Презентация на тему "Электролитическая диссоциация"

Включить эффекты
1 из 48
Смотреть похожие
Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5
0.0
0 оценок

Рецензии

Добавить свою рецензию

Аннотация к презентации

Презентация для школьников на тему "Электролитическая диссоциация" по химии. pptCloud.ru — удобный каталог с возможностью скачать powerpoint презентацию бесплатно.

  • Формат
    pptx (powerpoint)
  • Количество слайдов
    48
  • Слова
    химия
  • Конспект
    Отсутствует

Содержание

  • Слайд 1

    Химия Для студентов I курса специальностей: 2080165 — экология, 08040165 — товароведение и экспертиза товаров, 260800 — технология, конструирование изделий и материалы легкой промышленности ИИИБС, кафедра ЭПП к.х.н., доцент А. Н. Саверченко

  • Слайд 2

    Электролитическая диссоциация

  • Слайд 3

    Студент должен: 3 Знать: положения теории электролитической диссоциации электролитов и гидролиза солей Уметь: Составлять молекулярно-ионные уравнения диссоциации и гидролиза и определять реакцию среды

  • Слайд 4

    4 Электролитическая диссоциация- распад вещества на ионы в растворах полярных растворителей или в расплавах. Если вещество при растворении не подвергается диссоциации, то это неэлектролит. Если вещество в процессе расстворения распадается на ионы, то это электролит. В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул (процесс диссоциации обратим). Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации: α= Nдис/Nобщ=Сдис/Собщ, где N- число молекул; С- концентрация электролита в растворе.

  • Слайд 5

    5 По величине степени диссоциации электролиты делятся на две группы: 1) если α> 0,3 (30%), то такие электролиты называют сильными. К сильным электролитам относятся некоторые кислоты ( HCl , H2SO4,HNO3, HClO4, HBr, HI, HMnO4), щелочи (растворимые в воде основания щелочных и щелочноземельных металлов, такие как NaOH, KOH, Ca (OH)2, Ba (OH)2 и др.) и растворимые соли. В растворах сильные электролиты практически полностью распадаются на ионы (диссоциация сильных электролитов необратимая и одноступенчатая) : Al2(SO4)3→2Al3++3SO42-. Положительно заряженные ионы-катионы; отрицательно заряженные ионы-анионы; 2) если степень диссоциации электролита α<3%, то электролиты называются слабыми. К слабым электролитам относятся молекулы воды, гидроксида аммония, слабых кислот и оснований.

  • Слайд 6

    6 Диссоциация слабых электролитов- процесс обратимый и ступенчатый: СН3СООН<=>СН3СОО-+Н+, для него устанавливается состояние химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия- константой диссоциации. При составлении ионных уравнений реакций в виде ионовпишем сильные растворимые в воде электролиты; в виде молекул- осадки, газы, слабые электролиты, простые вещества. Условия протекания реакций ионного обмена: реакции ионного обмена протекают в водных растворах до конца (равновесие смещено в право) в том случае, если в результате реакции выделяется газ, образуется осадок или молекулы слабого электролита.

  • Слайд 7

    Свойства химических соединений в растворах определяются характером их диссоциации: HCl→H++Cl- (кислоты при диссоциации дают ионы H+); NaOH→Na+ +OH- (основания при диссоциации дают ионы OH- )‏ NaCl→ Na+ + Cl- ( соли при диссоциации дают катионы металлов и анионы кислотных остатков). Существуют электролиты, которые могут участвовать в химических реакциях как в роли основания, так и в роли кислоты. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся основания некоторых металлов: Zn(OH)2, Sn(OH)2, P(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3и некоторых других. Они способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями, образуя в качестве продуктов реакций соли: Al(OH)3 +3HCl→AlCl3+3H2O; Al(OH)3 + NaOH сплавление NaAlO2+ 2H2O;

  • Слайд 8

    8 Al(OH)3 + 3NaOHрастворNa3[Al(OH)6]; Sn(OH)2 +2HCl→SnCl2 + 2H2O; Sn(OH)2 +2NaOHсплавлениеNa2SnO2 + 2H2O Sn(OH)2 +2NaOHраствор Na2[Sn (OH)4]

  • Слайд 9

    Процесс ионизации воды протекает по уравнению: H2O <=>H++OH- +55,9 кДж/моль. В нейтральных растворах: СМ(H+)=СМ(OH- )=10-7 М (при 25 С)‏ Ионное произведение воды: СМ(H+)*СМ(OH- )=10-14 =Кв. Увеличение концентрации ионов H+ведет к уменьшению концентрации ионов OH- так, что их произведение остается неизменным. рН=-lg (СМ(H+)) или рН= -lg[H+] где lg- десятичный логарифм, показывает, в какую степень надо возвести 10, чтобы получить данное число. Нейтральная среда: рН=7. Кислая среда: рН<7. Щелочная среда: рН>7.

  • Слайд 10

    10 Кислотно-основные индикаторы-это вещества, меняющие окраску при изменении рН раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты или основания, молекулы и ионы которых имеют разную окраску. Индикатор Цвет Кислая среда Нейтральная среда Щелочная среда Метилоранж красный оранжевый желтый Фенолфталеин бесцветный бесцветный красный Лакмус красный фиолетовый синий

  • Слайд 11

    Пример 1.Составьте молекулярное уравнение реакций, если сокращенное ионное уравнение записывается в виде: а) Сl- + Ag+→ AgCl↓; б) ZnS↓ + 2H+→ Zn2++H2S; в) А1(ОН)3+ ЗОН-→[АlОН)6]3-. Решение. а) Сl-+ Ag+ → AgCl↓. Если в сокращенном ионном уравнении присутствуют ионы, значит, этот ион входил в состав сильного растворимого в воде электролита (например, Cl- -в состав НСl; NaCl, но не РbСl2). Выбирая электролиты таким образом, можно составить одно из возможных молекулярных уравнений; например: NaCl + AgNO3→ AgCl↓ + NaNO3 Выбранные нами молекулы должны образовывать только один осадок, вторая соль должна быть растворима в воде, так как ионов, образующих ее, нет в сокращенном ионном уравнении.

  • Слайд 12

    12 б) ZnS↓+ 2Н+ →Zn2+ + H2S. Кислота - сильный электролит, должна образовывать с ионом цинка рас­творимую соль (например, ZnCl2): ZnSi + 2HCl->ZnCl2+H2S. в)Аl(ОН)3↓ + ЗОН- →[Аl(ОН)6]3-. Гидроксид алюминия - амфотерный электролит, растворяется в сильных щелочах: Аl(ОН)3↓+ ЗКОН → К3[Аl(ОН)6].

  • Слайд 13

    13 Пример 2.Вычислите рН 0,1 М раствора соляной кислоты (α = 100%). Решение. Если α = 100%, то диссоциация электролита полная (в растворе он полностью распадается на ионы): НС1 → Н+ + Сl - Концентрация ионов водорода равна исходной концентрации кислоты: СH+ = См(НСl) = 0,1 М; рН = - lg[H+] = - lg(10-1) = 1.

  • Слайд 14

    14 Пример 3. Вычислите рН 0,01 М раствора гидроксида натрия ( α= 100%). Решение. NaOH → Na++ ОН- СOH- = CM (NaOH) = 0.001 моль/л; [H+][ОН-]= 10-14, [H+]=10-14 /10-3=10-11(моль/л); рН= 11.

  • Слайд 15

    1.Запишите уравнение реакций в ионном (полном и сокращенном) виде: a)Cu(NO3)2+KOH→ ...; д) HN03 + Ва(ОН)2→..; б) FeS04 + Na2S →...; е) NH4NO3 + H2S04 →...; в) Na2C03 + HNO3 →...; ж) NaN02 + H3P04 →...; г) MnS↓ + HCI → ...; з) Zn(OH)2 + NaOH →.... 15`

  • Слайд 16

    16 2. Можно ли приготовить растворы, содержащие одновременно следующие вещества: а)Na2СO3 и НС1; г) NH4NO3 и NaOH; б) AgNO3 и СuС12; д) MgCl2 и HNO3? в) ZnCl2 и Ba(N03)2; 3. Можно ли приготовить растворы, содержащие одновременно следующиеионы: а) Zn2+; А13+; Сl-; NO3-; г) Ba2+;Cu2+; NO3- ; Cl-; б) Na+; Ag+; SO42-; NO3-; д) Ba2+; Na+; Сl-; OH-? в) H+; K+; CO32-; SO42-;

  • Слайд 17

    17 4. Составьте молекулярное уравнение реакций, если сокращенное ионное уравнение записывается в виде: а) Cu2+ + 2S3- →CuS; б) Н+ + ОН- → Н20; в) Zn2++ 4 ОН- → [Zn(OH)4]2- 5.Вычислите рН 0,0001 М раствора азотной кислоты (диссоциацию электролита считать полной).

  • Слайд 18

    18 6.Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,01 М растворе гидроксида аммония NH4OH, если степень диссоциации составляет 0,2%. 7.Определите концентрацию гидроксид-ионов в растворе с рН = 8.

  • Слайд 19

    19 ИОННЫЕ ПРОЦЕССЫ

  • Слайд 20

    20 Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменение зарядов ионов, входящих в соединение, называются обменными реакциями. Например: имеются два электролита КА и К1А1 (К и К1 – катионы, А и А1 – анионы), между которыми в растворе устанавливается равновесие: КА+К1А1 ↔ КА1+ К1А Известно, что равновесие в ионно-обменных реакциях в растворах смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений. Направление реакций ионного обмена между двумя электролитами в растворе определяется возможностью образования между их ионами малорастворимого, малодиссоциированого, а также газообразного соединения.

  • Слайд 21

    21 При выводе ионно-молекулярных уравнений необходимо придерживаться следующей формы записи: а) сильные электролиты следует писать в виде отдельных составляющих их ионов, либо именно в таком состоянии они находятся в растворе; б) слабые электролиты, газы, а также малорастворимые соединения следует условно писать в виде молекул, независимо от того, являются они исходными веществами или продуктами. Например: Реакция, идущая с образованием осадка: АgNО3+ NaCI = AgCI + NaNO3– молекулярное уравнение Аg ++ CI-=AgCI – ионное уравнение

  • Слайд 22

    22 Образование комплексного иона: HgJ2 + 2KJ = K2HJ4 HgJ2 + 2K+ +2J-=2K+ + HgJ42- HgJ2+ 2J-= HgJ42- Образование слабых электролитов: а) образование воды NaOH + HCI = H2O + НСI OH-+H+ = H2O; б) Образование слабого основания: NH4CI + NaOH = NaCI + NH4OH NH4+ +OH- =NH4OH;

  • Слайд 23

    23 в) Образование слабой кислоты: 2CH3COONa + H2SO2= 2CH3COOH + Na 2SO4 2CH3COO- + 2H+ =2CH3COOH г)Образование газов: Na2S +2HCI = 2NaCI+ H2S S2- + 2H+ = H2S

  • Слайд 24

    Абсолютно нерастворимых веществ нет. В насыщенном растворе малорастворимого электролита, например BaSO4, находящегося в соприкосновении с твердой фазой, непрерывно протекают два противоположных процесса. В состоянии равновесия, когда оба процесса протекают с одинаковой скоростью, образовавшаяся гетерогенная система определяется выражением: растворение BaSO4 Ba2+ +SO42- осадок кристаллизация Переход ионов в раствор и обратный процесс внедрения ионов в кристаллическую структуру твердого вещества происходят лишь на его поверхности.

  • Слайд 25

    25 В таком случае, на основании закона действия масс, состояние равновесия зависит только от произведения концентрации ионов, которое для данного малорастворимого электролита является величиной постоянной. Произведение концентрации ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита представляет собой величину постоянную при данной температуре и называется произведением растворимости (ПР). Для сульфата бария эта величина определяется выражением: К = Ва2+∙SO42- = ПРВaSO4 и составляет 1,1∙ 10-10 при 250С. Чем больше величина ПР, тем больше растворимость.

  • Слайд 26

    26 Из понятия ПР вытекает условие образования осадков: труднорастворимый электролит выпадает в осадок, когда произведение концентраций его ионов в растворе становится больше величины ПР. Это будет достигнуто прибавлением избытка электролита, содержащего одноимённые ионы. Растворение осадка будет происходить тогда, когда произведение концентрации его ионов в растворе станет меньше величины ПР. Этого можно добиться, связывая один из ионов, посылаемых осадком в раствор.

  • Слайд 27

    27 Пример 1. Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ: a) HCI и NaOH; б) Pb(NO3)2 и Na2S;в) NaСIO и HNO3; г) К2СО3 и H2SO4; д) СН3СООН и NaOH. Решение.Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде: а)HCI+NaOH=NaCI+Н2О б) Pb(NO3)2 + Na2S= PbS+2NaNO3 в)NaCIO + HNO3 = NaNO3 + HCIO г)K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O д)CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O Отметим, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате происходит связывание ионов с образованием слабых электролитов (Н2О, НIO) , осадка (РЬS), газа (СО2).

  • Слайд 28

    28 В реакции (д) два слабых электролита, но так как. реакции идут в сторонубольшего связывания ионови вода – более слабый электролит, чем уксусная кислота, то равновесие реакции смещено в сторону образования воды. Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства a) Na+ и СI‾ б) Na+ и NO‾3; в) Na+ и NO‾3; г) К+ и SO2-4; д) Na+, получим ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций: а) Н++ОН¯ = Н2О б) Pb2+ + S2¯= PbS в) СIO¯+ Н+ = НСIO г) СО32¯ +2Н+ = СО2 + Н2О д) СН3СООН + ОН¯= СН3СОО¯ + Н2О

  • Слайд 29

    29 Пример 2.Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения: a) SО32¯ +2Н+ = SО2 + Н2О б) РЬ2+ + CrO2-4= PbCrO4 в) НСО-3 + ОН-= СО32- + Н2О г) ZnОН++Н+ = Zn2+ + Н2О Решение.В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов.

  • Слайд 30

    30 Например: а) Na2SO3 + 2HCI =2NaCI + SO2 + Н2О б)Pb(NO3)2+K2CrO4=PbCrO4+2KNO3 в) КНСО3 + КОН = К2СО3 + Н2О г) ZnOHCI + HCI=ZnCI2 +H2O

  • Слайд 31

    31 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

  • Слайд 32

    32 Гидролиз солей- это обменные реакции ионов соли и молекул воды, приводящие к образованию ионов или молекул слабых электролитов. Гидролизу подвергаются ионы- остатки слабых кислот и слабых оснований В процессе гидролиза изменяются концентрации ионов Н+ и ОН+ в растворе (рН среды). Гидролиз- процесс ступенчатый, в обычных условиях протекает только по первой ступени. На каждой ступени гидролиза на один ион соли, участвующий в процессе, приходится одна молекула воды.

  • Слайд 33

    33 Гидролиз- процесс обратимый, его равновесие сильно смещено влево, в сторону исходных веществ. Равновесие реакции гидролиза подчиняется принципу Ле Шателье (смещение химического равновесия). Гидролиз усиливается при нагревании и разбавлении раствора соли. Нерастворимые в воде соли гидролизу практически не подвергаются. Гидролиз солей, которые полностью разлагаются водой (в таблице растворимости для такой соли стоит прочерк), идет необратимо и до конца.

  • Слайд 34

    34 Примеры решения задач Пример 1. запишите уравнения реакций гидролиза следующих солей и определите реакцию среды (нейтральная, кислая, щелочная): а) NaNO3; б) Na2C2O4; Fe(NO3) 2 ;г) (NH 4) 2CO3 ;FeS; е)Fe2S3. Решение. а) NaNO3+Н2О. Запишем уравнение диссоциации соли и определим силу кислоты и основания, образующих данную соль: NaNO3→Na++NO3- NaOH HNO3 сильное сильная основание кислота В составе соли нет ионов-остатков слабых кислот или слабых оснований. Гидролиз такой соли не идет, реакция среды не изменяется NaNO3+Н2О≠. Среда нейтральная, рН=7.

  • Слайд 35

    б) Na2C2O4+Н2О. Na2C2O4→2Na++C2O42- NaOH H2C2O4 сильное слабая основание кислота В гидролизе участвует анион слабой кислоты, который реагирует с одной молекулой, присоединяя один ион водорода. + - C2O42-+Н ОН ⇄НC2O4- +ОН- (уравнение реакции гидролиза в сокращенной ионной форме)‏ (Нельзя писать C2O42-+2НОН ⇄НC2O4- +2ОН-, так как на каждой ступени гидролиза участвует только одна молекула воды.)‏

  • Слайд 36

    36 Так как ионы Na+ не принимают участия в гидролизе, то они присутствуют в неизменной форме в левой и правой частях уравнения: + - 2 Na+ +C2O42-+Н ОН ⇄НC2O4- +ОН-+2 Na+ (полное ионное уравнение реакции гидролиза)‏ Для того чтобы записать уравнение реакции гидролиза в молекулярной форме, объединим ионы в молекулы в соответствии с их зарядами: Na2C2O4+НОН ⇄ NaНC2O4+NaОН (уравнение гидролиза в молекулярной форме)‏ Из сокращенного ионного уравнения гидролиза видно, что в растворе накапливаются ионы ОН-, т.е. среда щелочная, рН>7.

  • Слайд 37

    37 Если опустить все рассуждения, уравнение реакции гидролиза Na2C2O4 можно записать следующим образом: Na2C2O4+НОН ⇄; C2O42--ион слабой кислоты, гидролиз по аниону; C2O42-+Н ОН ⇄НC2O4- +ОН-(щелочная среда, рН>7); 2 Na+ +C2O42-+Н ОН ⇄НC2O4- +ОН-+2 Na+ ; Na2C2O4+НОН ⇄ NaНC2O4+NaОН ;

  • Слайд 38

    38 в) Fe(NO3)2 + H2O. Fe(NO3)2→Fe2++2NO3- Fe(OH)2 HNO3 слабое сильная основание кислота В гидролизе принимает участие ион Fe2+, который связывает ион ОН- из воды; + - гидролиз по катиону: Fe2++Н ОН⇄FeOH++Н+ (кислая среда, рН>7); + - 2NO3- +Fe2++ Н ОН⇄FeOH+ + 2NO3- + Н+ Fe(NO3)2 + НОН⇄ FeОНNO3+ HNO3

  • Слайд 39

    39 г) (NH4) 2CO3+H2O (NH4) 2CO3→ 2NH4+ +2CO3 – NH4 OHH2 CO3 слабое слабая основание кислота Гидролиз такой соли идет одновременно и по катиону, и по аниону: + - 2NH4+ +CO32–+ Н ОН⇄НCO3 –+ NH4 OH+ NH4+; + - (NH4)2C03+ НОН ⇄NH4HCO3 + NH4OH;

  • Слайд 40

    40 (Так как в молекуле воды только один ион ОН-, то на первой ступени гидролиза связывается только один ион NH4+)‏ В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением. Так как в процессе гидролиза (NH4)2CO3 не образуется свободных ионов Н+ и ОН-, а только молекулы или ионы слабых кислот и оснований (в данном случае - NH4OH и НСОз-), то реакция среды близка к нейтральной и определяется более точно силой образовавшихся кислоты и основания.

  • Слайд 41

    41 д) FeS + Н20. Так как FeS в воде нерастворима, гидролиз ее не идет. FeS + Н20 ≠ . e)Fe2S3 + H20. В таблице растворимости для соли Fe2S3 стоит прочерк, это значит, что гидролиз соли идет необратимо и до конца, до образования соответствующих основания и кислоты: Fe2S3 + 6Н20 = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑. (соль полностью разлагается водой)‏

  • Слайд 42

    42 Пример .Запишите уравнения реакций гидролиза следующих солей: a) A12(S04)3; б) CuSO4 Решение. a)Al2(S04)3+H20. Al2(SO4)3→ 2Al3++2S042- Al(OH)3H2SO4 слабое сильная основание кислота Гидролиз соли идет по катиону: Аl3++ НОН ↔ АlOН2++ Н+ Так как в состав молекулы сульфата алюминия входят два иона Аl , а сокращенное ионное уравнение записано для одного иона, то при составлении полного ионного уравнения сокращенное ионное уравнение надо удвоить (умножить на 2).

  • Слайд 43

    43 2А13++ 2НОН ↔2А1OН2+ + 2Н+ ( сокращенное ионное уравнение); 3S042-+2A13++2H0H ↔2Al0H2++2H++3SO42- (полное ионное уравнение); Al2(SO4)3+2Н20 ↔ 2A10HS04 +H2S04 (молекулярное уравнение). 6)CuS04+H20. CuS04 →Cu2++S042- Си(ОН)2 H2SO4 слабое сильная основание кислота Гидролиз по катиону: Си 2++ НОН ↔СuОН++ Н+ (сокращенное ионное уравнение); S042-+Cu2+ +HOH ↔ CuOH+ +Н+ + S042-(полное ионное уравнение).

  • Слайд 44

    44 В правой части полного ионного уравнения присутствуют 2 катиона (СиОН+ и Н+) и только один анион (S042-). Объединить их в одну молекулу не­возможно, так как в состав одной молекулы не могут входить одновременно ионы Н+ и ОН- .Для того чтобы составить молекулярное уравнение гидролиза сульфата меди, удвоим полное ионное уравнение (это не противоречит утверждению о том, что на один ион, участвующий в гидролизе, приходится только одна молекула воды): 2S042-+ 2Cu2++ 2НОН ↔ 2CuOH ++ 2Н++ 2S042-; 2CuS04+2HOH↔ (CuOH)2S04+H2S04 (молекулярное уравнение).

  • Слайд 45

    45 Пример .Запишите уравнения реакций, которые происходят при смешивании водных растворов Na2S и АlСl3. Решение. При смешивании водных растворов сульфида натрия и хлорида алюминия идет реакция обмена: 3Na2S + 2АlСl3 = Al2S3 + 6NaCl. Как указано в таблице растворимости, образовавшийся сульфид алюминия не существует в водных растворах (подвергается полному и необратимому гидролизу): Al2S3 + 6Н20 = 2Аl(ОН)3↓+ 3H2S↑ Так как оба процесса идут одновременно, можно записать суммарное уравнение реакции: 3Na2S + 2 AlCl3 + 6Н2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NaCl (взаимный гидролиз)‏

  • Слайд 46

    1. Запишите уравнения реакций гидролиза следующих солей и определите реакцию среды: NaNO3; б) NH4CI; в) K2SO4; г) СuСl2; д) CuS; e) А12(СO3)3 ж) K2S; з) CH4COONH4; и) Na2S; к) (NH4)2S. 2. Запишите уравнения реакций гидролиза следующих солей: a) FeSO4; б) Cr2(SO4)3; в) CaS; г) Fe2(SO4)3 (первую и вторую ступени гидролиза). 3. Какие вещества можно добавить к водным растворам солей, чтобы уменьшить их гидролиз: a) FeCl3, б) Na2CO3?

  • Слайд 47

    47 4. Запишите уравнения реакций, которые происходят при смешивании водных растворов К2СОз и Сr(NО3)3 5. При обработке 238 г смеси сульфида железа (II) и сульфида алюминия водой выделилось 67,2 л газа (н. у.). Определите массовую долю сульфида железа (II) в смеси. Растворимостью газа в воде пренебречь.

  • Слайд 48

    48 Рекомендуемая литература Коровин Николай Васильевич. Общая химия: Учебник. - 2-е изд., испр. и доп. - М.: Высш. шк., 2000. - 558с.: ил. Павлов Н.Н. Общая и неорганическая химия: Учеб. для вузов. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2002. – 448 с.: ил. Ахметов Наиль Сибгатович. Общая и неорганическая химия: Учебник для студ. химико-технологических спец. вузов / Н.С.Ахметов. - 4-е изд., исп. - М.:Высш. шк.: Академия, 2001. - 743с.: ил. Глинка Николай Леонидович. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Н.Л.Глинка; Ермаков Л.И (ред.) – 29–е изд.; исп. – М.: Интеграл Пресс, 2002 – 727с.: ил. Писаренко А.П., Хавин З.Я. Курс органической химии – М.: Высшая школа,1975,1985. Альбицкая В.М., Серкова В.И. Задачи и упражнения по органической химии. – М.: Высш. шк., 1983. Грандберг И.И. Органическая химия – М.: Дрофа, 2001. Петров А.А., Бальян Х.В., Трощенко А.Т. Органическая химия М.: Высш. Шк., 1981 Иванов В.Г., Гева О.Н., Гаверова Ю.Г. Практикум по органической химии – М.: Академия., 2000.

Посмотреть все слайды

Предложить улучшение Сообщить об ошибке