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



страница9/14
Дата07.01.2013
Размер1.1 Mb.
ТипУчебно-методическое пособие
1   ...   6   7   8   9   10   11   12   13   14

С0 0,05


[ ] 0,05.0,1 x 0,05.0,9





Ответ: начальная концентрация ионов CN-, которую нужно создать в растворе будет равна 4,8.10-8+0,18 моль/л.

В данном примере избыточная концентрация цианид-ионов невелика благодаря достаточно высокой константе устойчивости комплекса, однако, если комплекс менее устойчив, то ее необходимо обязательно учитывать.

3. Применение комплексообразования для «маскировки» ионов
При проведении качественного или количественного анализа с целью повышения селективности определения необходимо устранять мешающее влияние тех частиц, которые дают сходный эффект с определяемым компонентом. Одним из способов устранения мешающего влияния ионов является связывание их в хорошо устойчивые комплексы.

Пример. Вычислить концентрацию аммиака, достаточную для маскировки ионов Ag+ в растворе AgNO3 (С=0,1 моль/л) при осаждении ионов Pb2+ в виде PbCl2 действием KCl (C=0,1 моль/л). Объем раствора 1 литр, избыток осадителя – 2 моль/л.

Решение:

Избыточная концентрация осадителя задана 2 моль/л. Рассчитаем, какой должна быть концентрация ионов Ag+, чтобы осадок AgCl не образовывался:

.

Найдем концентрацию NH3, необходимую для того, чтобы остаточная концентрация ионов Ag+ не превышала 8,9.10-11:

Ag(NH3)2 ⇄ Ag+ + 2NH3 Kн=5,8.10-8

С 0,1


[ ] 0,1-8,9.10-11 8,9.10-11 x

x=[NH3]=8,1 моль/л

Чтобы 0,1 моль Ag+ связать в комплекс, необходимо 2.0,1=0,2 моль NH3, поэтому начальная концентрация аммиака, которую нужно создать в растворе, должна быть не меньше 0,2+8,1=8,3 моль/л.

4. Растворение осадков
Растворимость осадка можно существенно увеличить путем введения веществ, образующих растворимые комплексы с анионом или катионом осадка. Данный процесс многостадиен и может быть представлен схематично в виде двух реакций:

MA M + A      ПРМА          

M + nL png" name="graphics2" align=bottom width=20 height=12 border=0>MLn Kу

MA + nL MLn + A        K=ПРМА.Kу

При использовании для расчета суммарного уравнения не учитывается ступенчатое образование комплекса, что приводит к несколько завышенному количеству требуемого растворителя.

Пример 1. Найти растворимость AgBr в 0,1 М растворе NH3.

Решение:

AgBr Ag+ + Br- ПР=5,2.10-13

Ag+ + NH3 AgNH3+ K1=2,0.103

AgNH3 + NH3 Ag(NH3)2 K2=6,9.103

AgBr + 2NH3 Ag(NH3)2+ + Br-        K=ПР.K1.K2=7,2.10-6

С0 0,1

[ ] 0,1-2x                x              x





Ответ: растворимость AgBr в 1 л 0,1 М NH3 составляет 2,7.10-4 моль, или

2,7.10-4.188.10-3=50,8 мг

Пример 2. Какую концентрацию CN- нужно создать в растворе, чтобы в 100 мл его растворился 1 г Cd(OH)2?

Решение:

Cd(OH)2 Cd2+ + 2OH- ПР=2,2.10-14

Cd2+ + 4CN- [Cd(CN)4]2- K=1,3.1017
Cd(OH)2 + 4CN- [Cd(CN)4]2- + 2OH- K= ПР. K=2,87.103

С0 x

[ ] x-4.0,0685      0,0685           0,0685.2





Ответ: в 100 мл концентрация цианид ионов должна быть в 10 раз выше, т.е. 0,26 моль/л.
Глава 4. РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ


Реакции окисления-восстановления используют в аналитической химии для обнаружения ионов, их разделения, растворения металлов, сплавов, малорастворимых соединений, для количественного определения веществ. Расчет равновесий в реакциях окисления-восстановления позволяет выбрать нужный реактив и условия его применения в анализе. Методы расчета основаны на знании величин стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, знании констант равновесия реакций окисления-восстановления.

1. Окислительно-восстановительный потенциал
Для обратимой окислительно-восстановительной полуреакции процесс превращения окисленной формы элемента в восстановленную может быть представлен в виде:

Ox + ze Red ,

где символом Ох обозначены элементарные объекты-окислители (атомы, молекулы, ионы), которые присоединяют электроны и восстанавливаются, а символом Red  объекты-восстановители, которые отдают электроны и окисляются. Как видно, окислители и восстановители взаимосвязаны. Они образуют пары элементарных объектов (частиц), называемыми окислительно-восстановительными парами (редоксипарами). При этом объект Ох именуется окисленной, а объект Red – восстановленной формами таких пар. Превращение Ox + ze Red называют окислительно-восстановительным переходом (редоксипереходом) или полуреакцией. Любую окислительно-восстановительную реакцию можно представить как сумму двух полуреакций. Например, редоксиреакция

S2O32 + I2 S4O62 + 2I

является сочетанием двух полуреакций

2S2O32  2 S4O62

I2 + 2 2I

В каждой полуреакции принимает участие окислительно-восстановительная пара, содержащая окисленную и восстановленную формы одного и того же элемента. Количественно окислительно-восстановительные свойства каждой редоксипары характеризуются величиной окислительно-восстановительного потенциала (Е). Чем больше Е, тем больше сила окислителя и меньше  восстановителя.

Окислительно-восстановительный потенциал полуреакции (редоксипотенциал), измеренный в стандартных условиях (р=1атм, Т=250С, aOx=aRed=) относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят равным нулю, называется стандартным потенциалом и обозначается символом . Значения представлены в справочной литературе (см. приложение 3). Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар, рассчитанные с учетом влияния на них ионной силы и рН среды, а также побочных взаимодействий компонентов пар с посторонними (или вспомогательными) частицами в растворе, называют формальными (реальными) потенциалами и выражают уравнением Нернста:

,

где R  газовая постоянная, равная 8,314 Дж/мольК;

F  постоянная Фарадея, равная 96490 Кл/моль.

Часто постоянные величины объединяют в одну константу, а натуральный логарифм заменяют десятичным. Значение величины 2,303 RT/F при стандартной стандартной температуре 25 С равно 0,059. Поэтому уравнение Нернста обычно записывают так:

.

Если в редоксипереходе участвуют ионы водорода или гидроксила, то потенциал Е будет зависеть и от их концентрации в растворе:

,

где q – стехиометрический коэффициент при ионе водорода в уравнении реакции.

Пример. Вычислить редоксипотенциал пары H3AsO4/HAsO2 при рН 3 и с(H3AsO4) = с(H3AsO2)=1 М.

Решение: Запишем полуреакцию для редоксипары H3AsO4/HAsO2 :

H3AsO4 + 2+ 2H+ HAsO2 + 2H2O

По условию задачи рН=3, следовательно; [H+]=10-3М.

В.

Ответ: 0,4 В.

2. Направление окислительно-восстановительных реакций
Значения стандартных потенциалов позволяют оценить направление реакции. Реакция окисления-восстановления протекает в заданном направлении в том случае, когда разность между стандартными потенциалами редоксипар будет величиной положительной, т.е.

E=E 01 -E0 2>0.

Чем больше разница E01-E02, тем больше вероятность протекания данной реакции.

Пример 2. Определите, в каком направлении пойдет реакция между Fe3+и иодид-ионом?

Решение: Запишем соответствующие полуреакции и найдем в таблицах значения стандартных потенциалов:

Fe3+ + е Fe2+ В;

I2 + 2е 2I- В.

Найдем разность потенциалов:

E=E 01 -E0 2=0,77В-0,54В=0,23В.

Вывод: положительная разность потенциалов указывает на протекание реакции в направлении окисления йодид-иона железом (III).

2Fe3++ 2I- Fe2+ + I2

3. Константа равновесия

окислительно-восстановительной реакции
О возможности протекания реакций окисления-восстановления можно судить по величине константы равновесия, которая связана со стандартными потенциалами редоксипар уравнением:

lg K = ,

где E0Ох и E0Red – стандартный потенциал пары, выступающей в данной реакции в качестве окислителя (E0Ох) и в качестве восстановителя(E0Red);

n - число электронов, участвующих в реакции.

Реакция может протекать в прямом направлении, если К>1.Чем больше численное значение К, тем полнее протекает реакция.

Пример. Рассчитайте константу равновесия реакции:

MnO4-+5Fe2++8H+ Mn2+ +5Fe3++ 4H2O.

Решение: Находим стандартные окислительно-восстановительные потенциалы и записываем уравнения полуреакций:

MnO4-+5+8H+ Mn2+ + 4H2O В

Fe2+- Fe3+ В

Число электронов, участвующих в реакции, равно 5. Находим величину К:

lg K = =62,7

К≈1063.

Вывод: численное значение константы К>>1, значит реакция прошла практически полностью в прямом направлении.

4. Расчет растворимости металлов в кислотах
Восстановительная способность металлов определяется величинами окислительно-восстановительных потенциалов. Если металл стоит в ряду напряжений до водорода (Е0<0), то при растворении в кислотах он способен восстанавливать водород. Если металл стоит в ряду напряжения после водорода (E0>0), то такой металл не способен растворяться в кислотах неокислителях. Заметное растворение электроположительных металлов возможно только в кислотах-окислителях и только за счет центрального атома кислотного остатка. При растворении металлов в кислотах-окислителях водород из растворов не выделяется, процесс растворения сопровождается выделением продуктов восстановления кислоты (концентрированной серной или азотной). В зависимости от природы металла и концентрации кисоты-окислителя в качестве продуктов восстановления при использовании в качестве растворителя азотной кислоты могут выделяться NO, NO2, NH4+, а при использовании концентрированной серной кислоты – SO2, H2S, S.
4.1. Растворение металлов в сильных кислотах
Растворение металлов в сильных кислотах-неокислителях сопровождается процессом восстановления водорода. Если количество водорода, образующегося в результате окислительно-восстановительного процесса, больше его растворимости в воде (8.10-4 моль/л при 25С), то газообразный водород выделяется из раствора.

Пример 1. Вычислить растворимость металлической меди в 1 М растворе соляной кислоты. Будет ли выделяться газообразный водород?

Решение:

Cu – 2e Cu2+ K=2,0.10-12

2H+ + 2e H2 K=1

______________

Cu + 2H+ Cu2+ + H2

1

1-2x x x

Так как константа равновесия суммарного процесса меньше 1, за неизвестные величины обозначаем равновесные концентрации частиц, стоящих в правой части уравнения.



s=[Cu2+]=[H2]=5,6.10-6 моль/л

5,6.10-6 < 8.10-4

Вывод: водород выделяться не будет.

Пример 2. Вычислить растворимость металлического кадмия в 1 М растворе соляной кислоты. Будет ли выделяться газообразный водород?

Решение:

Cd – 2e Cd2+ K=2,57.1013

2H+ + 2e H2 K=1

______________

Cd + 2H+ Cd2+ + H2

1

2x

Так как суммарная константа равновесия процесса намного больше 1, за неизвестную величину удобно обозначить равновесную концентрацию непрореагировавшей кислоты.



x=4,93.10-8, следовательно растворимость моль/л.

Так как растворимость газообразного водорода меньше количества, образующегося в данном процессе, расчет растворимости необходимо повторить, подставив вместо величины равновесной концентрации водорода, его молярную растворимость.

Cd + 2H+ Cd2+ + H2

1

2x 8.10-4



[H+]=1,97.10-9, а [Cd2+]=0,05 моль/л.
Для растворения электроположительных металлов в качестве растворителя используют кислоты-окислители (азотную или концентрированную серную).

Пример 3. Рассчитать растворимость металлической меди в 6 М растворе азотной кислоты.

Решение:

3 Cu – 2e Cu2+ K=3,16.10-12

2 NO3- + 4H+ + 3e NO + 2H2O K=1.1048

_____________________________

3Cu + 2NO3- + 8H+ 3Cu2+ + 2NO + 4H2O

  1. 6

8x



x=2,1.10-9.

Так как [NO]= =1,5 больше растворимости NO в воде (2,1.10-3), то расчет следует повторить, подставляя в качестве равновесной концентрации NO, его молярную растворимость.

Таким образом, растворимость металлической меди в 6 М азотной кислоте составляет ~2,25 моль/л.
4.2. Растворение металлов в слабых кислотах
При расчете растворимости металлов в слабых кислотах необходимо учитывать процесс диссоциации слабый кислоты.

Пример. Рассчитать растворимость металлического свинца в 0,1 М растворе уксусной кислоты.

Решение:

Pb – 2e Pb2+ K=6,3.10-5

CH3COOH CH3COO- + H+ K=1,8.10-5

2H+ + 2e H2 K=1

___________________________

Pb + 2CH3COOH Pb2+ + H2 + 2CH3COO-

0,1

0,1-2x x x 2x



[Pb2+]=[H2]=2,66.10-2.

Так как растворимость водорода меньше полученной величины, расчет повторяем, подставляя в качестве равновесной концентрации водорода величину его молярной растворимости.

,

[Pb2+]=8,76.10-2 моль/л.

5. Растворение сульфидов металлов
Растворение малорастворимых сульфидов можно проводить за счет окислительно-восстановительных процессов. Наиболее часто для растворения используют азотную кислоту.

Пример. Вычислить растворимость сульфида ртути (II) в 6 М азотной кислоте.

Решение:

HgS Hg2+ + S2- ПР=1,6.10-52

NO3- + 4H+ + 3e NO + 2H2O K=1.1048

S2- - 2e S0 K=8,91.1016

___________________________

3HgS + 8H+ + 2NO3- 3S + 2NO + 3Hg2+ + 4H2O Kобщ=4,47.10-14

  1. 6

6-8x 6-2x 2x 3x

Так как константа равновесия меньше 1, за неизвестное прнимаем равновесную концентрацию продуктов реакции.

.

[Hg2+]=0,105 моль/л.

Так как [NO]=0,07>2,1.10-3, то расчет следует повторить, приняв в качестве равновесной концентрации NO молярную растворимость.

ВОПРОСЫ, ЗАДАЧИ, ТЕСТЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ


Глава 1. Химические равновесия в растворах электролитов

Вопросы для самоконтроля

  1. По какому принципу электролиты делят на сильные и слабые?

  2. При каких условиях закон действующих масс применим к сильным электролитам?

  3. Что такое ионная сила раствора?

  4. Чем отличается константа ионизации воды от ионного произведения воды?

  5. Дайте характеристику кислотам и основаниям с точки зрения теории Бренстеда–Лоури.

  6. Как вычисляется [H+], рН, рОН и α в растворах слабых одноосновных кислот и оснований?

  7. Что такое гидролиз?

  8. К какому типу реакций относится гидролиз по теории Бренстеда–Лоури?

  9. Напишите реакции гидролиза для водных растворов следующих солей: SbCl3, Na2S, (NH4)2CO3.

  10. Как изменится степень гидролиза при разбавлении раствора, при нагревании, при введении в раствор сильных кислот и щелочей?

  11. Какие растворы называют буферными?

  12. Как влияет разбавление на величину рН буферных растворов?

  13. Объясните, в чем заключается механизм действия буферных смесей.

  14. Приведите примеры различных буферных смесей, которые используются для поддержания постоянного значения рН в кислых, нейтральных и щелочных средах.


Задачи для самостоятельного решения

  1. Вычислите ионную силу и коэффициент активности в 0,01 М растворе CdSO4.

  2. Константа ионизации фтороводородной кислоты равна 6,8.10-4. Определите степень ионизации в растворе HF, если концентрация равна 0,1 моль/л.

  3. Степень ионизации HNO2 в растворе с концентрацией 0,02 моль/л равна 4,45 %. Рассчитайте константу ионизации.

  4. Найдите рН 0,012 М раствора хлороводородной кислоты с учетом ионной силы раствора.

  5. Сравните степень ионизации уксусной кислоты в растворах, содержащих: а) 0,01 М CH3COOH; б) 0,01 М CH3COOH и 0,02 М NaCl.

  6. Определите активную концентрацию иона ОН-, рОН и рН в растворе NaOH (C = 0,05 моль/л).

  7. Вычислите равновесные концентрации, степень гидролиза, рН при гидролизе раствора Na2C2O4 (С = 0,05 моль/л). Расчет проведите с учетом гидролиза соли по первой ступени.

  8. Рассчитайте равновесные концентрации и степень гидролиза раствора FeCl3 (С = 0,1 моль/л). Расчет проведите с учетом I и II ступени гидролиза.

  9. Чему равен рН буферной смеси NH4OH и NH4Cl, содержащей 0,1 моль каждого из веществ? Как изменится рН этого раствора при добавлении в него 0,01 моль HCl?

  10. Вычислите рН ацетатной буферной смеси, содержащей по 0,25 моль ацетата натрия и уксусной кислоты. Как изменится рН при добавлении к 100 мл этой смеси 0,1 моль HCl и при разбавлении раствора водой в 10 раз?

  11. Вычислите рН буферного раствора, полученного при смешивании 30 мл 0,2 М раствора KH2PO4 и 10 мл 0,1 М раствора HCl.

  12. Как приготовить буферный раствор с рН = 10 и буферной емкостью β = 0,2?


Тест 1. Химические равновесия в кислотно-основных системах

1. Укажите правильный ответ. В водных растворах полностью диссоциирует на ионы

А) LiOH

Б) HСlO4

В) CoS

Г) H3PO4

2. Укажите правильный ответ. Буферным действием обладает раствор

А) HCl + NaOH

Б) HCl + NaCl

В) Na2HPO4 + NaH2PO4

Г) CH3COONa + NaOH

3. Опираясь на справочные данные, расположите кислоты в порядке увеличения их кислотной силы в водном растворе.

А) H3PO4

Б) CH3COOH

В) HCl

Г) HCOOH

4. Расположите соли в порядке увеличения степени гидролиза в растворах с одинаковой концентрацией.

А) NaHCO3

Б) NaCl

В) Na3PO4

Г) Na2CO3

5. Найдите соответствие между водным раствором соли и характером среды.

1

NaCl

А

кислая

2

Na2HPO4

Б

нейтральная

3

KNO2

В

щелочная

4

FeCl2







6. Найдите соответствие между водным раствором уксусной кислоты и тенденцией изменения степени ее диссоциации по отношению к чистому раствору с концентрацией 0,1 моль/л.

1

0,01 М CH3COOH

А

увеличивается

2

0,1 М CH3COOH + 0,1 М HCl

Б

уменьшается

3

0,1 М CH3COOH + 0,1 М KCl

В

не изменяется

4

0,1 М CH3COOH + 0,1 М CH3COONa







7. Выберите правильные варианты ответов. рН раствора соляной кислоты будет уменьшаться в присутствии следующих веществ:

А) HNO3

Б) NaCl

В) NaOH

Г) Na2S

Д) CH3COOH

8. Выберите правильные варианты ответов. Гидролиз соли Na3AsO4 можно уменьшить за счет следующих факторов:

А) добавление HCl

Б) добавление NaOH

В) нагревание раствора

Г) охлаждение раствора

Д) увеличение концентрации соли

9. Рассчитайте степень ионизации в растворе бензойной кислоты (С = 0,1 моль/л) в присутствии бензоата натрия (С = 0,1 моль/л).

А) 8,9.10-3 %

Б) 7,3.10-2 %

В) 1,1 %

Г) 12 %

10. Определите рН в растворе бензойной кислоты (С = 1 моль/л).

А) 2,41

Б) 3,16

В) 8,56

Г) 1,36
Глава 2. Равновесия в гетерогенных системах

Вопросы для самоконтроля

  1. Чем величина произведения растворимости отличается от константы ионизации малорастворимого соединения?

  2. Опираясь на правило произведения растворимости, сформулируйте условия образования и растворения осадков.

  3. Что такое солевой эффект? Приведите примеры.

  4. Как влияет на растворимость осадков введение сильных электролитов, содержащих одноименные ионы с одним из ионов осадка?


Задачи для самостоятельного решения

  1. Вычислите ПР хлорида свинца, если известно, что растворимость PbCl2 при 20 С в 100 мл воды равна 0,99 г (плотность раствора ρ = 1,007 г/см3).

  2. Вычислите растворимость BaSO4 в 0,1 М растворе Na2SO4.

  3. Вычислите растворимость Co(OH)2 в 1 М растворе уксусной кислоты.

  4. Какую концентрацию муравьиной кислоты нужно создать, чтобы в 100 мл ее растворилось 0,2137 г Fe(OH)3?

  5. Вычислите растворимость сульфида кадмия с учетом гидролиза аниона, пренебрегая гидролизом катиона.


Глава 3. Комплексные соединения

Вопросы для самоконтроля

  1. Какие соединения называются комплексными?

  2. Какие количественные характеристики используют для описания комплексных соединений?

  3. Для чего используют комплексные соединения в химическом анализе? Приведите примеры.

  4. На основании справочных данных приведите наиболее устойчивый комплекс для ионов Ag+. Запишите уравнения ступенчатой диссоциации данного комплекса.


Задачи для самостоятельного решения

  1. Вычислите равновесные концентрации всех частиц в растворе K2[PbI4] (C = 0,1 моль/л).

  2. Рассчитайте константу нестойкости аммиачного комплекса серебра в растворе, если равновесные концентрации ионов равны соответственно [Ag+] = 4,6.10-4 моль/л, [NH3] = 9,2.10-4 моль/л, [Ag(NH3)2+] = 9,62.10-2 моль/л.

  3. Почему происходит растворение осадка PbI2 в избытке KI? Напишите уравнение реакции.

  4. Вычислите концентрацию ацетата натрия, достаточную для маскировки иона Pb2+ в 0,1 М растворе Pb(NO3)2 при осаждении Ba2+ в форме BaSO4 действием 0,1 М раствора Na2SO4. Объем раствора 1 литр, избыток осадителя 0,01 М.

  5. Какую концентрацию KSCN нужно создать в растворе, что открыть ион Co2+ в виде окрашенного комплекса Co(SCN)42- из 0,1 М раствора CoSO4?


Глава 4. Реакции окисления-восстановления

Вопросы для самоконтроля

  1. Какие реакции называют окислительно-восстановительными?

  2. Что характеризует стандартный окислительно-восстановительный потенциал?

  3. Как можно оценить направление окислительно-восстановительной реакции?

  4. Какие факторы влияют на величину формального окислительно-восстановительного потенциала?


Задачи для самостоятельного решения

  1. Рассчитайте величину окислительно-восстановительного потенциала пары MnO4-/Mn2+, если в растворе активности ионов равны a(Mn2+) = 0,01 моль/л, a(MnO4-) = 0,1 моль/л, рН = 7.

  2. Расставьте стехиометрические коэффициенты и рассчитайте константу равновесия реакции

Fe2+ + O2 + H+ Fe3+ + H2O

  1. Определите направление протекания реакции при рН = 0 и при рН = 8

I2 + HAsO2 + 2H2O H3AsO4 + 2H+ + 2I-

  1. Вычислите растворимость металлического кобальта в 1 М растворе хлороводородной кислоты.

  2. Вычислите растворимость металлического золота в 1,2 М азотной кислоте.


Тест 2. Ионные равновесия в реакциях осаждения, комплексообразования

и окисления-восстановления

1. Укажите правильный ответ. Самая низкая растворимость Al(OH)3 будет в водном растворе

А) NaOH

Б) HCl

В) NaCl

Г) NaF

2. Укажите правильный ответ. Для окисления иона Fe2+ в кислой среде до Fe3+ можно использовать водный раствор

А) H2O2

Б) SnCl2

В) I2

Г) CoSO4

3. Расположите растворители в порядке увеличения в них растворимости CdS.

А) H2O

Б) HCl

В) HCOOH

Г) H2C2O4

4. Расположите комплексные ионы в порядке уменьшения их устойчивости.

А) [AgI3]2-

Б) [Ag(NH3)2]+

В) [Ag(CN)2]-

Г) [AgS2O3)2]3-

5. Найдите соответствие между веществом и стехиометрическим коэффициентом в уравнении реакции

HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + H2O

1

HCl

А

2

2

MnO2

Б

4

3

Cl2

В

3

4

H2O

Г

1







Д

5

6. Найдите соответствие между веществом и растворителем, в котором растворимость будет наибольшая.

1

BaCO3

А

NaF

2

Fe(SCN)3

Б

HCl

3

PbCl2

В

NaOH

4

AgCl

Г

NH4OH
1   ...   6   7   8   9   10   11   12   13   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