковистая). Кроме того, одному и тому же оксиду могут отвечать несколько кислот, различающихся между собой числом молекул воды: наиболее богатая водой форма имеет приставку орто-, а наименее богатая водой – приставку мета-. Так, кислота Н3РО4, в которой на одну молекулу фосфорного ангидрида Р2О5 приходится три молекулы воды, называется ортофосфорная Н3РО4, а кислота НРО3 – метафосфорная (в ней на одну молекулу Р2О5 приходится одна молекула воды).

По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Сильные кислоты – азотная, серная и соляная, бромоводородная, иодоводородная, марганцовая, хлорная, хлорноватая и др. Слабые кислоты – сероводородная, циановодородная, фтороводородная, борная, угольная, фосфорная, азотистая, фосфористая, сернистая, хлористая, хлорноватистая и др.

Соли – продукты замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток (табл.1). При полном замещении получаются средние (нормальные) соли (например, сульфат калия K2SO4). Кислая соль получается при неполном замещении водорода кислоты на металл (например, гидросульфат калия KНSO4). Основная соль получается при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток (например, гидроксохлорид кальция Ca(ОН)С1). Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой, называются двойными солями (например, алюмокалиевые квасцы или сульфат калия-алюминия, KAl(SO4)2). Соли, образованные одним металлом и двумя кислотами – смешанные соли (например, фторид-хлорид свинца (II) PbFCl, хлорид-гипохлорит кальция Ca(ClO)Cl).

Одна и та же соль может называться по-разному, например, KNO3 называют калиевой селитрой, азотнокалиевой солью, азотнокислым калием, нитратом калия. Наиболее широко применяется международная номенклатура, в которой название соли отражает название металла и латинское название кислотного остатка, которое происходит от латинского названия элемента, образующего кислоту. Название соли бескислородной кислоты имеет окончание -ид. Соль кислородсодержащей кислоты в случае максимальной валентности кислотообразующего элемента имеет окончание -aт, а в случае более низкой его валентности окончание -ит. Для солей, образованных металлами с переменной валентностью, валентность металла указывают в скобках (FeSO4 сульфат железа (II), Fe2(SO4) сульфат железа (III)).

Название кислой соли имеет приставку гидро-, указывающую на наличие незамещенных атомов водорода; если таких незамещенных атомов два или больше, то их число обозначается греческими числительными ди-, три- и т.д. (Na2HPO4 – гидрофосфат натрия, NaH2PO4 – дигидрофосфатм натрия).

Основная соль имеет приставку гидроксо-, указывающую на наличие незамещенных гидроксильных групп (AlOHCl2 – хлорид гидроксоалюминия, Аl(ОН)2С1 – хлорид дигидроксоалюминия или основной хлорид алюминия).

Кислая соль может быть образована только кислотой, основность которой равна двум или больше, а основная соль – металлом, валентность которого равна двум или больше:

Са(ОН)2 + H2SO4 = 2Н2О + СаSO4 (средняя соль);

КОН + H2SO4 = Н2О + KHSO4 (кислая соль);

Mg(OH)2 + HC1 = Н2О + MgOHCl (основная соль).


Таблица 1

Формулы и названия кислот и солей

^ Название кислоты

Формула

Названия солей

Азотная

HNO3

Нитраты

Азотистая

HNO2

Нитриты

Кремниевая

H2SiО3

Силикаты

Марганцовая

HMnO4

Перманганаты

Метафосфорная

НРО3

Метафосфаты

Ортофосфорная

Н3РО4

Ортофосфаты (фосфаты)

Фосфористая

H3PO3

Фосфиты

Мышьяковая

H3AsO4

Арсенаты

Мышьяковистая

H3AsO3

Арсениты

Серная

H2SO4

Сульфаты

Сернистая

H2SO3

Сульфиты

Угольная

Н2СО3

Карбонаты

Хромовая

H2CrO4

Хроматы

Дихромовая

H2Cr2O7

Дихроматы

Бромоводородная

НВr

Бромиды

Иодоводородная

HI

Иодиды

Фтороводородная (плавиковая)

HF

Фториды

Циановодородная (синильная)

HCN

Цианиды

Хлороводородная (соляная)

HCl

Хлориды

Хлорная

HСlO4

Перхлораты

Хлорноватая

HСlO3

Хлораты

Хлористая

НClO2

Хлориты

Хлорноватистая

HClO

Гипохлориты

Важнейшие хими­ческие свойства и способы получения оксидов, оснований, кис­лот, амфотерных гидроксидов и солей


Химические свойства основных оксидов:

основный оксид + кислота → соль + Н2О;

основный оксид + кислотный оксид → соль;

оксид щелочного или щелочноземельного металла + Н2О → щелочь.

^ Способы получения основных оксидов:

Металл + О2 → основный оксид;

нерастворимое основание → основный оксид + Н2О (при t).

Химические свойства кислотных оксидов:

кислотный оксид + основание → соль + Н2О;

кислотный оксид + основный оксид → соль;

кислотный оксид + Н2О → кислота (кроме SiO2).

^ Способы получения кислотных оксидов:

неметалл + О2 → кислотный оксид;

нерастворимая кислота → кислотный оксид + Н2О (при t).

Химические свойства амфотерных оксидов:

амфотерный оксид + кислота → соль + Н2О:

ZnO+ 2HCl → ZnCl2+ 2Н2О;

амфотерный оксид + тв. щелочь (при t ) → нормальная соль и Н2О:

ZnO + 2KOH → K2ZnO2+ Н2О (при t);

Al2O3+ 2NaOH→ 2NaAlO2+ Н2О (при t);

амфотерный оксид + щелочь (р-р) + Н2О → комплексная соль (гидроксокомплекс):

ZnO + 2NaOH + Н2О → Na2[Zn(OH)4];

Al2O3+ 2NaOH + 3Н2О → 2Na[Al(OH)4].

^ Способы получения амфотерных оксидов:

амфотерный металл (Zn, A1 и др.) + О2 → амфотерный оксид;

амфотерный гидроксид → амфотерный оксид + Н2О (при t).


^ Химические свойства растворимых оснований (щелочей):

щелочь + кислота → соль + Н2О;

щелочь + кислотный оксид → соль + Н2О;

щелочь + амфотерный оксид → соль + Н2О;

щелочь + амфотерный гидроксид → соль + Н2О;

щелочь (р-р) + нормальная соль → новое основание + новая соль;

щелочь (р-р) + кислая соль (р-р) → нормальная соль + Н2О.

^ Способы получения щелочей:

щелочной или щелочноземельный металл + Н2О → щелочь + Н2 ↑;

оксид щелочного или щелочноземельного металла + Н2О → щелочь;

щелочь (р-р) + соль (р-р) → новая соль↓ + щелочь.


^ Химические свойства нерастворимых оснований:

нерастворимое основание + кислота (р-р) → соль + Н2О;

нерастворимое основание → основный оксид + Н2О (при t).

^ Способ получения нерастворимых оснований:

нормальная соль + щелочь (р-р)→ основание↓+ новая соль.


Химические свойства амфотерных гидроксидов:

амфотерный гидроксид + кислота → соль + Н2О:

Zn(OH)2+ 2HCl→ ZnCl2+ 2Н2О;

амфотерный гидроксид + тв. щелочь (при t) → нормальная соль и Н2О:

^ Zn(OH)2+ 2KOH → K2ZnO2+ 2Н2О (сплавление);

цинкат калия

Al(OH)3+ NaOH→ NaAlO2+ Н2О (при t);

(недостаток) метаалюминат натрия

Al(OH)3+ 3NaOH→ Na3AlO3+ 3Н2О (при t);

(избыток) ортоалюминат натрия

амфотерный гидроксид + щелочь (р-р) → комплексная соль (гидроксокомплекс):

Zn OH)2+ 2KOH → K2[Zn(OH)4];

тетрагидроксоцинкат калия

^ Al(OH)3+ NaOH → Na[Al(OH)4];

(недостаток) тетрагидроксоалюминат натрия

Al(OH)3+ 3NaOH → Na3 [Al(OH)6].

(избыток) гексагидроксоалюминат натрия

Способы получения амфотерных гидроксидов:

нормальная соль(р-р) + щелочь(р-р) → амфотерный гидроксид+новая соль.


^ Химические свойства кислот:

кислота + основание → соль + Н2О;

кислота + основный оксид → соль + Н2О;

кислота + амфотерный гидроксид → соль + Н2О;

кислота + амфотерный оксид → соль + Н2О;

кислота + основная соль → нормальная соль + Н2О;

кислота + нормальная соль → новая кислота + новая соль;

кислота + металл (активный) → соль + Н2↑.

^ Способы получения кислот:

неметалл (Cl2, S и др.) + Н2 → водородное соединение неметалла (при растворении в Н2О→ бескислородная кислота);

кислотный оксид (кроме SiO2) + Н2О → кислородсодержащая кислота;


^ Химические свойства солей:

нормальная соль (р-р) + щелочь (р-р) → новая соль+ новое основание;

нормальная соль + кислота→ новая соль + новая кислота;

соль(1) р-р + соль(2) р-р → соль (3) + соль (4);

соль(1) р-р+металл(1)→ соль(2) + металл(2) , (металл(1) активнее металла(2)).

^ Способы получения солей:

кислота + основание → соль + Н2О;

кислота + основный оксид → соль + Н2О;

основание + кислотный оксид → соль + Н2О;

основный оксид + кислотный оксид → соль;

соль(р-р) + щелочь(р-р) → соль + основание;

соль(1) + кислота(1) →соль(2) + кислота(2);

соль(1) + соль(2) → соль(3) + соль(4);

соль(1)р-р + металл(1)→ соль(2) + металл(2), (металл(1) активнее металла(2));

кислота (р-р) + металл (активный) → соль + Н2↑;

металл + неметалл → соль.

(При условии протекания реакций в растворах до конца (необратимо), т.е. при образовании осадка, выделении газа или Н2О).


Химические реакции. Классификация химических реакций


Химические реакции (химические явления) – это процессы, в результате которых из одних веществ обра­зуются другие, отличающиеся от исходных по составу или строению. При протекании химических реакций не происходит изменения чис­ла атомов того или иного элемента, взаимопревращения изотопов.

Классификация химических реакций многопланова, в ее основу могут быть положены различные признаки: число и состав реагентов и продуктов реакции, тепловой эффект, обратимость и др.


^ I. Классификация реакций по числу и составу

реагирующих веществ

А. Реакций, протекающие без изменения качественного состава вещества. Это многочисленные аллотропные превращения простых веществ (например, кислород ↔ озон (3О2↔2О3), белое олово ↔ серое олово); переход при изменении температуры не­которых твердых веществ из одного кристалли­ческого состояния в другое – полиморфные превращения (например, красные кристаллы иодида ртути (II) при на­гревании превращаются в вещество желтого цвета того же состава, при охлаждении протекает обратный процесс); реакции изомеризации (например, NH4OCN↔ (NH2)2CO) и др.

Б. Реакции, протекающие с изменением со­става реагирующих веществ.

Реакции соединения – это реакции, при которых из двух или бо­лее исходных веществ образуется одно новое сложное вещество. Исходные вещества могут быть как просты­ми, так и сложными, например:

4Р + 5О2 = 2Р2О5 ; 4NO2 + О2 + 2Н2О = 4HNO3 ; СаО+ Н2О =Са(ОН)2.

^ Реакции разложения – это реакции, при которых из одного исходного сложного вещества образуется два или более новых вещества. Вещества, образующиеся в реакциях такого типа мо­гут быть как простыми, так и сложными, например:

2HI = Н2 + I2; СаCO3=СаО+ CO2; (CuOH)2CO3 = CuO + H2O + CO2 .

^ Реакции замещения – это процессы, в которых атомы про­стого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе. Поскольку в реакциях замещения в качестве одного из реагентов обязательно участвует простое вещество, практически все превраще­ния такого типа являются окислительно-восстановительными, например:

Zn + H2SO4= H2 + ZnSO4 ; 2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3; H2S + Br2 = 2HBr + S.

^ Реакции обмена – это реакции, при которых два слож­ных вещества обмениваются своими составными частями. Реакции обмена могут протекать непосредственно между двумя ре­агентами без участия растворителя, например: H2SO4 + 2КОН = K2SO4 + 2Н2О ; SiО2(тв) + 4HF(г)=SiF4+ 2Н2О.

Реакции обмена, протекающие в растворах электролитов, называют реакциями ионного обмена. Такие реакции возможны лишь в том случае, если одно из образующихся веществ является слабым эле­ктролитом, выделяется из сферы реакции в виде газа или труднорас­творимого вещества (правило Бертолле):

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3, или Ag+ + Cl- = AgCl↓;

NH4Cl + КОН = KCl + NH3↑ + H2O, или NH4+ + OH- = H2O + NH3↑;

NaOH + HCl = NaCl + H2O, или Н+ + OH- = H2O.


^ II. Классификация реакций по тепловому эффекту

А. Реакции, протекающие с выделением тепловой энер­гии экзотермические реакции (+ Q).

Б. Реакции, протекающие с поглощением теплотыэндо­термические реакции (– Q).

Тепловым эффектом реакции называют количество теплоты, кото­рое выделяется или поглощается в результате химической реакции. Уравнение реакции, в котором указан ее тепловой эффект, называ­ют термохимическим. Значение теплового эффекта реакции удобно приводить в расчете на 1 моль одного из участников реакции, поэтому в термохимических уравнениях часто можно встретить дробные коэффициенты:

1/2N2(г) + 3/2Н2(г) = NH3(г) + 46,2 кДж /моль.

Экзотермическими являются все реакции горения, подавляющее большинство реакций окисления и соединения. Реакции разложения, как правило, требуют затрат энергии.


^ III. Классификация реакций по фазовому составу веществ

Фазой называют однородную по составу и свойствам часть системы, которая отделена от других фаз поверх­ностью (границей) раздела. По количеству фаз, которые образуют реагенты и продукты, все хи­мические реакции подразделяют на гомогенные и гетерогенные.

В гомогенных (однофазных) реакциях исходные вещества и продук­ты реакции находятся в одной фазе:

2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г);

СН4(г) + С12(г) = CH3Cl(г) + HCl (г);

NaOH(p-p) + HCl (p-p) = NaCl (p-p) + Н2О (ж);

Если хотя бы один из участников реакции (включая катализатор) на­ходится в иной фазе по сравнению со всеми остальными, реакцию на­зывают гетерогенной (многофазной):

Zn(к)+ HCl (p-p) = ZnCl2 (p-p) + Н2(г);

2SО2(г) + О2(г) ↔ 2SО3(г), катализатор V2O5 (тв);

Реакции в гетерогенных системах протекают на границе раздела фаз, поэтому на их скорость очень существенное влияние оказывает степень измельчения твердых веществ.


^ IV. Классификация химический реакций

по участию катализатора

А. Каталитические реакции – это реакции, которые протекают с участием катализаторов:

2SО2 + О2 ↔ 2SО3 , (катализатор V2O5 );

N2 + 3Н2 ↔ 2NH3 , (катализатор восстановленное Fe).

Б. Некаталитические реакции – это реакции, которые протекают без участия катализаторов:

ВaO+ СО2 = ВaСО3; 2NO + О2 = 2NO2;

Na24 + CaCl2= CaSО4↓ + 2NaCl.

^ V. Классификация реакций по обратимости

А. Необратимые химические реакции – реакции, продукты которых

не могут взаимодействовать с образованием исходных веществ, т.е. реакции, которые в данных условиях могут протекать только в одном направлении:

CaO+ СО2 = CaСО3 ; С + О2 = СО2;

Вa(OH)2 + H24 = ВaSО4 ↓ + 2Н2О;

Na2СО3 + 2HCl = 2NaCl + СО2↑+ Н2О.

Б. Обратимые химические реакции – реакции, которые протекают в данных условиях как в прямом, так обратном направлениях.

N2 + 3Н2 ↔ 2NH3.


^ VI. Классификация реакций по изменению

степеней окисления атомов

А. Реакции, протекающие без изменения степеней окисле­ния химических элементов. К данному типу относят реакции ионного обмена, многие реакции разложения и соединения (если среди исходных ве­ществ и продуктов реакции нет простых веществ):

СаСО3 = СаО + СО2 ; ВаО + Н2О = Ва(ОН)2;

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2О.

Б. Реакции, протекающие с изменением степеней окисле­ния химических элементов (окислительно-восстановительные реакции).

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II):

Zn(т) +CuSO4(р)=ZnSO4(p)+Cu(т)

электроны от атомов цинка переходят к ионам меди:

Zn0= Zn2++ 2e,

Cu2+ + 2e = Cu0 ,

или суммарно: Zn0 + Cu2+= Zn2+ + Cu0.

Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов – восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

Для удобства описания ОВР используют понятие степени окисления – величины, численно равной формальному заряду, который приобретает элемент, исходя из предположения, что все электроны каждой из его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения. Протекание ОВР сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем; вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.

Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами:

  1. степень окисления элемента в простом веществе равна нулю;

  2. алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;

  3. алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;

  4. отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность;

  5. максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д.И. Менделеева.

Ряд элементов в соединениях проявляют постоянную степень окисления:

  1. фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединениях имеет степень окисления –1;

  2. водород в соединениях проявляет степень окисления +1, кроме гидридов металлов (–1);

  3. металлы IA подгруппы во всех соединениях имеют степень окисления +1;

  4. металлы IIA подгруппы, а также цинк и кадмий во всех соединениях имеют степень окисления +2;

  5. степень окисления алюминия в соединениях +3;

  6. степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекулярных ионов: О2+, О2, О22, О3, а также фторидов OxF2.

Степени окисления атомов элементов в соединении записывают над символом данного элемента, указывая вначале знак степени окисления, а затем ее численное значение, например, K+1Mn+7O4-2, в отличие от заряда иона, который записывают справа, указывая вначале зарядовое число, а затем знак: Fe2+, SO42–.

Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов проявляются в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых – электронное строение элемента, его степень окисления в веществе, характер свойств других участников реакции.

Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной (положительной) степени окисления, например, K+1Mn+7O4-2, K2+1Cr+62O7-2, H+N+5O3-2, Pb+4O2-2, могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей.

Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, например, N-3H3, H2S-2, HI-1, могут только окисляться и выступать в качестве восстановителей.

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, например H+N+3O2, H2O2-1, S0, I20, Cr+3Cl3, Mn+4O2-2, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. В зависимости от партнера по реакции, такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны. Состав продуктов восстановления и окисления также зависит от многих факторов, в том числе среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу. Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов, в какие другие соединения переходят окислитель и восстановитель.

Классификация окислительно-восстановительных реакций. Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций.

1. Межмолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель – разные вещества: Zn0 +Cu+2SO4 =Zn+2SO4 +Cu0.

2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят окислительно-восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными: (N-3H4)2Cr+62O7= N20↑ + Cr+32O3 + 4H2O.

3. Реакции диспропорционирования могут происходить, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми (например, при повышенной температуре). Степень окисления этого элемента и повышается и понижается: 2H2O2-1= O02↑ + 2 H2O-2.

4. Реакции контрпропорционирования – это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент в разных степенях окисления. В результате продуктом окисления и продуктом восстановления является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента:

Na2S+4O3 + 2Na2S-2 + 6HCl = 3S0+ 6NaCl + 3H2O.

Существуют также реакции смешанного типа. Например, к внутримолекулярной реакции контрпропорционирования относится реакция разложения нитрата аммония: N-3H4 N+5O3 = N+12O + 2H2O.


Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций наиболее часто используют метод электронного баланса и метод электронно-ионных полуреакций.

Метод электронного баланса обычно используют для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих между газами, твердыми веществами и в расплавах. Последовательность операций следующая:

  1. Записывают формулы реагентов и продуктов реакции в молекулярном виде: FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + HCl;

  2. Определяют степени окисления атомов, меняющих ее в процессе реакции: Fe3+Cl3 + H2S-2 → Fe2+Cl2 + S0 + HCl;

  3. По изменению степеней окисления устанавливают число электронов, отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем; составляют электронный баланс с учетом принципа равенства числа отдаваемых и принимаемых электронов:

Fe+3 +1e = Fe+2∙2

S-2 – 2e = S0 ∙1

  1. Множители электронного баланса записывают в уравнение окислительно-восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты: 2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + HCl.

  2. Подбирают стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции: 2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl.

Метод электронно-ионных полуреакций применяют при составлении уравнений реакций, протекающих в водном растворе, а также реакций с участием веществ, в которых трудно определить степени окисления элементов. Согласно этому методу выделяют следующие главные этапы составления уравнения реакций:

  1. Записывают общую молекулярную схему процесса с указанием восстановителя, окислителя и среды, в которой протекает реакция (кислотная, нейтральная или щелочная). Например:

SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4(разб.) → ...

  1. Учитывая диссоциацию электролитов в водном растворе, данную схему представляют в виде молекулярно-ионного взаимодействия. Ионы, степени окисления атомов которых не изменяются, в схеме не указывают, за исключением ионов Н+ и ОН:

SO2 + Cr2O72– + H+ → ...

  1. Определяют степени окисления восстановителя и окислителя, а также продуктов их взаимодействия:

    окисление восстановителя:

    восстановление окислителя:

    S+4O2 → (S+6O4) 2–

    (Cr+62O7)2–→ 2Cr3+

  2. Записывают материальный баланс полуреакции окисления и восстановления:

    окисление восстановителя:

    восстановление окислителя:

    SO2+ 2H2O – 2e → SO42– + 4H+

    Cr2O72– + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O

  3. Суммируют полуреакции, учитывая принцип равенства отданных и принятых электронов:

SO2 + 2H2O – 2e = SO42–+ 4H+ ∙3

Cr2O72– + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2О ∙1

3SO2+ 6H2O + Cr2O72– + 14H+ = 3SO42– + 12H+ + 2Cr3+ + 7H2О

сокращая одноименные частицы, получают общее ионно-молекулярное уравнение:

3SO2+ Cr2O72–+ 2H+ = 3SO42–+ 2Cr3+ + H2О.

  1. Добавляют ионы, не участвовавшие в процессе окисления-восстановления, уравнивают их количества слева и справа, записывают молекулярное уравнение реакции:

3SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 (разб) = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

При составлении материального баланса полуреакций окисления и восстановления, когда изменяется число атомов кислорода, входящих в состав частиц окислителя и восстановителя, следует учитывать, что в водных растворах связывание или присоединение кислорода происходит с участием молекул воды и ионов среды.

В процессе окисления на один атом кислорода, присоединяющийся к частице восстановителя, в кислотной и нейтральной средах расходуется одна молекула воды и образуются два иона Н+; в щелочной среде расходуются два гидроксид-иона ОН и образуется одна молекула воды.

В процессе восстановления для связывания одного атома кислорода частицы окислителя в кислотной среде расходуются два иона Н+ и образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной средах расходуется одна молекула Н2О и образуются два иона ОН(табл.2).

Таблица 2

Баланс атомов кислорода

в окислительно-восстановительных реакциях

число атомов кислорода в исходных веществах

среда

кислая

нейтральная

щелочная

избыток

O2– + 2Н+→ Н2О

O2–+H2О→2OH

O2–+H2О→2OH

недостаток

Н2О→ O2– + 2Н+

Н2О→ O2– + 2Н+

2OH→O2–2О


При составлении уравнений следует учитывать, что окислитель (или восстановитель) могут расходоваться не только в основной окислительно-восстановительной реакции, но и при связывании образующихся продуктов реакции, т.е. выступать в роли среды и солеобразователя. Примером, когда роль среды играет окислитель, служит реакция окисления металла в азотной кислоте:

3Cu + 2HNO3(окислитель) + 6HNO3(среда) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

или 3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Примером, когда восстановитель является средой, в которой протекает реакция, служит реакция окисления соляной кислоты дихроматом калия: 6HCl(вос-тель) + K2Cr2O7 + 8HCl(среда) = 2CrCl3 + 3Cl2 +2KCl + 7H2O

или 14HCl + K2Cr2O7 = 2CrCl3 + 3Cl2 +2KCl + 7H2O.

При расчете количественных, массовых и объемных соотношений участников окислительно-восстановительных реакций, используют основные стехиометрические законы химии, и, в частности, закон эквивалентов, учитывая, что число эквивалентности окислителя равно числу электронов, которые принимает одна формульная единица окислителя, а число эквивалентности восстановителя равно числу электронов, которые отдает одна формульная единица восстановителя.


^ Примеры решения типовых задач


Задача 1. Запишите ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия водных растворов следующих соединений: а) NaOH и H2SO4; б) FeS и HCl; в) CuSO4 и Na2S; г) CH3COOH и KOH; д) CuSO4 и NaOH.

Решение:

1. Записываем уравнения соответствующих реакций (а, б, в, г, д) в виде молекул и расставляем коэффициенты.

2. Записываем эти же уравнения, но сильные электролиты пишем в форме ионов, а слабые электролиты, труднорастворимые соединения, газообразные вещества – в форме молекул.

3. Исключаем из левой и правой частей уравнений одинаковые ионы и получаем краткое ионное уравнение, выражающее сущность данной реакции.

4. Проверяем запись уравнения по равенству сумм электрических зарядов в левой и правой частях уравнения.

Ионообменные реакции могут протекать обратимо и необратимо. Равновесие, которое устанавливается при взаимодействии растворов электролитов, смещается в направлении образования труднорастворимого вещества, газа, слабого электролита, комплексного иона.

а) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O;

2Na+ + 2OH+ 2H++ SO42- = 2Na+ + SO42-+ H2O;

H+ + OH- = H2O.

б) FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑;

FeS+2H+ + 2Cl- = Fe2+ + 2Cl- + H2S↑;

FeS + 2H+ = Fe2++ H2S↑.

в) CuSO4 + Na2S = CuS↓+ Na2SO4;

Cu2+ + SO42- + 2Na+ + S2-= CuS↓+ 2Na+ + SO42-;

Cu2-+S2-=CuS↓.

г) CH3COOH + KOH = CH3COOK+H2O;

CH3COOH + K++OH- = CH3COO-+K++H2O;

CH3COOH + OH- = CH3COO- +H2O.

д) CuSO4 + 4NaOH = Na2[Cu(OH)4]+Na2SO4;

Cu2+ + SO42- + 4Na+ + 4OH- = 2Na+ + [Cu(OH)4]2-+ 2Na+ + SO42-;

Cu2+ + 4OH- = [Cu(OH)4]2-.

Задача 2. Запишите следующие ионно-молекулярные уравнения реакций в молекулярной форме:

а) 3Ca2++2PO43- =Ca3(PO4)2; б) Ba2++ SO42- = BaSO4;

в) CaCO3+2H+=Ca2++H2O+CO2; г) H++OH- = H2O;

д) Cu2++4NH4OH=[Cu(NH3)4]2++4H2O.

Решение: используя данные таблицы растворимости солей и оснований в воде, записываем уравнения соответствующих реакций в молекулярной форме:

а) 3Ca(NO3)2+2Na3PO4= Ca3(PO4)2↓+6NaNO3;

б) BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl;

в) CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO;

г) HCl + NaOH = NaCl + H2O;

д) CuSO4 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4]SO4+4H2O.

Если при смешении растворов электролитов не образуются осадки, газообразные вещества, слабые электролиты, то химическое взаимодействие не происходит, а в растворе находится лишь смесь ионов.

Задача 3. Определите степень окисления хлора в соединениях NaCl, NaClO, NaClO3, NaClO4 и объясните, какое из них является только окислителем, только восстановителем, а какие могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение: вычислим степень окисления хлора в этих соединениях, исходя из электронейтральности молекулы и зная, что степень окисления кислорода равна –2, а натрия +1:

+1 -1 +1 +1 -2 +1 +5 -2 +1 +7 -2

NaCl, NaClO, NaClO3, NaClO4.

Вещество выполняет только восстановительную функцию, то есть является безусловным восстановителем в том случае, когда его молекула содержит атом, находящийся в низшей степени окисления, и возможен только процесс отдачи электронов. Для неметаллов минимальное значение степени окисления соответствует числу электронов, недостающих до завершения внешнего энергетического уровня, со знаком «минус»: 8 – N, где N – номер группы периодической системы, в которой находится этот элемент. Для хлора минимальная степень окисления равна –1, поэтому это вещество может проявлять только восстановительные свойства за счет атома хлора.

Атом элемента в высшей степени окисления способен только присоединять электроны и является только окислителем. Максимальная степень окисления равна общему числу валентных электронов со знаком «+» или, в общем виде, «+N». Для хлора значение максимальной степени окисления соответствует +7. Поэтому NaClO4 может проявлять только окислительные свойства. Соединения NaClO3 и NaClO содержат атомы хлора в промежуточных степенях окисления (+5 и +1 соответственно), поэтому в зависимости от условий они могут проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства. Например:

NaCl+5O3+3H2SO3=NaCl-1+3H2SO4, (NaClO3 – окислитель);

NaCl+5O3+I2+H2O=NaCl+7O4+2HI, (NaClO3 – восстановитель).

Задача 4. С помощью метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции:

Cr2(SO4)3+Cl2+KOHK2CrO4+KCl+K2SO4+H2O.

Определите окислитель и восстановитель, запишите процессы окисления и восстановления.

Решение: определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав молекул реагирующих веществ; обратите внимание, что реакция протекает в щелочной среде (KOH).

Cr+32(S+6O-24)3+Cl02+K+1O-2H+1→ K+2Cr+6O-24+K+1Cl-1+K+12S+6O-24+H+12O-2.

Выпишем атомы элементов, изменивших свои степени окисления, и определим число отданных и присоединённых электронов:

2Сr+3 – 6 e → 2Cr+6 23 – процесс окисления, Сr+3 - восстановитель;

Cl02+ 2 e → 2Cl-1 61 – процесс восстановления, Cl02 – окислитель.

Полученные коэффициенты расставляем в уравнении перед соответствующими молекулами, а остальные коэффициенты подбираем обычным способом, исходя из равенства количества атомов в левой и правой частях. В последнюю очередь проверяем число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения:

Сr2(SO4)3+3Cl2+16KOH=2K2CrO4+6KCl+3K2SO4+8H2O.


Литература

  1. Глинка Н. Л. Общая химия. – М.: Химия, 2006. – 720 с.

  2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л. Химия, 1985. – 264 с.
  1   2   3   4   5   6   7   8   9



Похожие:

Общая химия iconЕР. Р. 01 Химия окружающей среды цели и задачи дисциплины
Курс «Химия окружающей среды» проводится после изучения систематических курсов общая и неорганическая химия, органическая химия,...
Общая химия icon1. Общая характеристика специальности 011000 Химия
Специальность утверждена приказом Министерства образования Российской Федерации от 02. 03. 2000 г. N 686
Общая химия iconГабриелян О. С химия. 8 класс
Габриэлян О. С, Яшукова А. В химия. 8 класс. Рабочая тетрадь к учебнику Габриеляна О. С. «Химия 8 класс». – М.: Дрофа, 2006
Общая химия iconИтак, общая методическая цель нашего шмо
Шмо естественно-гуманитарного цикла состоит из 6 человек, преподающих такие предметы как история, обществознание, география, биология...
Общая химия iconЕН. Ф. 04. 1 Общая химия цели и задачи дисциплины: Цель
Цель: получение студентами основ теоретических знаний по ключевым разделам общей химии и приобретение навыков выполнения лабораторных...
Общая химия iconДпп. Ф. 01 Общая и неорганическая химия
Цель: получение студентами основ теоретических знаний по ключевым разделам общей и неорганической химии и приобретение навыков выполнения...
Общая химия iconСтруктура «Ленты времени «Химия жизни» Лента времени «Химия жизни»
...
Общая химия iconУчебный план и график учебного процесса 020100. 68 Химия (Физическая химия)

Общая химия icon1 курса Дубровин С. Ю. спец. 020100. 68 «Химия» профиль «Коллоидная химия»

Общая химия iconДокументы
1. /+химия/химия 3.doc
Разместите кнопку на своём сайте:
Документы


База данных защищена авторским правом ©edu.znate.ru 2000-2013
При копировании материала обязательно указание активной ссылки открытой для индексации.
обратиться к администрации
Документы