Классификация окислительно-восстановительных реакций

Oкислительно-восстановительные реакции

Основные понятия

Степень окисления элементов

и сущность окислительно-восстановительных явлений Окислительно-восстановительные реакции имеют очень широкое распространение и являются чрезвычайно важными для обмена веществ в живых организмах, для многих промышленных процессов, связанных с получением химических веществ. Они имеют огромное значение в теории и практике.

Окислительно-восстановительные реакции - это такие реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Например, NaOH+HCl=NaCl+H₂O реакция идет без изменения степени окисления. Такого типа реакции называются обменными.

Zn⁰-2e→Zn²⁺ 1 восстановитель, окисление

2H⁺+2e→H₂⁰ 1 окислитель, восстановление

Сущность окислительно-восстановительных процессов состоит в переходе валентных электронов от восстановителя к окислителю. При окислительно-восстановительных реакциях одновременно протекают два процесса: окисление и восстановление.

Окисление-это процесс отдачи электронов. Этот процесс сопровождается повышением степени окисления элемента. Вещество, отдающее электрон, является восстановителем. Восстановление- это процесс присоединения электронов. Этот процесс сопровождается понижением степени окисления элемента. Вещество, принимающее электрон, является окислителем.

Вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления, например, H₂S⁺⁶O₄ , могут быть только окислителями.

Вещества, содержащие элемент в низшей степени окисления, например, H₂S^-2 , могут быть только восстановителями.

Вещества, содержащие элемент в промежуточной степени окисления, например, SО₂⁺⁴ могут быть как окислителями, так и восстановителями.

Состояние атома в молекуле характеризуется с помощью понятия «степени окисления».

Под степенью окисления понимают заряд атома элемента в соединении,

вычисленный из предположения о том, что молекула состоит только из ионов.

Для определения степени окисления элементов в химических соединениях следует руководствоваться следующими положениями:

1) Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Для водорода в большинстве соединений характерна степень окисления +1, а в гидридах металлов и в некоторых других соединениях она равна -1. Кислород в соединениях проявляет главным образом степень окисления -2, кроме пероксидных соединений , степень окисления кислорода в которых равна -1, и фторида кислорода OF₂, в котором она равна +2.

2) Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю (S⁰,Cu⁰,Br₂⁰,O₂).

3) Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, а в ионе - заряду иона. Например:

К₂⁺¹ Mn^xO₄^-2, (+1)∙2+x+(-2)∙4=0, x=+6, K₂⁺¹Mn⁺⁶O₄^-2

(N^xH₄⁺¹)⁺, x+(+1)∙4=+1, x=-3, (N^-3H₄)⁺

(NH₄)₂⁺¹ Cr₂^xO₇^-2, (+1)∙2+x∙2+(-2)∙7=0, x=+6, (NH₄)₂⁺¹ Cr₂⁺⁶O₇^-2

4) Степень окисления атомов в кислотном остатке для кислоты и всех ее солей одинакова.

Al₂(S⁺⁶O₄)_3,так как H₂S⁺⁶O_4.

Ca(N⁺⁵O₃)₃ , так как HN⁺⁵O₃.

Составление уравнений ОВР методом электронного баланса.

В основе данного метода лежит следующее правило: общее число электронов, которые отдают атомы-восстановители, должно быть равно общему числу электронов, которое присоединяют атомы- окислители.

Рассмотрим применение метода электронного баланса на примере реакции, которая выражается следующей схемой:

KMnO₄+KBr+H₂SO₄→MnSO₄+Br₂+K₂SO₄+H₂O

1) Определим степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ и продуктов реакции:

K⁺¹Mn⁺⁷O₄^-2+ K⁺¹Br^-1+ H₂⁺¹ S⁺⁶O₄^-2→ Mn⁺²S⁺⁶O₄^-2+ Br₂⁰+ K₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2+ H₂⁺¹O^-2

2) Подчеркнем символы элементов, которые изменяют степени окисления в ходе реакции:

K⁺¹Mn⁺⁷O₄^-2+ K⁺¹Br^-1+ H₂⁺¹ S⁺⁶O₄^-2→ Mn⁺²S⁺⁶O₄^-2+ Br₂⁰+ K₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2+ H₂⁺¹O^-2

3) Составим электронные уравнения процессов окисления и восстановления:

Mn⁺⁷+5е→ Mn⁺² 2 (восстановление)

2Br^-1-2е→Br₂⁰ 5 (окисление)

В левой части атомов брома взято два, так как продуктом окисления является двухатомная молекула брома Br_2.

( если степень окисления понижается, электроны добавляем; повышается - электроны вычитаем).

4) Найденные множители (2и5) запишем как коэффициенты перед формулами веществ, которые содержат элементы, участвующие в процессах окисления и восстановления:

2KMnO₄+10KBr+H₂SO₄→2MnSO₄+5Br₂+K₂SO₄+H₂O

5) Далее уравниваем числа атомов элементов, которые не изменяют степени окисления, начиная со щелочного металла калия:

2KMnO₄+10KBr+H₂SO₄→2MnSO₄+5Br₂+6K₂SO₄+H₂O

Затем уравниваем число атомов серы и водорода:

2KMnO₄+10KBr+8H₂SO₄→2MnSO₄+5Br₂+6K₂SO₄+8H₂O

В последнюю очередь определяем число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Равенство (по 40 атомов кислорода) свидетельствует о том, что уравнение составлено правильно.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Различают несколько типов ОВР:

1) Межмолекулярные ОВР – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель принадлежат разным веществам. Эти вещества могут быть как простыми, так и сложными.

2Fe⁺³Cl₃+2KI^-1→2Fe⁺²Cl₂+I₂+2KCl

Fe⁺³+e→ Fe⁺² 2 окислитель

2I^-1-2е→I₂⁰ 1 восстановитель

2) Реакции конмутации (контрпропорционирования) – это реакции, в которых окисляются и восстанавливаются атомы одного и того же элемента. В результате получается продукт, где элемент имеет промежуточную степень окисления:

СаН₂^-1+2Н₂⁺¹О →Са(ОН)₂+2Н₂⁰↑

2Н^-1-2е → Н₂⁰ 1 восстановитель

2Н⁺¹+2е → Н₂⁰ 1 окислитель

3) Внутримолекулярные ОВР – это реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя находятся в одном и том же веществе, при этом атомы с большей степенью окисления окисляют атомы с меньшей степенью окисления:

2KCl⁺⁵O₃^-2 ^t,kt 2KCl^-1+3O₂⁰

Cl⁺⁵+6е → Cl^-1 2 окислитель

2О^-2-4е→О₂⁰ 3 восстановитель

4) Реакции диспропорционирования (дисмутации) или самоокисления-самовосстановления-это реакции, в которых атомы одного и того же элемента одновременно и окисляются, и восстанавливаются. Такие реакции возможны для веществ, имеющих элементы с промежуточной степенью окисления:

4KCl⁺⁵O₃^-2 ^t 3KCl⁺⁷O₄^-2 + KCl^-1

Cl⁺⁵+6е → Cl^-1 1 окислитель

Cl⁺⁵-2е → Cl⁺⁷ 3 восстановитель

Контрольные задания

Подберите коэффициенты методом электронного баланса, укажите тип ОВР, окислитель и восстановитель.

1) As+Cl₂+H₂O=H₃AsO₄+HCl

2) Zn + H₂SO₄=H₂S+ZnSO₄+ H₂O

3) Mg+HNO₃=Mg(NO₃)₂+N₂+ H₂O

4) K₂Cr₂O₇+HBr=Br₂+CrBr₃+KBr+ H₂O

5) K₂MnO₄+ H₂O= KMnO₄+MnO₂+KOH

6) KClO₃+ HCl=KCl+Cl₂+ H₂O

7) FeCl₂+KClO₃+HCl=FeCl₃+KCl+H₂O

8) Cr₂(SO₄)₃+ H₂O₂+NaOH=Na₂CrO₄+Na₂SO₄+ H₂O

9) KMnO₄+H₂S+ H₂SO₄=MnSO₄+S+K₂SO₄+ H₂O

10) NaBrO₃+NaBr+ H₂SO₄ =Br₂+ Na₂SO₄+ H₂O

11) KMnO₄+H₃ PO₃+ H₂ SO₄= MnSO₄+ H₃PO₄+ K₂SO₄+ H₂O

12) Zn+HNO3 =Zn(NO3)2+NO2+ H2O

13) KI+Cu(NO₃)₂=CuI+I₂+KNO₃

14) MnS+ HNO₃ = MnSO₄+NO₂+ H₂O

15) Cr(NO₃)₃=Cr₂O₃+NO₂+O₂

16) K+ H₂SO₄= K₂SO₄+S+ H₂O

17) SnSO₄+ KMnO₄ + H₂SO₄= Sn(SO₄)₂+ MnSO₄+ K₂SO₄+ H₂O

18) Na₂SO₃+KIO₃+ H₂SO₄=I₂+Na₂SO₄+ K₂SO₄+ H₂O

19) Na₂SO₃+ KMnO₄ + H₂O= Na₂SO₄+MnO₂+KOH

20) Na₂SO₃= Na₂SO₄+ Na₂S

21) PH₃+ KMnO₄ +H₂SO₄ = H₃PO₄+ MnSO₄+ K₂SO₄+ H₂O

22) FeSO₄+KClO₃+H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃+KCl+ H₂O

23) SnCl₂+HNO₂+HCl=SnCl₄+NO+ H₂O

24) PH₃+AgNO₃+ H₂O=Ag+ H₃PO₄+HNO₃

25) H₂S+H₂SO₃=S+ H₂O

26) Cr₂O₃+KClO₃+KOH=K₂CrO₄+KCl+ H₂O

27) Cr₂O₃+NaNO₃+NaOH= Na₂CrO₄+NaNO₂+ H₂O

28) K₂Cr₂O₇+H₂S+ H₂SO₄=Cr₂(SO₄)₃+S+ K₂SO₄+ H₂O

29) KMnO₄ +NaNO₂+ H₂O=MnO₂+NaNO₃+KOH

30) NaH+ H₂O=NaOH+H₂

31) P+HIO₃+ H₂O= H₃PO₄+HI

32) H₂S+Cl₂+ H₂O=H₂SO₄+HCl

33) PbS+HNO₃=S+Pb(NO₃)₂+NO+ H₂O

34) P+ HNO₃ + H₂O= H₃PO₄+NO

35) KBrO₃+KBr+ H₂SO₄ =Br₂+ K₂SO₄+ H₂O

36) Cu₂O+ HNO₃ = Cu(NO₃)₂+NO+ H₂O

37) Ca+ HNO₃ =NH₄NO₃+ Ca(NO₃)₂+ H₂O

38) KMnO₄+H₃ AsO₃+ H₂ SO₄= MnSO₄+ H₃AsO₄+ K₂SO₄+ H₂O

39) Zn+ HNO₃ =N₂O+ Zn(NO₃)₂+ H₂O

Электрохимические процессы

Электрохимические процессы - большая область явлений, из которых наиболее интересны и важны возникновение разности потенциалов и получение электрической энергии за счет химических реакций (гальванические элементы, электрохимическая коррозия) и возникновение химических реакций за счет затраты электрической энергии (электролиз).

Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролитов.

Окислительно-восстановительный процесс протекает на электродах: катоде (-) и аноде(+), присоединенных соответственно к отрицательному и положительному полюсу источника тока. На катоде протекают процессы восстановления, а на аноде- окисления ионов, находящихся в растворе (расплаве) электролитов.

Простейший пример –электролиз расплавов солей. Рассмотрим процесс электролиза расплава хлорида натрия. В расплаве идет процесс термической диссоциации:

NaCl_{расплпаав}→Na⁺+Cl^-

Под действием электрического тока катионы Na⁺ движутся к катоду и принимают от него электроны. Анионы Cl^-движутся к аноду и отдают электроны:

К(-) Na⁺ +е→ Na⁰ 2

А(+) 2 Cl^- -2е→ Cl₂⁰↑ 1

^{________________________________________________}

2 Na⁺+2 Cl^- →2 Na⁰+ Cl₂ ⁰ ↑ или

2 NaCl_{расплав}^{электролиз} 2Na + Cl₂ ⁰ ↑

На катоде образуется металлический натрий, на аноде- газообразный хлор.

Сложнее обстоит дело в случае электролиза растворов электролитов, когда в электродных процессах принимает участие вода.

Для определения продуктов электролиза водных растворов электролитов существуют следующие правила:

1. Процесс на катоде не зависит от материала катода, из которого он сделан, а зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжений

LI, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Sn, Pb, H₂, Cu, Hg, Ag, Au

При этом если:

1.1 Катион электролита расположен в ряду напряжений в начале ряда (по Al включительно), то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется водород Н₂↑): 2Н₂О+2е→2ОН^-+ Н₂↑

Катионы металла не восстанавливаются, они остаются в растворе.

1.2 Катион электролита находится в ряду напряжений между Al и Н₂, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды:

Ме⁺ⁿ+ne^-→Me⁰

2Н₂О+2е→2ОН^-+ Н₂↑

1.3 Катион электролита находится в ряду напряжений после Н₂, то на катоде восстанавливаются только катионы металла:

Ме⁺ⁿ+ne^-→Me⁰

2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.

2.1 Если анод растворяется (Fe,Zn,Cu,Ag и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза),то окисляется металл анода, несмотря на природу аниона.

Ме⁰-ne^-→Me⁺ⁿ

2.2 Если анод не растворяется (его называют инертным- графит, золото, платина ), то:

а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона, например:

2Сl^- - 2e→Cl₂⁰↑

б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется кислород О₂↑):

2Н₂О-4е→4Н⁺+О₂↑

Анионы не окисляются, они остаются в растворе.

Эти правила отражены на схеме:

1. Восстановление катионов:

LI⁺, K⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺, Mn²⁺, Zn²⁺, Cr³⁺, Fe²⁺, Co²⁺, Sn²⁺, Pb²⁺, H₂, Cu²⁺, Hg²⁺, Ag⁺, Au³⁺

Восстанавливается Н₂из воды: Восстанавливается и Н₂из воды, Восстанавливается 2Н₂О+2е→2ОН^-+ Н₂↑ и катион металла. только катион Ме⁺ⁿ:

Сu²⁺+2e→Cu⁰

2. Окисление анионов:

I^-, Br^-, S^2-, Cl^-, OH^- SO₄^2-, NO₃^-, PO₄^3-, F^-

Окисляются сами анионы: окисляется кислород из воды:

2 Cl^- -2е→ Cl₂⁰↑ 2Н₂О-4е→4Н⁺+О₂↑

4ОН^- - 4е→ 2Н₂О+О₂↑

Применим эти правила в конкретных ситуациях. Рассмотрим наиболее характерные случаи электролиза:

1. Электролиз водного раствора соли, образованной активным металлом и бескислородной кислотой, например, NaCl. Электродный потенциал процесса восстановления ионов натрия (Е⁰=-2,71 В) меньше, чем воды (Е⁰=-0,41 В). Поэтому при пропускании тока через раствор NaCl у катода восстанавливается вода и выделяется водород. У анода окисляются ионы Cl^-, так как это бескислородный кислотный остаток.

NaCl_{раствор}→Na⁺+Cl^-

К(-) 2Н₂О+2е→2ОН^-+ Н₂↑ 1

А(+) 2 Cl^- -2е→ Cl₂⁰↑ 1

^{________________________________________________}

2 Н₂О+2 Cl^- →2 ОН^-+Н₂↑+2 Cl₂ ⁰ ↑ или в молекулярном виде

2 NaCl_{раствор}+2 Н₂О^{электролиз} 2NaОН+Н₂↑+2 Cl₂ ⁰ ↑

Т.е. в данном случае при электролизе на катоде выделяется водород, на аноде- галоген (хлор), в катодном пространстве- гидроксид натрия NaОН.

2. Электролиз водного раствора соли, образованной активным металлом и кислородосодержащей кислотой, например, Na₂SO₄

Na₂SO_{4раствор}→2Na⁺+SO₄^2-

К(-) 2Н₂О+2е→2ОН^-+ Н₂↑ 2

А(+) 2Н₂О-4е→4Н⁺+О₂↑ 1

^{________________________________________________}

4 Н₂О+2 Н₂О =4 ОН^-+2Н₂↑+4Н⁺+О₂↑ или в молекулярном виде

4 Н₂О+2 Н₂О =4 Н₂О+2Н₂↑+О₂↑ или в сокращенном виде

2 Н₂О^{электролиз} ^Na²^SO⁴ 2Н₂↑+О₂ ⁰ ↑

Т.е. в данном случае электролиз сводится к разложению воды . На катоде выделяется

водород, на аноде- кислород.

3. Электролиз водного раствора соли, образованной металлом , стоящим в ряду напряжений после алюминия до водорода, и бескислородной кислотой, например, ZnCl₂. В этом случае на катоде идут два процесса – восстановление металла и воды:

ZnCl₂ _{раствор}→Zn²⁺+2Cl^-

К(-) Zn²⁺+2e→ Zn⁰ 1

2Н₂О+2е→2ОН^-+ Н₂↑

А(+) 2 Cl^- -2е→ Cl₂⁰↑ 2

В данном случае итоговое уравнение электролиза не пишут, так как неизвестно, какое количество электричества идеи на восстановление металла, какое – на восстановление воды.

4. Электролиз водного раствора соли, образованной металлом , стоящим в ряду напряжений после алюминия до водорода, и кислородосодержащей кислотой, например, NiSO₄.

NiSO_{4раствор}→Ni²⁺+SO₄^2-

К(-) Ni²⁺+2e→ Ni⁰ 1

2Н₂О+2е→2ОН^-+ Н₂↑

А(+) 2Н₂О-4е→4Н⁺+О₂↑ 1

В данном случае также итоговое уравнение электролиза не пишут.

5. Электролиз соли, образованной малоактивным металлом и бескислородной кислотой:

CuBr_{2раствор}→Cu²⁺+2Br^-

К(-) Cu²⁺+2e→ Cu⁰ 1

А(+) 2Br^- -2е→ Br₂⁰ 1

^{____________________________________}

Cu²⁺+2Br^-→Cu⁰+ Br₂⁰ или в молекулярном виде

CuBr_{2раствор}^{электролиз} Cu⁰+ Br₂⁰

6. Электролиз соли, образованной малоактивным металлом и бескислородной кислотой:

СuSO_{4раствор}→Cu²⁺+SO₄^2-

К(-) Cu²⁺+2e→ Cu⁰ 2

А(+) 2Н₂О-4е→4Н⁺+О₂↑ 1

^{____________________________________________}

2Cu²⁺+2Н₂О→2Cu⁰+4H⁺+ О₂↑ или в молекулярном виде

2 СuSO_{4раствор}+ 2Н₂О→ 2Cu⁰+2H₂SO₄+ О₂↑

7. Электролиз водного раствора соли NaCl с растворимым анодом (например, медным):

Так как анод растворимый, то металл анода (медь) будет окисляться:

Cu⁰-2e→ Cu²⁺

Катионы Cu²⁺ в ряду напряжений стоят после Н⁺, поэтому они и будут восстанавливаться на катоде.

NaCl_{раствор}→Na⁺+Cl^-

К(-) Cu²⁺+2e→ Cu⁰ 1

А(+) Cu⁰-2e→ Cu²⁺ 1

Контрольные задания

1) Чем отличается электролиз расплавов от электролиза водных растворов?

2) Какие металлы можно получить электролизом расплавов их солей и нельзя получить электролизом водных растворов этих веществ?

3) Составьте уравнения электролиза расплавов хлорида хрома (III), бромида натрия, хлорида цинка, хлорида железа (III).

4) Составьте уравнения электролиза хлорида бария в : а) расплаве, б)растворе.

5) Составьте уравнения электролиза водных растворов солей: а)К₃РО₄, б)MnI₂. Электроды графитовые.

6) Составьте уравнения электролиза водных растворов следующих веществ:

а)Ва(ОН)₂, б)SrCl₂. в)CuCl₂, г)НСl,д)Cr(NO₃)₃. Анод нерастворимый.

7) Составьте уравнения электролиза водного раствора хлорида цинка, если: а) анод цинковый;
б) анод угольный.

8) Составьте уравнения электролиза водного раствора нитрата серебра AgNO₃: а)с медными
электродами, б)с графитовыми электродами. Чем отличаются эти процессы? Поясните ответ

Электрохимическая коррозия.

Электрохимическая коррозия-это разрушение металла при соприкосновении с электролитом и возникновение в системе электрического тока.

В атмосферных условиях роль электролита играет водная пленка на металлической поверхности. Электродами являются сам металл и содержащиеся в нем примеси.

При коррозии следует различать анодный процесс и катодную деполяризацию.

Деполяризация – это процесс нейтрализации электронов различными деполяризаторами из окружающей среды; она бывает водородная, кислородная и окислительная.

Водородная деполяризация происходит в кислых средах за счет нейтрализации электронов катионами водорода:

2Н⁺+2е→Н₂

Кислородная деполяризация происходит, например, при атмосферной коррозии в нейтральной среде за счет ионизации кислорода:

О₂+2Н₂О+4е→4ОН^-

Примером коррозии с кислородной деполяризацией может служить коррозия технического (загрязненного) железа:

Fe-2e→Fe²⁺ (на аноде)

О₂+2Н₂О+4е→4ОН^- (на катоде)

В растворе образуется Fe²⁺+2ОН^-→Fe(ОН)₂, который под влиянием кислорода воздуха окисляется:

4 Fe(ОН)₂+О₂+2Н₂О→4 Fe(ОН)₃

В качестве примера с водородной деполяризацией можно рассмотреть коррозию железа в контакте с медью в растворе соляной кислоты.

Более активный металл – железо окисляется, посылая электроны атомам меди, и переходит в раствор в виде ионов Fe²⁺, а ионы водорода разряжаются (восстанавливаются) на меди:

Fe-2e→Fe²⁺ (на аноде)

2Н⁺+2е→Н₂↑ (на катоде)

Контрольные задания

1. Для защиты от коррозии железо покрывают слоем олова Sn (луженое железо) или слоем цинка (оцинкованное железо). Какие электрохимические процессы будут проходить при нарушении защитного покрытия в луженом и оцинкованном железе а)во влажном воздухе, б) в кислой среде.

2. Изделие из марганца находится в воде и контактирует с медным изделием. Сохранятся ли оба они в неизменном виде?

3. Железное изделие покрыли никелем. Какое это покрытие – анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в соляной кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

4. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары алюминий-железо. какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

Литература :

1) Габриелян О.С. Химия: учеб. для студ. проф. учеб. заведений / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – М., 2005.

2) Габриелян О.С. Химия в тестах, задачах, упражнениях: учеб. пособие для студ. сред. проф. учебных заведений / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова – М., 2006.

3) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Профильный уровень: учеб. для общеобразоват. учреждений / О.С. Габриелян, Г.Г.Лысова. – М., 2006.

4) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень: учеб. для общеобразоват. учреждений. – М., 2006.

5) Габриелян О.С., Остроумов И.Г. Химия: Пособие для поступающих в вузы. – М., 2005.

6) Лидин Р.А., Аликберова Л.Ю. Химия. Справочник для старшеклассников.- М.,2002.

Дата добавления: 2020-12-22; просмотров: 83; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

Мы поможем в написании ваших работ!