Учебно-методическое пособие издательство томского университета 2006 удк 543(076. 1): 087. 5 Ббк 24 Ш432 Шелковников В. В



страница7/14
Дата07.01.2013
Размер1.1 Mb.
ТипУчебно-методическое пособие
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   ...   14

7. Буферные растворы
Буферными растворами, или буферными смесями, называют растворы, способные сохранять постоянным значение рН среды при добавлении небольших количеств кислот или щелочей и при разведении растворителем.

Буферные растворы представляют собой смеси, содержащие кислоту и сопряженное ей основание, например, смесь слабой кислоты и сопряженного ей сильного основания:

CH3COOH + CH3COONa,

или слабого основания и сопряженной ему сильной кислоты:

NH4OH + NH4Cl.

Буферные растворы в химии используют для создания и поддержания определенной кислотности раствора.

Действие буферной системы основано на том, что отдельные ее компоненты оказывают сопротивление при введении в раствор сильных кислот и оснований, связывая ионы H3O+ или OH-. В результате образуются слабые электролиты, а рН раствора остается практически неизменным.

Например, если к аммиачному буферному раствору, состоящему из 1 моль NH4OH и 1 моль NH4Cl добавить 0,1 моль HCl, то произойдет нейтрализация соляной кислоты гидроксидом аммония, в результате чего концентрация последнего уменьшится до 0,9 моль, а концентрация соли – хлорида аммония – увеличится до 1,1 моль, рН раствора при этом останется практически неизменным. Если к этой же смеси добавить 0,1 моль щелочи – NaOH, то ионы гидроксила свяжутся свободными ионами NH4+. Количества компонентов смеси составят: NH4OH – 1,1 моль, NH4Cl – 0,9 моль.

Основными характеристиками буферных растворов являются область постоянного значения рН и буферная емкость. Область постоянного значения рН определяется константой диссоциации слабой кислоты или слабого основания и соотношением концентраций сопряженной пары: кислоты и основания.

Расчет рН буферного раствора основывается на законе действия масс с учетом влияния одноименных ионов.
7.1. Расчет рН буферных растворов
Для расчета можно воспользоваться выражениями:

или .

Данные выражения справедливы для расчета рН буферных растворов, образованных одноосновными кислотами или основаниями и их солями при условии, что [HA]=CHA, [A-]=CA-.

Если данное условие не выполняется, тогда расчет рН необходимо проводить по полному выражению:

.

Для буферных растворов, образованных слабой многоосновной кислотой и кислой солью этой кислоты (сопряженным основанием), рН рассчитывается по выражению

.


Если буферная смесь состоит из кислой соли (кислоты) и средней соли (основания), то формула для расчета рН имеет вид:

.

Пример 1. Рассчитать рН буферного раствора, состоящего из 1 М NH4OH и 1 М NH4Cl. Как изменится рН данного раствора, если к 500 мл его добавить 200 мл 0,1 моль/л раствора NaOH?

Решение:

NH4OHNH4+ + OH-

C0 1 1

[ ] 1-x 1+x x







При добавлении к 500 мл буферной смеси 200 мл щелочи происходит разбавление раствора, при этом начальные концентрации всех веществ изменятся:

,

NH4OHNH4+ + OH-

C0 0,71 0,71 0,29

[ ] 0,71-x 0,71+x 0,29+ x



pH=9,4

рН=9,4-9,26=0,14

Пример 2. Вычислить рН раствора, полученного при смешении 30 мл KH2PO4 (0,2 моль/л) и 10 мл HCl (0,1 моль/л).

При смешивании 30 мл KH2PO4 (0,2 моль/л) и 10 мл HCl (0,1 моль/л) соляная кислота расходуется полностью и образуется эквивалентное количество H3PO4:

H2PO4- + H+  H3PO4

Концентрации кислоты и сопряженного основания составят:





При расчете рН учитывается константа ионизации фосфорной кислоты по первой ступени:


7.2. Буферная емкость
Буферная емкость – это предельное число молей кислоты или щелочи, добавление которого к буферному раствору приводит к изменению рН раствора на единицу:

.

Суммарная концентрация компонентов буферной смеси не меняется и по уравнению материального баланса:

.

Учитывая, что рН=-lg[H+], получаем:

.

Буферная емкость зависит от концентрации компонентов буферной смеси. Выражая [H+] из уравнения для константы диссоциации кислоты



и концентрацию [HA] из уравнения материального баланса,

,

получаем

.

Продифференцировав данное уравнение по [A-] и подставляя в уравнение для получаем:

.

Учитывая, что емкость является аддитивной величиной, с учетом диссоциации воды получаем:

.

Буферная емкость раствора тем больше, чем меньше состав системы отклоняется от равенства:

или .

Отношение концентраций компонентов буферного раствора обычно находится в пределах от 10:1 до 1:10, а область буферного действия охватывает



Наиболее часто используемые на практике буферные растворы и способы их приготовления приводятся в справочниках. Можно готовить буферные системы и опираясь на приведенные выше расчеты.

Пример. Приготовить буферный раствор с рН 9 и буферной емкостью 0,25.

Решение:

По справочнику (константы ионизации кислот и оснований) находим, что подходящей буферной парой может быть:

NH4+, NH4OH с рКа=9,2 (pKNH4+=pKw-pKNH4OH=14-4,8=9,2).

Из уравнения для расчета рН буферного раствора найдем соотношение концентраций компонентов, его составляющих:

.

Из уравнения для буферной емкости рассчитаем, при какой суммарной концентрации буферной смеси будет достигнута =0,25:

.

Составляем систему уравнений:



и находим концентрации компонентов буферного раствора:

CNH4Cl=0,18 моль/л; CNH4OH=0,28 моль/л.

8. Гидролиз солей
Гидролизом называется химическая реакция взаимодействия заряженных частиц растворенной соли с водой, где вода проявляет амфипротные свойства, в результате чего образуются слабодиссоциируемые соединения. В результате гидролиза солей среда может оказаться кислой, щелочной или нейтральной. Например:




NH4+ + 2H2O ⇄ NH4OH + H3O+ pH<7



CNS- + H2O ⇄ HCNS + OH- pH>7




2NH4+ + S2- + H2O ⇄ NH4OH + NH4+ + HS- pH~7



Гидролизу подвергаются соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону), образованные слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону), образованные слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и аниону).

Количественно гидролиз характеризуется константой гидролиза, рН и степенью гидролиза (табл. 7). Константа гидролиза солей равна отношению ионного произведения воды к константе ионизации слабого электролита, входящего в состав данной соли. Степень гидролиза (h) показывает, какая часть от общего количества растворенной в воде соли подверглась гидролизу:

.

С уменьшением концентрации соли степень гидролиза увеличивается.
Таблица 7

Количественные характеристики гидролиза

Показатели

Соль, образованная

слабой кислотой

и сильным основанием

слабым основанием

и сильной кислотой

слабой кислотой

и слабым основанием

Кгидр







H







[H3O+]







pH









Чем слабее кислота или основание, входящие в состав соли, тем полнее протекает гидролиз. Константа гидролиза возрастает с повышением температуры, а степень гидролиза увеличивается с уменьшением концентрации растворенной соли.

8.1. Гидролиз по аниону
Процесс гидролиза соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, можно представить следующей схемой:

H2O ⇄ H+ + OH- Kw

A- + H+ ⇄ HA 1/Ka

____________________________

A- + H2O ⇄ HA + OH- Kг=Kw/Ka

C0 c

[ ] c-x x x








8.2. Гидролиз по катиону
Процесс гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, можно представить следующей схемой:

H2O ⇄ H+ + OH- Kw

M+ + OH- ⇄ MOH 1/Kb

____________________________

M+ + H2O ⇄ MOH + H+ Kг=Kw/Kb

C0 c

[ ] c-x x x





8.3. Гидролиз по катиону и аниону
Гидролиз солей, образованных нейтрализацией слабого основания слабой кислотой, можно представить следующей схемой:

H2O ⇄ H+ + OH- Kw

M+ + OH- ⇄ MOH 1/Kb

A- + H+ ⇄ HA 1/Ka

____________________________

M+ + A- + H2O ⇄ MOH + HA Kг=Kw/(Ka.Kb)

c c

[ ] c-x c-x x x



Для расчета [H+] выразим [HA] через константу кислотной диссоциации:

т.к. [A-]=c,

,

а степень гидролиза h

.

Пример. Вычислить рН и степень гидролиза соли NaClO (С=0,1 моль/л). pKa=7,53.

Решение:

NaClO → Na+ + ClO-

H2O ⇄ H+ + OH- Kw

ClO- + H+ ⇄ HClO Ka=7,53.10-8

______________________________________

ClO- + H2O ⇄ HClO + OH- Kг=Kw/Ka=3,33.10-7

C0 0,1

[ ] 0,1-x x x


pH= 14 – pOH=10,27
Если соль образована многоосновными кислотами или основаниями, то гидролиз ее будет проходить ступенчато:

1 ступень: H2O ⇄ H+ + OH- Kw

An- + H+ ⇄ HA(n-1)- 1/KHA(n-1)

______________________________

An- + H2O ⇄ HA(n-1)- + OH- Kг`=Kw/ KHA(n-1)

2 ступень: H2O ⇄ H+ + OH- Kw

HA(n-1)- + H+ ⇄ HA(n-2)- 1/KHA(n-2)

______________________________

HA(n-1)- + H2O ⇄ HA(n-2)- + OH- Kг``=Kw/ KHA(n-2)

KHA(n-2) >> KHA(n-1) , следовательно Kг`>>Kг``.

Поэтому при расчете рН раствора, образованного слабой многоосновной кислотой или слабым многоосновным основанием, второй ступенью гидролиза пренебрегают.

Пример. Вычислить равновесные концентрации и рН раствора при гидролизе соли Na2CO3 (C=0,1 моль/л). Ka1=4,5.10-7, Ka2=4,8.10-11.

Решение:

Так как Ka1>>Ka2, то при гидролизе соли учитываем только первую ступень:

Na2CO3 → 2Na+ + CO32-

H2O ⇄ H+ + OH- Kw

CO32- + H+ ⇄ HCO3- 1/Ka2

___________________________

CO32- + H2O ⇄ HCO3- + OH- Kw/Ka2

C0 0,1

[ ] 0,1-x x x



pH=14-pOH= 11,66
Глава 2. РАВНОВЕСИЯ В ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМАХ


В химии часто приходится иметь дело с неоднородными гетерогенными системами. По образованию осадка судят о наличии в растворе различных веществ или ионов. Многие операции количественного анализа также основаны на образовании и отделении и растворении осадка. Так как абсолютно нерастворимых веществ в природе не существует, то всегда в растворе будут присутствовать частицы или ионы вещества, находящегося в осадке. Полнота осаждения и растворимость осадка являются очень важными аналитическими характеристиками вещества. Количественно равновесия в гетерогенных системах характеризуются величиной произведения растворимости.

1. Произведение растворимости
Процесс растворения малорастворимого соединения можно представить в общем виде уравнением

aA + bB  AaBb

Математическое выражение закона действующих масс для данной реакции запишется в виде



Так как концентрация вещества в насыщенном растворе при данной температуре величина постоянная, то ее можно вынести в константу, и тогда получим:



Новая константа равновесия называется произведением растворимости. Произведение активностей ионов в степенях их стехиометрических коэффициентов в насыщенном растворе малорастворимого электролита есть величина постоянная для данного растворителя, температуры и давления.

Пользуясь правилом произведения растворимости, можно рассчитать количество осадителя, необходимое для выделения осадка, значение рН начала и конца осаждения малорастворимых гидроксидов, количество растворителя, необходимого для полного растворения осадка, и др. Зная величину ПР, можно рассчитать растворимость малорастворимого соединения.

2. Образование осадков
Осадок образуется, если произведение активностей ионов равно или превышает значение произведения растворимости, т.е.



Пример. Выпадет ли осадок при смешивании 100 мл раствора CaCl2 (0,01 моль/л) и 200 мл и Na2SO4 (0,001 моль/л)?

Решение:

При смешивании растворов общий объем увеличивается до 300 мл, вследствие чего концентрации веществ уменьшаются:

,

а концентрация Na2SO4



Такие же значения будут иметь и концентрации ионов Ca2+ и SO42- соответственно в первый момент после смешивания растворов.

Так как растворимость CaSO4 довольно велика, то активности ионов существенно отличаются от концентраций, поэтому для расчетов необходимо использовать активности, а не концентрации. Ионная сила раствора будет определяться всеми ионами, находящимися в растворе:



Коэффициенты активности ионов Ba2+ и SO42- при данной ионной силе равны 0,55.

Для того чтобы определить, выпадет ли осадок CaSO4, необходимо найти произведение активности ионов и сравнить его с величиной произведения растворимости:



Ответ: осадок CaSO4 не образуется.

3. Влияние рН на осаждение и растворение гидроксидов
При выделении в осадок гидроксидов металлов осадителем является гидроксид-ион, поэтому для любого малорастворимого гидроксида справедливо будет равновесие:

M(OH)n  Mn+ + nOH-,

для которого закон действующих масс запишется в виде:

.

Если обозначить начальную концентрацию ионов металла за СMe, то, опираясь на правило произведения растворимости, можно рассчитать рН начала осаждения металла:

; ; .

В качественном и количественном химическом анализе осаждение считается полным, если остаточное содержание ионов металла в растворе не превышает 1.10-6 моль/л. Поэтому рН конца осаждения гидроксида можно рассчитать по выражению:

.

Пример 1. Вычислить рН начала и конца осаждения гидроксида магния из раствора MgCl2 (С=0,1 моль/л).

Решение:

;

.
Малорастворимые гидроксиды способны растворяться в кислотах, так как в результате реакции образуется малодиссоциируемое вещество - вода.

Процесс растворения гидроксида в сильной кислоте можно выразить следующими реакциями:

M(OH)n  Mn+ + nOH- K1=ПР

nOH- + nH+  nH2O K2=1/Kw

M(OH)n + nH+  Mn+ + nH2O K=K1.K2=ПР/Kwn

Пример 2. Рассчитать растворимость Mg(OH)2 в 100 мл раствора хлороводородной кислоты (С=0,1 моль/л).

HCl – кислота сильная, поэтому при расчете необходимо учитывать ионную силу раствора:



Для данной ионной силы коэффициенты активности равны:

fMg2+=0,52; fOH-=0,81.

Mg(OH)2  Mg2+ + 2OH- K1=ПР

2OH- + 2H+  2H2O K2=1/Kw

Mg(OH)2 + 2H+  Mg2+ + 2H2O K=K1.K2=ПР/Kw2=4,4.1018

0,1

2x (0,1-2x )/2



Так как константа – величина очень большая, равновесие будет смещено вправо, поэтому x в числителе можно пренебречь. Решая данное уравнение, получаем:

x=1,67.10-10, тогда

.

Такое количество Mg(OH)2 растворится в 1 литре HCl (С=0,1 моль/л), а в 100 мл растворимость будет в 10 раз меньше.

Ответ: 5.10-3 моль, или 5.10-3. MMg(OH)2=0,29 г.
При рассмотрении процесса растворения малорастворимого гидроксида в слабой кислоте необходимо учитывать и процесс диссоциации слабой кислоты:

M(OH)n  Mn+ + nOH- K1=ПР

nHA  nH+ + nA- K2=Ka

nOH- + nH+  nH2O K3=1/Kw

M(OH)n + nHA  Mn+ + nA- + nH2O K=K1.K2.K3=ПР.Kan/Kwn

Так как общая константа равновесия будет меньше, чем в случае растворения гидроксида в сильной кислоте, то растворимость будет ниже.

Пример 3. Вычислить растворимость Co(OH)2 в 200 мл уксусной кислоты (С=1 моль/л).

Решение:

Co(OH)2  Co2+ + 2OH- K1=ПР

2CH3COOH  2H+ + 2CH3COO- K2=Ka

2OH- + 2H+  2H2O K3=1/Kw

Co(OH)2 + 2CH3COOH  Co2+ +2CH3COO- + 2H2O K=K1.K2.K3=ПР.Ka2/Kw2

1

2x (1-2x)/2 1-2x K=5.103



[CH3COO-]=2x=0,01, тогда растворимость Co(OH)2 будет равна

.

Очень часто перед химиками-экспериментаторами стоит задача расчета концентрации кислоты, которую нужно создать в растворе для того, чтобы растворить определенное количество гидроксида. При решении задач данного типа за неизвестную величину удобнее всего принимать начальную концентрацию кислоты.

Пример 4. Какую концентрацию уксусной кислоты нужно создать, чтобы в 200 мл ее растворилось 2 грамма Co(OH)2?

Решение:

При растворении 2 г Co(OH)2 в 200 мл раствора концентрация ионов кобальта будет равна

2/(93.0,2)=0,11 моль/л.

Co(OH)2 + 2CH3COOH  Co2+ +2CH3COO- + 2H2O

2x

2x-0,11 0,11 0,22

K=K1.K2.K3=ПР.Ka2/Kw2=5.103



С0CH3COOH=2x=0,12 моль/л.

4. Влияние протолиза ионов малорастворимой соли

на осаждение и растворение осадков
Осадок растворяется, когда произведение активностей ионов становится меньше, чем произведение растворимости:

[A+]m.[B-]n<ПР

Концентрацию ионов можно уменьшить, если хотя бы один из образующихся ионов вывести из реакционной среды, связав его в малодиссоциируемое соединение, например:

Co(OH)2 + 2H+  Co2+ + 2H2O;

Co(OH)2 + 4NH4OH  Co(NH3)42+ + 4H2O + 2OH-;

CoCO3 + 2H+  Co2+ + H2O + CO2↑ и др.

При рассмотрении процесса растворения малорастворимого соединения необходимо учитывать и возможность протекания реакции гидролиза, а также присутствие в растворе посторонних веществ, содержащих и не содержащих одноименные ионы с рассматриваемым соединением.

Пример 1. Рассчитать растворимость CaC2O4 в воде, в растворе KCl (C=0,1 моль/л) и в растворе (NH4)2C2O4.

Решение:

1) Для расчета растворимости соли в воде без учета гидролиза соли запишем уравнение:

CaC2O4  Ca2+ + C2O42- ПР=2.10-9

[ ] s s
s=4,5.10-5 моль/л

2) В присутствии сильного электролита KCl, для расчета растворимости необходимо учитывать ионную силу раствора. Ионная сила раствора будет определяться ионами K+ и Cl-.



Коэффициенты активности ионов при данной ионной силе равны:

fСa2+=fC2O42-=0,52
CaC2O4  Ca2+ + C2O42- ПР=2.10-9

[ ] fs fs

s=8,6.10-5 моль/л

В присутствии сильного электролита, не содержащего одноименные ионы, растворимость малорастворимого соединения повышается.

3) В присутствии сильного электролита (NH4)2C2O4 для расчета растворимости необходимо учитывать как ионную силу раствора, так и влияние одноименного иона. Ионная сила раствора будет определяться ионами NH4+ и C2O42-:



fСa2+=fC2O42-=0,42
CaC2O4  Ca2+ + C2O42- ПР=2.10-9

C0 0,1

[ ] fs f(0,1+s)

s=1,13.10-7 моль/л

Вывод: в присутствии сильного электролита, содержащего одноименные ионы, растворимость малорастворимого соединения уменьшается.

Пример 2. Вычислить растворимость MnS в воде без учета и с учетом гидролиза соли по аниону.

Решение:

  1. Без учета гидролиза:

MnS⇄Mn2+ + S2- ПР=2,5.10-13

[ ] s s

[Mn2+]=s=5.10-7

  1. С учетом гидролиза аниона:

MnS⇄Mn2+ + S2- ПР=2,5.10-13

H2O⇄ H+ + OH- Kw=1.10-14

H+ + S2- ⇄ HS- 1/Ka2=1/1,3.10-13

MnS + H2O ⇄ Mn2+ + HS- + OH- K=ПР.Kw/Ka2=1,9.10-14

s s 10-7

Так как Ka2<<10-7, то [OH-]=10-7 (определяется процессом диссоциации воды)

s=4,36.10-4

Вывод: за счет реакции гидролиза растворимость соли повышается.
Растворение малорастворимых солей в сильных и слабых кислотах сопровождается протолизом аниона.

Пример 3. Вычислить молярную растворимость MnS в растворе HCl (С=0,1 моль/л).

Решение:

MnS⇄Mn2+ + S2- ПР=2,5.10-13

H+ + S2- ⇄ HS- 1/Ka2=1/1,3.10-13

H+ + HS- ⇄ H2S 1/Ka1=1/8,9.10-8

MnS + 2H+ Mn2+ + H2S K= ПР/(Ka2Ka1)=2,2.107

0,1

2x (0,1-2x)/2 (0,1-2x)/2

x=7,5.10-6 [Mn2+]=5.10-2

Ответ: растворимость MnS в HCl составляет 5.10-2 моль/л.

Пример 4. Вычислить молярную растворимость MnS в растворе СH3СOOH (С=0,1 моль/л).

Решение:

MnS⇄Mn2+ + S2- ПР=2,5.10-13

CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ Ka=1,8.10-5

H+ + S2- ⇄ HS- 1/Ka2=1/1,3.10-13

MnS + CH3COOH Mn2+ + HS- + CH3COO- K= ПР.Ka/Ka2=3,46.10-5

0,1

0,1-s s s s

s=0,016 моль/л

Ответ: растворимость MnS в CH3COOH составляет 0,016 моль/л.

5. Дробное осаждение
Если в растворе присутствуют несколько веществ, способных осаждаться одним осадителем, то осадки будут выпадать последовательно, по мере достижения произведения растворимости. Зная исходные концентрации веществ и произведения растворимости можно рассчитать последовательность и полноту выделения осадков.

Пример. Какой осадок будет выделяться первым при приливании AgNO3 (С=0,1 моль/л) к 1 литру раствора, содержащего 0,1 моль KCl и 0,1 моль K2CrO4? Возможно ли раздельное выделение ионов Cl- и CrO42- в данных условиях?

Решение:

Первым будет выпадать тот осадок, произведение растворимости которого будет достигнуто при меньшей концентрации Ag+:

AgCl ⇄ Ag+ + Cl-

Ag2CrO4 ⇄ 2Ag+ + CrO42-

Первым будет выпадать осадок AgCl.

Образование осадка Ag2CrO4 начнется тогда, когда концентрация хлорид-иона вследствие образования осадка AgCl снизится, а, следовательно, концентрация ионов Ag+ повысится настолько, что будет достигнута величина произведения растворимости Ag2CrO4. При совместном выделении осадков концентрация ионов серебра будет равна:

, откуда



Вывод: в качественном химическом анализе считается, что ион полностью выделен из раствора, если его концентрация меньше 1.10-6 моль/л. В данном случае раздельное выделение ионов невозможно.

Глава 3. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ


Комплексные соединения – это частицы, образованные двумя или большим числом более простых частиц (ионов, молекул), способных к самостоятельному существованию в растворе. Молекулы комплексных соединений состоят, как правило, из внешней и внутренней сфер. Диссоциация по внешней сфере протекает в большинстве случаев полностью, например

Ag(NH3)2Cl  Ag(NH3)2+ + Cl-.

Внутренняя сфера комплексного иона или молекулы состоит из одного или нескольких центральных атомов или ионов (комплексообразователей), вокруг которых координируются ионы или молекулы (лиганды). Координационное число показывает, сколько лигандов непосредственно связано с комплексообразователем. Диссоциация комплексных соединений по внешней сфере идет ступенчато, каждая стадия характеризуется своей ступенчатой константой, процесс диссоциации внутренней сферы комплексной частицы обратим. Константа диссоциации комплексных частиц называется константой нестойкости (Кн), а обратная ей величина – константой устойчивости ().

В аналитической практике химики-аналитики наиболее часто встречаются со следующими комплексными соединениями:

  1. ацидокомплексы – соединения, в которых роль лигандов выполняют кислотные остатки, например: K4[Fe(CN)6], Na3[Co(NO2)6], Na3[FeF6];

  2. гидроксокомплексы – соединения, в которых роль лигандов принадлежит ионам гидроксила, например; Na3[Al(OH)6], Na2[Zn(OH)4];

  3. аммиакаты – комплексные соединения, в состав которых входят молекулы аммиака, например: [Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4](OH)2;

  4. аквакомплексы – соединения, содержащие во внутренней сфере молекулы воды, например: [Al(H2O)6]Cl3, [Co(H2O)6]Cl3;

  5. внутрикомплексные соединения, например:


O…H - O

H3C-C=N N=C-CH3
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   ...   14

Похожие:

Учебно-методическое пособие издательство томского университета 2006 удк 543(076. 1): 087. 5 Ббк 24 Ш432 Шелковников В. В iconУчебно-методическое пособие Кемерово 2007 удк 543(076. 1): 378. 147. 227 Ббк г4я73-41 ш 85

Учебно-методическое пособие издательство томского университета 2006 удк 543(076. 1): 087. 5 Ббк 24 Ш432 Шелковников В. В iconУчебно-методическое пособие Издательство Казанского государственного университета 2009 удк 930. 2(075. 8) Ббк 63. 3(2) я73
Данное учебно-методическое пособие предназначено для студентов исторического факультета Казанского государственного университета,...
Учебно-методическое пособие издательство томского университета 2006 удк 543(076. 1): 087. 5 Ббк 24 Ш432 Шелковников В. В iconУчебно-методическое пособие для студентов физико-математических специальностей вузов Балашов 2009 удк 004. 43 Ббк 32. 97
Данное учебно-методическое пособие состоит из лабораторных работ, которые условно можно разбить на несколько частей
Учебно-методическое пособие издательство томского университета 2006 удк 543(076. 1): 087. 5 Ббк 24 Ш432 Шелковников В. В iconУчебно-методическое пособие Кострома 2006 удк 5: 1
Тарковский В. Н. Концепция современного естествознания: учебно-методическое пособие. В. Н. Тарковский.– Кострома: Изд-во кгту, 2006.–...
Учебно-методическое пособие издательство томского университета 2006 удк 543(076. 1): 087. 5 Ббк 24 Ш432 Шелковников В. В iconУчебно-методическое пособие для студентов юридических специальностей тамбов 2006 удк ббк
Охватывает нервная дрожь, другие краснеют или бледнеют, у третьих начинает дрожать голос и т п
Учебно-методическое пособие издательство томского университета 2006 удк 543(076. 1): 087. 5 Ббк 24 Ш432 Шелковников В. В iconУчебно-методическое пособие Йошкар-Ола, 2009 ббк п 6 удк 636 ч 253 Рецензенты: В. К. Тощев, канд с. Х наук, проф. МарГУ
Учебно-методическое пособие предназначено для студентов II курса заочной формы обучения специальности 110401. 65 Зоотехния. Включает...
Учебно-методическое пособие издательство томского университета 2006 удк 543(076. 1): 087. 5 Ббк 24 Ш432 Шелковников В. В iconУчебно-методическое пособие для слушателей идпо издательство Тюменского государственного университета 2007 удк 512. 64 (075. 8)
Охватывают важнейшие понятия, разделы «математической экономики», «финансовой математики»
Учебно-методическое пособие издательство томского университета 2006 удк 543(076. 1): 087. 5 Ббк 24 Ш432 Шелковников В. В iconМетодические рекомендации Томск 2009 ббк 73. 3(0)я73 Печатается по решению к 90 учебно-методического совета Томского государственного
Куликов, С. Б. История науки [Текст]: Методические рекомендации / С. Б. Куликов. – Томск: Издательство Томского государственного...
Учебно-методическое пособие издательство томского университета 2006 удк 543(076. 1): 087. 5 Ббк 24 Ш432 Шелковников В. В iconУчебно-методическое пособие по французскому языку Казань 2012 удк: 811. 133. 1 Ббк: 81. 2 Фр А13
Учебное пособие предназначено для студентов старших курсов языковых факультетов. Пособие содержит подборку аутентичных публицистических...
Учебно-методическое пособие издательство томского университета 2006 удк 543(076. 1): 087. 5 Ббк 24 Ш432 Шелковников В. В iconУчебно-методическое пособие Казань 2006 удк. 316. 4 (075); 11. 07. 13 Ббк 72; 65я73
Охватывает явления в комплексе, а с другой – закрывает, для внешнего наблюдения главные элементы гипотетической картины мира, которой...
Разместите кнопку на своём сайте:
ru.convdocs.org


База данных защищена авторским правом ©ru.convdocs.org 2016
обратиться к администрации
ru.convdocs.org