Новости

Химия методичка

Работа добавлена:






Химия методичка на http://mirrorref.ru

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

Институт транспорта

Кафедра ОиСХ

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

к контрольным заданиям по дисциплине «Химия»

для студентов нехимических специальностей

заочной формы обучения

частьII

Тюмень 2003

Утверждено редакционно-издательским советом

Тюменского государственного нефтегазового университета

Составители: доцент к. х. н. Андрианова Л. И.

                       доцент к. х. н. Пнёва А. П.

   доцент, к. х. н., Обухов В. М.

©Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

2003 г.

РАСТВОРЫ

Способы выражения концентрации раствора

Растворы имеют важное значение в жизни и практической деятельности человека. Производства, в основе которых лежат химические процессы, обычно связаны с использованием растворов.Растворомназывается твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких приделах. Наиболее важный вид растворов – жидкие растворы.

Всякий раствор состоит израстворенных веществ ирастворителя, т.е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов. Обычно растворителями считают тот компонент, который в чистом виде существует в таком же агрегатном состоянии, что и полученный раствор. Растворение является обратимым процессом. Когда скорость растворения кристаллического вещества, становится равной обратному процессу, процессу кристаллизации, наступает динамическое равновесие, при котором в единицу времени столько же молекул растворяется, сколько и выделяется из раствора. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называетсянасыщенным раствором.Насыщенными растворами приходится пользоваться сравнительно редко. В большинстве случаев употребляют растворы ненасыщенные, т.е. с меньшей концентрацией растворенного вещества, чем в насыщенном растворе.

Концентрация раствора – это количество вещества, заключенного в определенном весовом или объемном количестве раствора или растворителя.

Существуют различные способы выражения концентраций растворов:

1)массовая доля растворенного вещества илипроцентная концентрация показывает число граммов растворенного вещества в 100 граммах раствора.

Еслиg1 – масса растворенного вещества,g2 – масса раствора, то процентная концентрацияА равна:

      (1)

Например, растворено 80,8 г. уксусной кислоты СН3СООН в 1 л. раствора и полученный раствор имеет плотность 1,0097 г/см3. Рассчитаем процентную концентрацию.

Масса раствора равнаg =V*d,V – объем раствора,d – его плотность, т. е.g =  1000 см3*1,0097 г/см3 = 1009,7 г, тогда

2) в химии часто используютсяобъемные концентрации, поскольку жидкие растворы удобно измерять по объему, а не по весу.

Рассмотриммолярную концентрациюС (моль/л).                    Она показывает число грамм-молей растворенного вещества в 1 литре раствора.

Например, пересчитаем концентрацию А соляной кислоты в молярную концентрацию

,      (2)

где М – молекулярный вес растворённого веществаHCI (36,5 г/моль). Тогда  моль/л.

3)моляльная концентрация – это число молей, растворённого вещества в 1000 г, растворителя.

Например, вес раствора объёмом 1 л равен 1185 г, в этом количестве раствора содержится:

100 г   – 37,27 гHCI

1185 г –X

г.

4)нормальнаяконцентрация (нормальность) означает число грамм-эквивалентов вещества, содержащихся в 1 л раствора.

Эквивалентом элементов называется число, которое показывает, сколько весовых частей элемента соединяется с 8 весовыми частями кислорода или с 1 весовой частью водорода или замещает те же количества водорода или кислорода в их соединениях при химических превращениях.

Теперь можно сформулировать закон эквивалентов: элементы соединяются между собой и замещают друг друга в количествах, пропорциональных их эквивалентам, т.е.

     (3)

гдеgА иgВ – массы взаимодействующих элементов А и В, ЭАи ЭВ – эквиваленты элементов А и В. отсюда следует, что эквивалент водорода ЭН, а эквивалент кислорода Э0 = 8.

Эквиваленты других элементов можно определить по составу их соединений с другим элементом, эквивалент которого известен.

Грамм-эквивалентом называется число граммов вещества, равное по своей величине его эквиваленту.

Эквивалент элемента можно посчитать, разделив атомную массу М на валентность элемента :

     (4)

Если элемент имеет несколько соединений с разными валентностями, то его эквиваленты также различны, но относятся между собой как целые числа. Особенно широко применяется закон эквивалентов в аналитической химии.

ПустьV1 – объем одного раствора, мл.,

V2 – объем второго раствора, мл.,

N1 – нормальность первого раствора,г – экв./л,

N2 – нормальность второго раствора,г – экв./л,тогдаV1*N1=V2*N2                                                       (5)

Уравнение (5) лежит в основе всех расчетов в объемном аналитическом анализе.

Для соединений эквивалент вычисляется на основании химической реакции, у которой это соединение участвует.

Например, для реакции:

.

Для реакции:

.

Наконец, для реакции:

.

Следовательно, эквивалент кислоты равен её молекулярному весу, делённому на основность кислоты, т.е. на количество замещённых атомов водорода. Аналогично для оснований эквивалент равен молекулярному весу, делённому на основность (число диссоциирующих гидроксильных групп).

Эквивалент соли равен её молекулярному весу, делённому на произведение валентности металла на число атомов этого металла в молекуле.

Например, молекулярный вес  равен 263 , число атомов магния равно 3, тогда эквивалент соли в реакции обмена равен:

,

гдеZ=2 – валентность магния в соли.

В окислительно-восстановительном процессе участвуют и окислители, и восстановители.

Окислительным эквивалентом называется количество окислителя, приходящееся на один электрон, отдаваемым восстановителем в данной реакции. Оба эти эквивалента рассчитываются по формуле:

,      (6)

где М – молекулярный вес окислителя или восстановителя,Z – число электронов.

Например, для реакции

окислитель:

восстановитель:

Расчёт нормальности можно проводить по формуле, аналогичной формуле (2), только вместо молекулярного веса следует взять эквивалентный вес:

,      (7)

где  - эквивалентный вес растворённого вещества. Для хлороводородной кислоты ==36,5 г-экв, поэтомуN=12?1 г-экв/л.

5)Мольная доляNi растворенного вещества,i – это число молей компонента на 1 моль раствора.

Эта концентрация наиболее удобна в теоретических уравнениях. Рассмотрим пример с соляной кислотой, концентрация которой 37,27%. Число молей растворенного вещества:

.

Число молей растворителя:

.

Мольная доля кислоты:

Мольная доля в этом растворе 1,0-0,23 = 0,77.

Вычисления при приготовлении и разбавлении растворов.

Рассмотрим типичные расчеты при приготовлении рабочих растворов.

1. Приготовление раствора нужной нормальностиN в количествеV мл. Пустьg – навеска исходного вещества в граммах. Следует отвесить:

г,                                                 (8)

где Э – эквивалент вещества.

2. Приготовление рабочего раствора кислот и щелочей из концентрированных растворов.

Сколько мл. концентрированного раствора азотной кислоты удельного веса 1,400 потребуется для приготовления 500 мл, 1н.раствора ?

Решение: Рассчитываем вес кислоты по формуле (8):

.

Находим по таблице процентное содержание НNO3 удельного веса 1,400 г/см3. Оно равно 66,97%

Далее расчет производится по пропорции:

                               100 г р-ра – 66,97 гHNO3

                       Х       - 3,15 гHNO3;

Можно этот же расчет производить по формуле:

,    (9)

гдеV(HNO3) – нужное количество мл.  концентрированной кислоты,d- ее плотность, А – процентная концентрация кислоты,V- объем приготовляемого раствора, мл.

3. При разбавлении растворов меняется его объем и концентрация, но общее количество грамм- эквивалентов остается постоянным. Следовательно, при  разбавлении можно использовать уравнение (5).

Например, до какого объема нужно разбавить 100мл 2н. РаствораHNO3, чтобы  концентрация кислоты стала равной 0,4н.

Решение:

V1N1=V2N2

V10,4= 100*2

V1 = 500 мл.

Т.е. нужно к раствору прилить 400 мл.H2O

4. Смешивание растворов. Чтобы вычислить соотношения, в которых следует взять два раствора известных  концентраций, пользуются правилом “креста”. По этому правилу в центре пишут ту концентрацию, которую требуется получить (в%).

У концов линий слева пишутся концентрации исходных растворов, большая- сверху, меньшая- снизу. У концов  линий креста  справа пишут разность между концентрациями исходных растворов и требуемого раствора (разность меньшей концентрации и требуемой – вверху). Эта разность показывает, сколько следует взять весовых частей раствора большей концентрации. Разность большей концентрации и требуемой записывается справа внизу  и показывает, сколько нужно взять раствора меньшей концентрации.

Пример1. В каком соотношении следует смешать 80%-ный растворHCI с 10%, чтобы получить 30%-ный раствор?

Решение: По правилу «креста» находим

  1. 20

           30                     30-10=20

10                     50        80-30=50

следовательно, надо взять 20 весовых частей 80%-го раствора и прибавить к нему 50 весовых частей 10%-го раствора.

Пример2. Какие количества 80%-го  и 20%-го растворовHNO3

Нужно взять, чтобы приготовить 1500г. 40%-го раствора?

Решение: Находим по правилу «креста» соотношение весовых частей:

  1. 20

            40

  1. 40

Следовательно соотношение весовых частейgА:gB= 20: 40. Количество 80%-го раствора определяется из соотношения:

,

а количество 20%-го раствора можно найти из соотношения:

Пример3. Несколько иначе выглядит расчет разбавления или  увеличения концентрации имеющегося раствора. Пусть требуется рассчитать, сколько 80%-ой серной кислоты надо добавить к 500г. 20%-ой кислоты, чтобы получить  60% раствор?

Решение: по правилу «креста»

80                      40

            60

20                      20

т.е. на 20г. 20%-го  раствора следует взять 40г. 80%-го раствора. Далее находим то количество 80%-ой кислоты, которое нужно добавить к 500г  слабой кислоты, составив пропорцию:

20   -   40

500   -X

.

Пример 4. При приготовлении определенных объемов растворов необходимо учитывать плотность, чтобы переводить объемные единицы измерений в весовые.

Какие количества 10%-го и 80%-го растворов азотной кислоты нужно смешать, чтобы получить 1л 60%-го раствора?

Решение: по правилу креста

  1. 50

                  60

  1. 20

т.е. исходные растворы кислот нужно смешивать в соотношении 20:50.

По справочнику находим, что плотность 60%-го раствораHNO3 составляет 1,365, поэтому 1л нужного нам раствора весит 1365г. Это количество раствора нужно разделить на две части в соотношении 20:50. Составляем пропорции:

Из 20г 10%-го раствора получим 20+50г р-ра

Из Х г------------------------------------1365г р-ра

.

т.е. нужно взять 390г 10%-го раствора.

Аналогично: из 50г 80%-го раствора----------------70г

                  Х--------------------------------------1365г

.

Для удобства пересчитывают эти количества в объеме на единицы. Для 10%-го раствораHNO3 плотность равна 1,455, поэтому объем раствора, необходимый для смешивания будет равен:

Для 60% -го раствора плотность равна 1,455, поэтому объем раствора равен:

.

Пример 5. При решении задач на разбавление растворов чистым растворителем нужно второй раствор в правиле «креста»  считать за раствор с концентрацией 0.

Сколько воды следует добавить к 100г 40%-ой  щелочи натрия, чтобы получить 5%-ый раствор?

Решение: по правилу «креста»

  1. 5

            5

0                     35

т.е. ,

далее определяем количество воды, которое нужно смешать со 100г щелочи:

5   -   35

100   -X

Пример 6. При решении задач на смешивание растворов, концентрации которых выражены в молях или нормальностях, моляльностях, также можно применять правило «креста».

Сколько нужно взять 0,2М и 1М растворов, чтобы приготовить 1000мл 0,4м раствора?

Решение: по правилу «креста»:

  1. 0,2

          0,4

0,2                0,6

, тогда

,

.

Пример 7.Сколько воды нужно добавить к 1000мл. 1,15н раствораNaOH, чтобы  получить 1,0Н раствор?

Решение: по правилу «креста»

1,15                 1                                 1        -       0,15

            1                                            1000  -X

0                 0,15

.

Пример 8. Сколько воды и серной кислоты, удельного веса 1,82 г/см3 следует взять  для приготовления 5л 2Н раствора?

Решение: Пересчитаем концентрацию серной кислоты на нормальность. По справочнику находим, что если плотностьH2SO4 равна 1,82, то она содержит 91,11г.H2SO4  в 100г раствора.

                  В 100г раствора  - 91,11г

                  В  1820г (1литр)  - Х

ЭквивалентH2SO4 = 49, поэтому нормальность будет  равна:

Далее  применяем правила «креста»:

33,8                      2                     .

               2

0                      31,8

т.е. отношение объемов

Из 1 литраH2SO4 плотностью 1,82 получается (15,9+1)л. раствора.            Из Х – 5л. р-ра.

Из 15,9л.H2O получится 16,9л. 2Н р-ра

Из Хл.H2O -----------5л. 2Н р-ра.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

  1. Сколько граммовNH4CI потребуется , чтобы приготовить 1,6кг.10%-го раствора?
  2. В 300г раствора содержится 10% безводной соды. Сколько десятиводного карбоната натрия потребовалось для приготовления такого раствора?
  3. Требуется приготовить 250г. 3%-го раствора буры. Сколько граммов  десятиводного  тетрабората  натрия и воды необходимо для этого?
  4. Сколько граммов воды потребуется для приготовления 10%-го раствора из 35г. двухводного кристаллогидрата хлорида бария?
  5. Сколько граммов воды потребуется для растворения  12 граммовNaCI, чтобы получить  5%-ый раствор?
  6. Сколько миллилитров этилового спирта (d=0,80 г/см3)  потребуется для приготовления 10%-го раствора из 5г.иода?
  7. Сколько граммовNaCI, имеющей 15% влажности, требуется для приготовления 1000 грамм 10%-го раствора?
  8. Сколько граммов 60%-го раствора КОН и воды потребуется, чтобы приготовить 500г. 1-%-го раствора?
  9. Сколько граммов технического едкого натра, содержащего 75%Na2O потребуется для приготовления 600г. 15%-го раствора?
  10. 10г КСI растворены в 60гH2O. Найти процентную концентрацию раствора.
  11. В 60г.H2O растворили 20мл 40%-го раствораH3PO4 (d= 1,254). Чему равна процентная концентрация раствора?
  12. Из мерной колбы на 250мл, в которой находился 0,09650 н. растворH2SO4 взяли 25,0 мл. Сколько граммов раствораH2SO4 (d=1,611) следует ввести в колбу, чтобы после доливания до метки водой получился 0,2000н. раствор.
  13. Сколько мл. 50%-го и 20%-го  растворов КОН потребуется для приготовления 500мл. 40%-го раствора?
  14. В каком соотношении нужно смешать  12н. раствор НСI с 2н. раствором, чтобы получить  4н. раствор?
  15. В каких объемных отношениях нужно смешать растворHNO3c водой, чтобы получить  2н. раствор?
  16. В каких объемных отношениях надо смешать 1н. раствор уксусной кислоты с водой, чтобы получить 0,05н. раствор?
  17. В каких объемных отношениях надо смешать 0,5 и 0,1н. растворыNaOH, чтобы получить 0,2н. раствор?
  18. Сколько миллилитров 6н. и 1н. растворовHNO3 надо смешать для  получения 500мл 2н раствора?

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

Растворы занимают промежуточное место между механическими смесями и химическими соединениями. Однородность растворов и выделение теплоты при растворении некоторых веществ делает их сходными с химическими соединениями. Отличие растворов от химических соединений состоит в том, что состав раствора может изменяться в широких приделах.

Кроме того, в свойствах раствора можно обнаружить свойства его отдельных компонентов, чего не наблюдается в случае химического соединения.

Давление насыщенного пара над раствором

Переход молекул веществ из жидкости в пар называетсяиспарением. Переход молекул вещества из парообразного состояния в жидкость называетсяконденсацией.

Если жидкость находится в замкнутом сосуде, то достигается равновесие, когда скорость испарения жидкости равна скорости конденсации пара.

Давление, которое оказывает пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называютдавление насыщенного пара этой жидкости. Это максимальное давление пара, которое развивается жидкостью. Давление насыщенного пара зависит от природы жидкости и температуры и не зависит от количества жидкости.

Поверхность раствора, в отличае от поверхности чистого растворителя, частично занята молекулами растворенного вещества. Поэтому число молекул растворителя, испаряющихся в еденицу времени с еденицы поверхности раствора меньше, чем с еденицы поверхности растворителя. Следовательно,при одной и той же температуре давление насыщенного пара над раствором всегда будет ниже давления насыщенного пара над растворителем.

Количественно эта зависимость выражаетсязаконом Ф. Рауля      “В идеальных растворах при постоянной температуре величина относительного понижения давления пара растворителя над раствором равна молярной доле растворенного вещества”.

, где

Р0 – давление пара чистого растворителя,

Р - давление насыщенного пара над раствором.

Идеальный раствор – раствор, в котором межмолекулярные силы равны. Если вещества А и В образуют идеальный раствор, то силы между молекулами А…А, А…В и В…В равны.

Из закона Рауля следует, что пар над смесью жидкостей А и В содержит оба этих вещества, причем давление насыщенного пара каждого из веществ в смеси равно произведению мольной доли этого вещества на давление насыщенного пара над чистым веществом, т.е.:

РА =NА* Р0А

РА – давление насыщенного пара вещества А над раствором,

NА – мольная доля вещества А в расворе,

Р0А – давление насыщенного пара вещества А над чистым веществом.

Для вещества В                        РВ =NВ* Р0В

Температура кипения и температура

замерзания (кристаллизации) раствора

Температура замерзания (кристаллизации) жидкости – это температура, при которой давление насыщенного пара жидкости равно давлению насыщенного пара кристаллов.

Так как согласно закону Ф. Рауля, давление насыщенного пара над раствором нелетучего вещества ниже давления пара над чистым растворителем, следовательно, при одном и том же внешнем давлениитемпература кипения раствора выше  температуры кипения чистого растворителя, а температура замерзания раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя.

Количественно эта зависимость установленазаконом Ф. Рауля «Повышение температуры кипения или понижение температуры замерзания идеального раствора прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества».

∆Ткип. = Е*См,                        ∆Тзам. = К*См, где

См – моляльная концентрация раствора, мол/Кг,

Е – эбулеоскопическая постоянная, град/мол,

К – криоскопическая постоянная, град/мол.

Е и К показывают повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора, в котором в 1 кг растворителя растворен 1 моль вещества.

Пример 1: для воды Е = 0,52 град/мол, К = 1,86 град/мол.

Так при растворении в 1000 г воды 342 г сахара (С12Н22О11) или 46 г этилового спирта (С2Н5ОН) температура замерзания каждого раствора понизится на 1,860.

Например: определить температуру замерзания 40 % масс. водного растворителя глицерина (С3Н8О3). 100 г раствора состоит из 40 г глицерина и 60 г воды. Таким образом на 1000 г воды (растворителя) содержится 666 г глицерина. Молекулярная масса С3Н8О3 равна 92. Моляльная концентрация раствора 666/92 = 7,24 моля/кГ

                              ∆Тзам. = 1,86*7,24 = 13,50

Ответ: температура замерзания 40 % водного раствора глицерина – 13,50С.

Пример 2: раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды, кристаллизуется при – 0,2790С. Вычислите мольную массу глицерина.

Решение: температура кристаллизации чистой воды 00С, следовательно, понижение температуры кристаллизации Δt = 0- (-0,2790) = 0,2790. Масса глицеринаm (г), приходящаяся на 1000 г воды,

m = 11,04*1000/800 = 13,8

подставляем значениеm  в уравнение

,

тогда мольная масса глицерина

М = 1,86*13,8/0,279 = 92 г/моль.

В измерениях температур кипения и замерзания растворов основаны эбуллиоскопические и криоскопические методы определения молекулярных масс веществ. При этом используют формулу:

К – криоскопическая или эбулеоскопическая константа;

m и М– соответственно масса растворенного вещества и его мольная масса;

m1 – масса растворителя.

Неэлектролиты и электролиты

Одни вещества в растворенном или расплавленном состоянии проводят эдектрический ток (электролиты), другие в тех же условиях эл. ток не проводят (не электролиты).

Свойства растворов относятся к коллигативным свойствам, т.е. к таким свойствам, которые зависят от концентрации частиц в растворе. Значение коллигативных свойств растворов, получающихся при растворении электролитов, аномально высоки.

Например: При растворении 1 моля хлорида натрия в 100 г воды понижение температуры замерзания раствора составляла не 1,86°, а 3,36°, т.е. примерно в 2 раза больше теории.

Полученные экспериментальные данные приводят к выводу о распаде (диссоциации) молекул электролита в растворе на более мелкие частицы (ионы).Теория электролитической диссоциации создана С. Аррениусом. Основные положения этой теории:

1) при растворении электролитов происходит диссоциация их молекул на заряженные частицы - ионы;

2) при диссоциации устанавливается термодинамическое равновесие между образовавшимися ионами и молекулами;

3) величина заряда иона совпадает с валентностью атома элемента или кислотного остатка, а число положительных зарядов равно числу отрицательных зарядов;

4) в целом раствор нейтрален. Растворы электролитов проводят электрический ток - "проводники второго рода".

Согласно современной теории растворовдиссоциация происходит в результате взаимодействия растворенного вещества с молекулами растворителя. Хорошо диссоциируют молекулы с ионной и ковалентной полярной связью. Неполярные и малополярные молекулы не диссоциируют или диссоциируют очень мало. На диссоциацию электролитов в значительной степени влияет полярность растворителя. Чем выше полярность растворителя,   тем выше степень диссоциации электролита.

Диссоциация кислот НСl = Н+ + Сl-

                                   Н2SO4 = 2Н+ +SO2-4

                                   СНзСООН   ↔  СНзСОО-

С точки зрения электрической диссоциациикислотами называютсяэлектролиты, образующие в водных растворахионы водорода (Н+).

Диссоциация основанийNaOH=Na+ +OH-

                                            Ва(ОН)2 = Ва2+ + 2ОН-

NН4ОН ↔NН+4 + ОН-

Основаниями называютсяэлектролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованиемгидроксид-ионов (ОН).

Диссоциация солейNaCl =Na+ +Cl-

NiSO4 = Ni2+ + SO2-4

                                     K3PO4=ЗK++POЗ-4

Сильные и слабые электролиты

Изучение коллигативных свойств растворов электролитов показало, что в растворах присутствуют наряду с ионами и молекулы (диссоциация про исходит не полностью), т.е.

                                                 КА  ↔  К+-

Долю диссоциированных молекул характеризует степеньюдиссоциации (α). Степень диссоциации - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекулN:α =n/N

Например:α = 20 %. Это значит, что из 100 молекул электролита 20 молекул распалось на ионы, КА <=> K+- и в растворе присутствует 40 ионов, а также 80 не распавшихся молекул. Всего в растворе будет присутствовать 120 частиц.

Электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит от концентрации электролита, от температуры. С уменьшением концентрации и повышением температуры степень диссоциации возрастает. Все электролиты по степени диссоциации делятся насильные ислабые.Условно электролиты, для которых при концентрации растворов 0,01-0,1 н, степень диссоциации больше 50 % относят к сильным, а для которых меньше, чем 50 % - к слабым.

Ксильным электролитам относятся:

СОЛИ,растворимые в воде,

ОСНОВАНИЯ элементов 1 и 2 групп главных подгрупп.

КИСЛОТЫHCI,HBr,HJ, , , ,

Кслабым электролитамотносятся:

СОЛИ, нерастворимые в воде,

ОСНОВАНИЯ НЕРАСТВОРИМЫЕ в воде,NH4ОН,

КИСЛОТЫ органические (СН3СООН), Н2S, Н2СО3, Н2SiО3, Н3ВО3.

Принято, что сильные электролиты при растворении в водеполностью диссоциируют на ионы; слабые ионылишь частично.

Чтобы исключить влияние концентрации электролита для характеристики диссоциации используютконстанту диссоциации. Т.к. диссоциация является обратимым процессом, то согласно закона действующих масс;

Например: в водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие

СН3СООН       Н+ + СН3СОО-

Константа равновесия в этом случае характеризует электролитическую диссоциацию  и называетсяконстантой диссоциации /Кд/. Кд зависит от температуры и не зависит от концентрации раствора. По величине Кд можно судить о силе электролита.

Например: для одной и той же температуры Кд(NH4ОН) = 1,79*10-5; Кд(СН3СООН) = 1,75*10-5; Кд(НСN) = 4,79*10-10.

Самым слабым электролитом является НСN.

Ионное произведение воды

Вода является очень слабым электролитом. Электролитическая диссоциация воды выражается следующим уравнением:

                             Н2О ↔ Н+ + ОН-.

Это обратимый процесс. Константа диссоциации запишется:

                            Кд = [Н+]*[ ОН-]/[ Н2О],

                  тогда Кно = [Н+] [ОН-].

Кно называетсяионным произведением воды.

Это уравнение показывает, что для воды при постоянной температуре, произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная.

При 220С [Н+] [ОН-] = 10-14 мол/л. В воде [Н+] = [ОН-] = 10-7 мол/л.

В зависимости от концентрации ионов водорода различаютнейтральную, кислую и щелочную среду (растворы).

Растворы, в которых [Н+]  =  10-7 мол/л – нейтральные растворы,

                                   [Н+]  <  10-7 мол/л (10-8, 10-9 и т.д.) – щелочные,

                                   [Н+]  >  10-7 мол/л (10-6, 10-5 и т.д.) – кислые.

Например: в 0,01 М растворе НСl при 250С [Н+] = 0,01 = 10-2 мол/л, т.к. НСl – сильный электролит и α = 1, при этом концентрация гидроксид-ионов: [ОН-] = Кно/[Н+] = 10-14/10-2 мол/л.

Для характеристики среды пользуются не значением концентрации ионов водорода  ([Н+]), а величиной водородного показателя (рН).

рН = -lg+].

рН = 7 – нейтральная  среда,

рН < 7 – кислая среда,

рН > 7 – щелочнач среда.

Например: для 0,01 М раствора НСl рН = -lg10-2 = 2,

                  для 0,01 М раствораNаОН рН = -lg10-12 = 12.

Шкала кислотности растворов

рН = 0-2 – сильнокислые,

рН = 3-4 – умеренно кислые,

рН = 5-6-слабокислые,

рН = 7 – НЕЙТРАЛЬНЫЕ,

рН = 8-9 – слабощелочные,

рН = 10-11 – умеренно щелочные,

рН = 12-14 – сильнощелочные.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

  1. На сколько градусов повысится температура кипения раствора, если в 100 г воды растворить 9 г глюкозы (С6Н12О6)?
  2. Написать уравнение электролитической диссоциации:

а) хлороводородной кислоты,

б) гидроксида лития

в) сульфата марганца.

  1. Раствор, содержащий 0,512 г неэлектролита в 100 г бензола, кристаллизуется при 5,2960С. Криоскопическая константа 5,1 град. Вычислить мольную массу растворенного вещества.Ответ: 128 г/моль.
  2. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины (NН2)2СО, содержащего 5 г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая константа воды 1,86 град.
  3. Написать уравнения электролитической диссоциации:

а) серной кислоты;

б) сульфида лития;

в) гидроксида калия.

  1. Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора нафталина С10Н8 в бензоле. Температура кипения бензола 80,20С. эбуллиоскопическая константа его 2,57 град.Ответ:81,250С.
  2. Раствор, содержащий 25,65 г некоторого неэлектролита и 300 г воды, кристаллизуется при –0,4650С. вычислите мольную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86 град.Ответ:342 г/моль.
  3. Написать уравнения электролитической диссоциации:

    а) хлорида бария;

   б) гидрокарбоната натрия;

   в) сероводородной кислоты.

27.Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г некоторого     неэлектролита в 500 г воды, равна –0,5580С. вычислите мольную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86 град.Ответ:442 г/моль.

28. Вычислите криоскопическую константу уксусной кислоты, зная, что раствор, содержащий 3,56 г антрацена С14Н10 в 100 г уксусной кислоты, кристаллизуется при 15,718250С. температура кристаллизации уксусной кислоты 16,65250С.

29.Сколько граммов анилина С8Н5NН2 следует растворить в 50 г этилового эфира, чтобы температура кипения раствора была выше температуры кипения этилового эфира на 0,530С. эбуллиоскопическая константа этилового эфира 2,12 град.Ответ:1,16 г.

30. Написать уравнения электролитической диссоциации:

    а) фосфорной кислоты;

   б) гидроксохлорида меди;

   в) гидроксида калия.

31.Вычислите темпе5ратуру кристаллизации 2%-ного раствора этилового спирта С2Н5ОН, зная, что криоскопическая константа воды 1,86 град.Ответ: -0,820С.

32. Сколько граммов мочевины (NН2)2СО следует растворить в 75 г воды, чтобы температура кристаллизации понизилась на 0,4650С? Криоскопическая константа воды 1,86 град.Ответ: 1,12 г.

33. Написать уравнения электролитической диссоциации:

    а) азотной кислоты;

   б) гидросульфида натрия;

   в) гидроксида берилия.

34. Вычислите процентную концентрацию водного раствора глюкозы С6Н12О6, зная, что этот раствор кипит при 100,260С. Эбуллеоскопическая константа воды 0,52 град.Ответ: 8,25%.

35. Сколько граммов фенола С6Н5ОН следует растворить в 125 г бензола, чтобы температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации бензола на 1,70С? Криоскопическая константа бензола 5,1 град. Ответ:3,91 г.

36. Сколько граммов мочевины (NН2)2СО следует растворить в 250 г воды, чтобы температура кипения повысилась на 0,260С? Эбуллеоскопическая константа воды 0,52 град.Ответ: 7,5 г.

ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и идут практически необратимо, если в результате реакции образуются осадки, газы, слабые электролиты. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионных уравнений. В ионных уравнениях малорастворимые, мало диссоциированные и газообразные соединения пишутся в виде молекул, хорошо растворимые электролиты пишутся в виде ионов.

Рассмотрим примеры:

1.AgNO3 + КСl =AgCl↓ +KNO3 – молекулярное уравнение

осадок

Ag+ +NO3- + К+ + Сl- =AgCl↓ + К+ +NO3- - полное ионно-                                         молекулярное уравнение

Ag+ + Сl- =AgCl↓ - сокращенное ионно-                                     молекулярное уравнение.

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение выражает сущность протекающей реакции.

2. 2НСl + Na2S =Н2S↑ + 2NaCl

+ + 2Сl- + 2Na+ +S2- = Н2S↑ +2Na+ +2Сl-

+ +S2- = Н2S

3. 2КСN + Н2SO4 = 2НСN + К2SO4

слабый электролит

+ + 2СN- + 2Н+ +SО42- = 2НСN + 2К+ +SО42-

N- + 2Н+ =2НСN

4.NaСl + КNO3  = КСl +NaNO3

Na+ + Сl- + NO3- + К+ = К+ + Сl- + Na+ + NO3-

В этом случае нет никакой реакции, т. к. ионы не образуют веществ, уходящих из зоны реакции (осадок, газ, малодиссоциирующее вещество).

5. Нередко встречаются  обратимые процессы, в уравнениях которых с одной стороны равенства имеется малорастворимое соединение, а с другой - слабый электролит.

Mg(ОН)2+2НСl =MgCl2 +2Н2О

Mg(ОН)2 + 2Н+ + 2Сl-=Mg+2 + 2Сl- +2Н2О

Mg(ОН)2 + 2Н+ =Mg+2 +2Н2О

Так равновесие в системе смещено вправо, поскольку ионы ОН- связываются в малодиссоциированные молекулы воды полнее, чем в гидроксиде магния.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Написать в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций между:

37.Сульфидом железа (II) и хлороводородной кислотой; бромидом бария и карбонатом калия; гидроксидом натрия и нитратом алюминия.

38. Карбонатом калия и нитратом магния; гидроксидом кальция и хлороводородной кислотой; сульфатом цинка и сульфидом калия.

39. Карбонатом натрия и хлороводородной кислотой; гидроксидом цинка и гидроксидом калия; нитратом бария и сульфатом алюминия.

40.Хлоридом магния и карбонатом натрия; сульфидом аммония и серной кислотой; хлоридом бария и карбонатом натрия.

41. Нитратом бария и сульфатом калия; гидроксидом натрия и гидрокарбонатом натрия; ацетатом свинца и азотной кислотой.

42. Серной кислотой и нитратом натрия; хлоридом стронция и карбонатом калия; гидроксидом железа (III) и сероводородом.

43. Гидроксидом аммония и азотной кислотой; хлоридом кальция и гидроксидом калия.

44. Трихлоридом железа и сульфидом натрия; нитратом серебра и бромидом калия; оксидом алюминия и азотной кислотой.

45. Нитратом олова (II) и фосфатом аммония; бериллатом натрия и серной кислотой; гидроксидом калия и хлоридом магния.

46. Нитратом алюминия и фосфатом натрия; сернистой кислотой и хлоридом бария; гидроксидом бериллия и гидроксидом калия.

47. Сульфатом никеля и карбонатом аммония; азотной кислотой и гидроксидом калия; хлоридом марганца и сульфидом натрия.

48. Нитратом никеля и гидроксидом натрия; хромовой кислотой и сульфатом меди; сульфидом аммония и иодидом цинка.

49. Дихлоридом ртути и фосфорной кислотой; гидроксидом бария и сульфатом хрома (III); нитратом кальция и карбонатом калия.

50. Составить молекулярные уравнения реакций представленных следующими ионными:

а) НСО-3 + ОН- = Н2О + СО2-3

б) Рb(ОН)2 + 2ОН- = РbО2-2 + Н2О

в) Н+ + ОН- = Н2О

51. Составить молекулярные уравнения реакций представленных следующими ионными:

а)NО-2 + Н+ = НNО2

б)Fе3+ +3ОН- =Fе(ОН)3

в) Аl(ОН)3 + ОН- = АlО-2 + 2Н2О

52. Составить молекулярные уравнения реакций представленных следующими ионными:

а)FeS + 2Н+ =Fе2+ + Н2S

б)Mg(ОН)2 + Н+ =Mg+2 + Н2О

в) НСО-3 + Н+ = Н2О + СО2

53. Составить молекулярные уравнения реакций представленных следующими ионными:

а)Zn2+ + Н2S =ZnS +2Н+

б)Zn(ОН)2 + ОН- =ZnО-22 + Н2О

в) Сu2+ +2ОН- =Cu(ОН)2

54. Составить молекулярные уравнения реакций представленных следующими ионными:

а) 2J- + Рb2+ = РbJ2

б)S2- +2Н+ = Н2S

в) Ва2+ +SО2-4 = ВаSО4

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролизом соли называется реакция обменного взаимодействия соли с водой, в результате чего нарушается равновесие диссоциации воды:

Н2О ↔ Н+ + ОН-

Любая соль состоит из катиона и аниона, которые могут связывать ион Н+ и ОН-  из воды, смещая равновесие и изменяя характер среды.

Соли можно рассматривать как продукты реакции нейтрализации:

                              нейтрализация

Кислота + основание                соль + вода

Кислоты и основания, образующие соли, могут быть сильными и слабыми, поэтому возможны 4 вида солей:

  1. В случае солей, образованных сильными кислотами и сильными основаниями (СаСl2,NаSО4,NaNО3, КСl и др.) ни катионы, ни анионы не будут связывать ионы в малодиссоциированные продукты, поэтому равновесие ионов Н+ и ОН- не нарушается. Гидролиз не идет, раствор нейтрален (рН = 7), индикатор окраски не меняет.
  2. Гидролиз солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями (FеСl3, СuSО4,NН4Сl, Вi(NО3)3 и др.). В этом случае катион соли будет связывать ионы ОН-  из воды, вследствие чего в растворе будут накапливаться ионы Н+:NН4+  + Н2О ↔NН4ОН + Н+, поэтому раствор приобретает кислую реакцию (рН > 7). Если катион многозарядный, то гидролиз пойдет ступенчато. Рекомендуется следующий порядок в написании таких уравнений:
    • сокращенное ионное уравнение;
    • молекулярное уравнение.

Рассмотрим гидролизFeCl3. Он будет протекать по катиону в три ступени:

I ступеньFе3+ + Н2О ↔FeОН2+ + Н+;

FeCl3 + Н2О ↔FeОНСl2 + НСl.

II ступеньFeОН2+ + Н2О ↔Fe(ОН)+2 + Н+;

FeОНСl2 + Н2О ↔Fe(ОН)2Сl + НСl.

III ступеньFe(ОН)+2 + Н2О↔Fe(ОН)3 + Н+;

Fe(ОН)2Сl+ Н2О↔Fe(ОН)3+ НСl.

На всех трех ступенях гидролиз протекает по катиону, среда кислая (рН<7). ПреобладаетI ступень гидролиза.

  1. гидролиз солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами (Na2CO3, К2S,Na3РО4, СН3СООН и др.). в этом случае анион соли связывает ионы Н+ из воды, в растворе накапливаются ионы ОН-, сообщая ему щелочную среду (рН>7). Если анион многозарядный, то гидролиз идет ступенчато.

Рассмотрим гидролизNa3РО4, он будет протекать по аниону в 3 ступени:

I ступень       РО3-4 + Н2О ↔ НРО2-4 + ОН-,

Na3РО4 + Н2О ↔Na2НРО4 +NaОН.

II ступень     НРО2-4 + Н2О ↔ Н2РО-4 + ОН-,

Na2НРО4 + Н2О ↔NaН2РО4 +NaОН.

III ступень    Н2РО-4+ Н2О↔ Н3РО4 + ОН-,

NaН2РО4 + Н2О↔ Н3РО4 +NaОН.

На всех трех ступенях гидролиз идет по аниону, среда щелочная (рН>7). ПреобладаетI ступень гидролиза.

  1. Гидролиз солей, образованных слабыми кислотами и слабыми основаниями (Аl2S3,Fе(СН3СОО)3, (NН4)2S и др.). В этом случае и катионы и анионы соли связывают ионы ОН-и Н+ из воды, т.е. идет гидролиз по катиону и по аниону. Рассмотрим гидролиз ацетата аммония:

NН+4 + Н2О ↔NН4ОН + Н+,

 СН3СОО- + Н2О ↔ СН3СООН+ ОН-,

NН+4 + СН3СОО- + Н2О ↔NН4ОН + СН3СООН

NН4СН3СОО + Н2О ↔NН4ОН + СН3СООН

Гидролиз идет по катиону и по аниону, среда нейтральная (рН=7).

Если смешать растворы двух солей, образованных катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, произойдёт совместный необратимый гидролиз:

rСl3 + 3Na2S +6Н2О ↔ 6NаСl + 2Сr(ОН)3↓ + 3Н2S

На равновесие гидролиза влияет температура и концентрация. Смещение равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле-Шателье. Гидролиз – это реакция, обратная нейтрализации, а нейтрализация – экзотермический процесс, следовательно, гидролиз – эндотермический. Поэтому увеличение температуры усиливает гидролиз (т.е. смещает равновесие вправо). Гидролиз усиливается при разбавлении водой и при удалении продуктов гидролиза. Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево), если увеличивать концентрацию продуктов гидролиза. Гидролиз может протекать необратимо, если продукты гидролиза уходят из сферы реакции (выпадение осадка, выделение газа):

t

FеСl3 + 3Н2О ↔Fе(ОН)3 + 3НСl

            добавление щелочи

NН4Сl + Н2ОNН4ОН + НСl

           добавление кислоты

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

55. Водный раствор какого из приведенных ниже соединений окрашивает лакмус в красный цвет:  Ва(ОН3)2, КСl, СаСl2,Nа2SО4, Аl2(SО)4?

56. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: Аl2S3, ВаJ2,MgBr2,Fе2(SО4)3?

57. Каково значение рН (больше или меньше 7) растворов солей К3РО4, Сr2(SО4)3? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза.

58. Можно ли пользуясь фенолфталеином отличить водный растворNа2SiО3 от водного раствораNа2SО4?

59. Процесс гидролизаFеСl3 идет при нагревании. Напишите ионное и молекулярное уравнение ступенчатого протекания этого процесса.

60. Какие из перечисленных  ниже солей подвергаются гидролизу: сульфид натрия, хлорид амммония, нитрат калия? Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения гидролиза и укажите реакцию водного раствора соли.

61. При смешивании растворов сульфата алюминия и карбоната натрия в осадок выпадает гидроксид алюминия. Укажите причину этого и составьте уравнение соответствующей реакции в молекулярной и ионной формах.

62. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза солей СН3СООК,ZnSО4, Аl(NО3)3. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы этих солей?

63. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы солейLi2S, АlСl3,NiSО4? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза этих солей.

64. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза солей СоСl2,Na2CО3, Рb(NО3)2. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы этих солей?

65. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет: а) щелочную реакцию, б) кислую реакцию.

66. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы солей К2S,Na3РО4, СuSО4? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза этих солей.

67. Составьте ионные и молекулярное уравнения гидролиза солей СuСl2,Cs2CО3, ZnCl2. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы этих солей?

68. Какие из солейRbCl, Сr2(SО4)3,Ni(NО3)2, подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

69. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза солей К2S,Cs2CО3, NiСl2, Рb(СН3СОО)2. Какое значение       рН(> 7 <) имеют растворы этих солей?

70. Какие из солейNaBr,Na2S, К2CО3, СuСl2  подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

71. Какие из солей КNО3, СrCl3,Cu(NО3)2,NaCN подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

72. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение совместного гидролиза, происходящего при смешивании водных растворов хлорида хрома (III) и сульфида натрия.

73. Какую реакцию имеют растворы солей К2CО3 ,Zn(NО3)2 ,CuSО4? Ответ подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями гидролиза этих солей.

74. Какое значениеpH(>7<) имеют растворы солейNa3РО4 ,ZnSО4 Аl2(SО4)3NО3? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение совместного гидролиза этих солей.

75. Какое значениеpH(>7<) имеют растворы солейNa2S , Аl(NО3)3, КCl , (NH4)NO3? Ответ подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями гидролиза этих солей.

76. Почему растворыNa2SО3 и СН3СООNa имеют щелочную а растворы (NH4)SO4иAlCl3кислую реакцию? подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями гидролиза.

77. Как зависит  степень гидролиза от температуры и разбавления? Почему? В какую сторону сместится равновесие гидролизаBa(СН3СОО)2, если к раствору прибавить:

а) щёлочь;

б) кислоту;

в) хлорид аммония.

Таблица вариантов контрольных заданий

№ вариантов

Номера заданий

вариантов

Номера заданий

01

1

19

37

55

51

16

36

54

72

02

2

20

38

56

52

17

19

38

56

03

3

21

39

57

53

18

20

39

57

04

4

22

40

58

54

1

21

40

58

05

5

23

41

59

55

3

22

41

59

06

6

24

42

60

56

4

23

42

60

07

7

25

43

61

57

5

24

43

61

08

8

26

44

62

58

6

25

44

62

09

9

27

45

63

59

7

. 26

45

63

10

10

28

46

64

60

8

27

46

64

11

11

29

47

65

61

9

28

47

65

12

12

30

48

66

62

10

29

48

66

13

13

31

49

67

63

11

30

49

67

14

14

32

50

68

64

12

31

50

68

15

15

33

51

69

65

13

32

51

69

16

16

34

52

70

66

14

33

52

70

17

17

35

53

71

67

15

34

53

71

18

18

36

54

72

68

16

35

54

72

19

1

20

40

57

69

17

36

39

59

20

2

21

41

58

70

18

22

40

60

21

3

22

42

59

71

4

23

41

61

22

4

23

43

60

72

5

24

42

62

23

5

24

44

61

73

6

25

43

63

24

6

25

45

62

74

7

26

44

64

25

7

26

46

63

75

8

27

45

65

26

8

27

47

64

76

9

28

46

66

27

9

28

48

65

77

10

29

47

67

28

10

29

49

66

78

11

30

48

68

29

11

30

50

67

79

12

31

49

69

30

12

31

51

68

80

13

32

50

70

31

13

32

52

69

81

14

33

51

71

32

14

33

53

70

82

15

34

52

72

33

15

34

54

71

83

16

35

53

55

34

16

35

37

72

84

17

36

54

56

35

17

36

38

55

85

18

19

40

57

36

18

21

39

56

86

1

20

41

58

37

2

22

40

58

87

2

21

42

59

38

3

23

41

59

88

3

22

43

60

39

4

24

42

60

89

4

23

44

61

40

5

25

43

61

90

5

24

45

62

41

6

26

44

62

91

6

25

46

63

42

7

27

45

63

92

7

26

47

64

43

8

28

46

64

93

8

27

48

65

44

9

29

47

65

94

9

28

49

66

45

10

30

48

66

95

10

29

50

67

46

11

31

49

67

96

11

30

51

68

47

12

32

50

68

97

12

31

52

69

48

13

33

51

69

98

13

32

53

70

49

14

34

52

70

99

14

33

54

71

50

15

35

53

71

100

15

34

37

72

Методические указания

к  контрольным заданиям по дисциплине  «Химия» для студентов                      нехимических    специальностей заочной формы обучения.

ЧастьII

Составители: доцент к. х. н. Андрианова Л. И.

доцент к. х. н. Пнева А. П.

  доцент, к. х. н., Обухов В. М.

Подписано к печати      Бум. Писч. № 1

Заказ №        Уч. издл. л.

Формат 60/90 1/16      Тираж         экз.

Отпечатано наRISOGR 3750

Издательство «Нефтегазовый университет»

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

625000, г. Тюмень, ул. Володарского, 38

Отдел полиграфии издательства «Нефтегазовый университет»

625000, г. Тюмень, ул. Володарского, 38

Химия методичка на http://mirrorref.ru


Похожие рефераты, которые будут Вам интерестны.

1. ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ МЕТОДИЧКА

2. Химия (Физическая и коллоидная химия) Лабораторный практикум

3. ХИМИЯ (ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ)

4. Химия тесты

5. Химия и технология ПЭН

6. Химия шпаргалка

7. Химия лекции

8. Коллоидная химия

9. ХИМИЯ ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ

10. ХИМИЯ КОЛЛОИДНЫХ СИСТЕМ