Elettracompany.com

Компьютерный справочник
2 просмотров
Рейтинг статьи
1 звезда2 звезды3 звезды4 звезды5 звезд
Загрузка...

Схема электронного баланса онлайн

Сбалансирование окислительно-восстановительной реакции

Окислительно-восстановительные реакции, также редокс (англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

Калькулятор сбалансирования окислительно-восстановительной реакции

Онлайн калькулятор для уравнивания(сбалансирования) несбалансированного окислительно-восстановительной химической реакции.

Описание окислительно-востановительной реакции

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого

Пример окислительно-востановительной реакции

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов:

а) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O
б) Ca +H2SO4 → CaSO4 + H2S + H2O
в) Be + HNO3 → Be(NO3)2 + NO + H2O

Применение метода электронного баланса по шагам. Пример «а»

(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)

Теперь перейдем ко второй части уравнения.

Для AgNO3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна:

Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2

Для H2O степень окисления водорода +1, кислорода -2

Шаг 2 . Запишем уравнение в новом виде, с указанием степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.

Ag 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Ag +1 N +5 O -2 3 + N +2 O -2 + H +1 2O -2

  • В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO3
  • Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой — один. Поэтому ставим перед HNO3 коэффициент 4
  • Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два — справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H2O

Пример «б»

Для H2SO4 степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+1)*2 — (-2)*4 = +6

Для CaSO4 степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+2) — (-2)*4 = +6

Для H2S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2

Ca 0 +H +1 2S +6 O -2 4 → Ca +2 S +6 O -2 4 + H +1 2S -2 + H +1 2O -2
Ca 0 — 2e = Ca +2 (коэффициент 4)
S +6 + 8e = S -2

Пример «в»

Для Be(NO3)2 степень окисления бериллия +2, кислорода -2, откуда степень окисления азота ( 0 — (+2) — (-2)*3*2 ) / 2 = +5

Be 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Be +2 (N +5 O -2 3)2 + N +2 O -2 + H +1 2O -2
Be 0 — 2e = Be +2 (коэффициент 3)
N +5 +3e = N +2 (коэффициент 2)

Калькулятор сбалансирования окислительно-восстановительной реакции

Окислительно-восстановительные реакции — это процесс «перетекания» электронов от одних атомов к другим. В результате происходит окисление или восстановление химических элементов, входящих в состав реагентов.

Основные понятия

Ключевой термин при рассмотрении окислительно-восстановительных реакций — это степень окисления, которая представляет собой условный заряд атома и количество перераспределяемых электронов. Окисление — процесс потери электронов, при котором увеличивается заряд атома. Восстановление, наоборот, представляет собой процесс присоединения электронов, при котором степень окисления уменьшается. Соответственно, окислитель принимает новые электроны, а восстановитель — теряет их, при этом такие реакции всегда происходят одновременно.

Определение степени окисления

Вычисление данного параметра — одна из самых популярных задач в школьном курсе химии. Поиск зарядов атомов может быть как элементарным вопросом, так и задачей, требующей скрупулезных расчетов: все зависит от сложности химической реакции и количества составляющих соединений. Хотелось бы, чтобы степени окисления указывались в периодической таблице и были всегда под рукой, однако этот параметр приходится либо запоминать, либо вычислять для конкретной реакции. Итак, существует два однозначных свойства:

  • Сумма зарядов сложного соединения всегда равна нулю. Это значит, что часть атомов будет иметь положительную степень, а часть — отрицательную.
  • Степень окисления элементарных соединений всегда равна нулю. Простыми называются соединения, которые состоят из атомов одного элемента, то есть железо Fe2, кислород O2 или октасера S8.

Существуют химические элементы, электрический заряд которых однозначен в любых соединениях. К таким относятся:

Несмотря на однозначность, существуют некоторые исключения. Фтор F —уникальный элемент, степень окисления которого всегда составляет -1. Благодаря этому свойству многие элементы изменяют свой заряд в паре с фтором. Например, кислород в соединении с фтором имеет заряд +1 (O2F2) или +2 (ОF2). Кроме того, кислород меняет свою степень в перекисных соединениях (в перекиси водорода H202 заряд равен -1). И, естественно, кислород имеет нулевую степень в своем простом соединении O2.

При рассмотрении окислительно-восстановительных реакций важно учитывать вещества, которые состоят из ионов. Атомы ионных химических элементов имеют степень окисления, равную заряду иона. Например, в соединении гидрида натрия NaH по идее водород имеет степень +1, однако ион натрия также имеет заряд +1. Так как соединение должно быть электрически нейтральным, то атом водорода принимает заряд -1. Отдельно в этой ситуации стоят ионы металлов, так как атомы таких элементов ионизируются на разные величины. К примеру, железо F ионизируется и на +2, и на +3 в зависимости от состава химического вещества.

Читать еще:  Онлайн этап олимпиады физтех 2020

Пример определения степеней окисления

Для простых соединений, которые включают в себя атомы с однозначным зарядом, распределение степеней окисления не составляет труда. Например, для воды H2O атом кислорода имеет заряд -2, а атом водорода +1, что в сумме дает нейтральный нуль. В более сложных соединениях встречаются атомы, которые могут иметь разный заряд и для определения степеней окисления приходится использовать метод исключения. Рассмотрим пример.

Сульфат натрия Na2SO4 имеет в своем составе атом серы, заряд которого может принимать значения -2, +4 или +6. Какое значение выбрать? Первым делом определяем, что ион натрия имеет заряд +1. Кислород в подавляющем большинстве случаев имеет заряд –2. Составляем простое уравнение:

+1 × 2 + S + (–2) × 4 = 0

Таким образом, заряд серы в сульфате натрия равен +6.

Расстановка коэффициентов по схеме реакции

Теперь, когда вы знаете, как определять заряды атомов, вы можете расставлять коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях для их балансировки. Стандартное задание по химии: подобрать коэффициенты реакции при помощи метода электронного баланса. В этих заданиях вам нет нужды определять, какие вещества образуются на выходе реакции, так как результат уже известен. Например, определите пропорции в простой реакции:

Итак, определим заряд атомов. Так как натрий и кислород в левой части уравнения — простые вещества, то их заряд равен нулю. В оксиде натрия Na2O кислород имеет заряд -2, а натрий +1. Мы видим, что в левой части уравнения натрий имеет нулевой заряд, а в правой – положительный +1. То же самое с кислородом, который изменил степень окисления с нуля до -2. Запишем это «химическим» языком, указав в скобках заряды элементов:

Для балансировки реакции требуется уравновесить кислород и добавить коэффициент 2 к оксиду натрия. Получим реакцию:

Теперь у нас дисбаланс по натрию, уравновесим его при помощи коэффициента 4:

Теперь количество атомов элементов совпадают с обеих сторон уравнения, следовательно, реакция сбалансирована. Все это мы проделали вручную, и это было несложно, так как реакция сама по себе элементарна. Но что делать, если требуется сбалансировать реакцию вида K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + I2 + H2O + K2SO4? Ответ прост: используйте калькулятор.

Калькулятор балансирования окислительно-восстановительных реакций

Наша программа позволяет автоматически расставить коэффициенты для самых распространенных химических реакций. Для этого вам необходимо вписать в поле программы реакцию или выбрать ее из раскрывающегося списка. Для решения выше представленной окислительно-восстановительной реакции вам достаточно выбрать ее из списка и нажать на кнопку «Рассчитать». Калькулятор мгновенно выдаст результат:

Использование калькулятора поможет вам быстро сбалансировать наиболее сложные химические реакции.

Заключение

Умение балансировать реакции необходимо всем школьникам и студентам, которые мечтают связать свою жизнь с химией. В целом расчеты выполняются по строго определенным правилам, для понимания которых достаточно элементарных знаний по химии и алгебре: помнить, что сумма степеней окисления атомов соединения всегда равна нулю и уметь решать линейные уравнения.

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение. Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

  1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO4 — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):
  1. Далее определим какие из соединений являются окислителем и восстановителем; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6, таким образом, S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

  1. Составим электронные уравнения и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 ¦ 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 ¦ 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

  • Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
  • Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

  1. Далее надо уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления, в такой последовательности: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO4 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO3 2- → 5SO4 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO4 2- — 5SO4 2- = 3SO4 2- .

Читать еще:  Microsoft access онлайн бесплатно

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

  1. Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления. При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде). В ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы: H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H2O – нейтральная среда.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

  1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции:
  1. Запишем уравнение в ионном виде, сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:
  1. Далее определим окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO4 — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO4 — , который, соединяясь с H + , образует воду:

MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O

Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO4 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO3 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

  1. Находим коэффициент для окислителя и восстановителя, учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO3 2- + H2O — 2e — = SO4 2- + 2H + ¦5 восстановитель, процесс окисления

  1. Затем необходимо просуммировать обе полуреакции, предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

  1. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO4 — , а восстановителем SO3 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO4 — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО2. SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO4 — + 2H2O + 3e — = MnО2 + 4OH — ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O ¦3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

И еще один пример — составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO4 — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО4 2- . Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO4 — + e — = MnО2 ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O ¦1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Схема электронного баланса онлайн

Ис­поль­зуя метод элек­трон­но­го ба­лан­са, рас­ставь­те ко­эф­фи­ци­ен­ты в урав­не­нии ре­ак­ции, схема ко­то­рой:

Опре­де­ли­те окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель.

1) Со­став­лен элек­трон­ный ба­ланс:

2) Рас­став­ле­ны ко­эф­фи­ци­ен­ты в урав­не­нии ре­ак­ции:

3) Ука­за­но, что сера в сте­пе­ни окис­ле­ния +6 яв­ля­ет­ся окис­ли­те­лем, а иод в сте­пе­ни окис­ле­ния −1 — вос­ста­но­ви­те­лем.

Но кислород — тоже меняет свой заряд, можно его вместо йода выписать? Это ошибка?

Кислород остается в степени окисления -2

Почему там — 2 электрона?

потому что два йода.

Ис­поль­зуя метод элек­трон­но­го ба­лан­са, со­ставь­те урав­не­ние ре­ак­ции по схеме:

Опре­де­ли­те окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель

1) Со­ста­вим элек­трон­ный ба­ланс:

2) Опре­де­ле­ны ко­эф­фи­ци­ен­ты, и со­став­ле­но урав­не­ние ре­ак­ции:

3) Ука­за­ны окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель:

окис­ли­тель — вос­ста­но­ви­тель —

перепроверьте пожалуйста воccтановитель Cu! там должно быть -1 электрон, а не -2!

Кирилл, всё правильно, потому что оксид меди 1.

формула оксида меди CuO,а не Cu2O

Мария, оксид меди 1 тоже есть, и он в этом задании 😉

Не нравится, что электронный баланс у меди составлен 2Cu(+1) -2e -> 2Cu(+2)

По-моему, так мы делаем только с веществами, молекула которых состоит из нескольких атомов одного элемента-неметалла.

У меня получилось:

В формуле оксида меди (I) тоже «несколько атомов одного элемента».

И все таки в данной реакции медь имея степень окисления +1 отдает 1 электрон и становится +2, она не может отдать 2 электорона. Проверьте

И всё-таки две частицы меди (+1) отдают два электрона и становятся двумя частицами меди (+2)

Читать еще:  Отредактировать текст онлайн бесплатно

Ис­поль­зуя метод элек­трон­но­го ба­лан­са, со­ставь­те урав­не­ние ре­ак­ции по схеме:

Опре­де­ли­те окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель

1) Со­став­лен элек­трон­ный ба­ланс:

2) Опре­де­ле­ны ко­эф­фи­ци­ен­ты, и со­став­ле­но урав­не­ние ре­ак­ции:

3) Ука­за­ны окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель:

окис­ли­тель — вос­ста­но­ви­тель —

Здравствуйте в реакции нету NO3 . есть HNO3 который и является окислителем .

Гарик, спасибо. Поправка внесена.

В Fe(NO3)3 степень окисления у кислорода -2.

-2*3=-6, степень окисления Fe +3, следовательно степень окисления азота +3, а не +2

имеется в виду оксид азота

Почему в левой части железо 2-х валентное , а в правой части 3-х валентное

потому что это окислительно-восстановительная реакция

Ис­поль­зуя метод элек­трон­но­го ба­лан­са, со­ставь­те урав­не­ние ре­ак­ции по схеме:

Опре­де­ли­те окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель

1) Со­ста­вим элек­трон­ный ба­ланс:

2) Опре­де­лим ко­эф­фи­ци­ен­ты, и со­ста­вим урав­не­ние ре­ак­ции:

3) Ука­жем окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель:

окис­ли­тель — вос­ста­но­ви­тель —

Ис­поль­зуя метод элек­трон­но­го ба­лан­са, со­ставь­те урав­не­ние ре­ак­ции по схеме:

Опре­де­ли­те окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель

1) Со­ста­вим элек­трон­ный ба­ланс:

2) Опре­де­лим ко­эф­фи­ци­ен­ты, и со­ста­вим урав­не­ние ре­ак­ции:

3) Ука­жем окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель:

окис­ли­тель — вос­ста­но­ви­тель —

Здравствуйте , хотелось бы узнать, возможен ли такой вариант решения :

Руслан, у вас не уравнен кислород.

Калия в правой части больше, чем в левой

Артём, всё правильно. Проверьте ещё раз.

Может, я чего-то не понимаю, но в гидридах у Н степень окисления —1. Почему тогда азот в степени —3, когда должен быть в совершенно противоположной?

Только в гидридах металлов, потому что металлы ни при каких обстоятельствах не принимают отрицательную степень окисления.

Ошибка в комплексной соли. Не может быть тетрагидрооксоалюмината калия. Если у амфотерного металла степень окисления +3, то он может быть либо пента, либо гидро. А амфотерный метал со степенью окисления +2 может быть и тетра, и пента, и гидро.

Алюминий образует тетра- и гексагидроалюминаты.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Этот видеоурок доступен по абонементу

У вас уже есть абонемент? Войти

Данный урок раскрывает возможность использования метода электронного баланса для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Рассмотрены примеры расстановки коэффициентов в уравнениях некоторых окислительно-восстановительных реакций с участием сложных веществ.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

1. Сущность электронного баланса

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует учесть, что число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Должен соблюдаться электронный баланс.

2. Пример использования метода электронного баланса

В качестве примера рассмотрим реакцию соляной кислоты с перманганатом калия.

Запишем схему данной реакции, зная, что продуктами реакции являются хлорид калия, хлорид марганца, хлор и вода:

Расставить коэффициенты в схеме такой реакции методом подбора достаточно сложно. В таком случае используют метод электронного баланса.

Дальше необходимо расставить значения степеней окисления химических элементов и определить, у каких элементов степень окисления изменилась:

+1 -1 +1+7 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2

Степени окисления поменяли марганец и хлор.

Записываем схемы процессов окисления и восстановления:

(Как правило, простое вещество в полуреакциях окисления или восстановления записывают в молекулярном виде – в данном случае Cl2. Тогда в левой части полуреакции должно быть два атома хлора. Один атом хлора теряет один электрон, а два атома – два электрона.)

Чтобы уравнять число отданных и принятых электронов, домножим первую полуреакцию на 2, а вторую – на 5.

Mn +5e = Mn 2 окислитель, восстанавливается

2Cl – 2e = Cl2 5 восстановитель, окисляется

Полученные коэффициенты ставим перед соответствующими формулами в правой части уравнения:

Теперь находим коэффициенты для формул всех остальных веществ:

Получили уравнение реакции.

Список рекомендованной литературы

1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. – М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.68-71)

2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. – М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)

3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)

4. Химия. 8-11 классы: тренинги и тесты с ответами по теме «Окислительно-восстановительные реакции» / авт.-сост. Т.М. Солдатова. – Волгоград: Учитель, 2007. (с.12-20)

5. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.55)

6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) (Источник).

2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) (Источник).

3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» (Источник).

Домашнее задание

1. №10.46 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.

2. №№7.17, 7.26 из сборника задач и упражнений по химии (8-11 классы), автор — А.Д. Микитюк. – М.: Изд. «Экзамен», 2009.

Если вы нашли ошибку или неработающую ссылку, пожалуйста, сообщите нам – сделайте свой вклад в развитие проекта.

Ссылка на основную публикацию
ВсеИнструменты 220 Вольт
Adblock
detector