Основные понятия и методы качественного химического анализа

Размещено на http://www.allbest.ru/

Министерство сельского хозяйства

и продовольствия республики беларусь

Учреждение образования

"Белорусская государственная

сельскохозяйственная академия"

Курсовая работа

Основные понятия и методы качественного химического анализа

Горки 2012

содержание

Введение

1. Понятия качественного анализа

2. характеристика аналитических реакций

3. Дробный и систематический методы анализа

4. Классификация методов

5. Гетерогенные равновесия и процессы

6. Условия образования осадков

7. Аналитическая классификация ионов

Литература

Введение

Аналитическая химия - это наука о методах качественного и количественного исследования состава веществ и смесей. Основной целью изучения её является овладение теоретическими основами и навыками аналитических операций, необходимых для анализа минеральных удобрений, пестицидов, почв, кормов и других объектов. Химический анализ основан на фундаментальных законах общей химии. Поэтому чтобы овладеть аналитическими методами, необходимо знать свойства водных растворов, закономерности образования осадков и коллоидных систем, реакции комплексообразования, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства веществ. Аналитическая химия устанавливает, какие химические элементы, в какой форме и в каком количестве содержатся в изучаемом объекте. В соответствии с этими задачами в аналитической химии выделяют два больших раздела: качественный анализ и количественный анализ. Сначала устанавливают качественный состав вещества, а затем уже определяют точное содержание элементов теми или другими методами. В тех случаях, когда состав анализируемого материала приблизительно известен, сразу приступают к количественным измерениям. Качественный химический анализ может использоваться для идентификации в исследуемом объекте атомов, молекул (молекулярный анализ), простых или сложных веществ (вещественный анализ), фаз гетерогенной системы (фазовый анализ). Практическая задача качественного анализа - обнаружение катионов и анионов, присутствующих в анализируемой пробе. Качественный анализ необходим для обоснования выбора метода количественного анализа определенного материала или способа разделения смеси веществ. Знание теоретических основ качественного анализа позволит студентам получить навыки проведения аналитических реакций, а также правильно и грамотно решать ситуационные задачи по обнаружению индивидуальных ионов.

1. понятия качественного анализа

Аналитические исследования являются тем фундаментом, на котором строится здание современной химии. Химический анализ необходим для успешного развития таких наук, как биохимия растений и животных, агрохимия, геохимия, минералогия. С помощью методов качественного анализа было доказано, что Земля, Луна, Солнце и другие небесные тела состоят из одних и тех же химических элементов. Это свидетельствует о единстве Вселенной.

Для обнаружения и определения веществ проводят химические реакции в сухом виде или в растворе. испытания сухим способом проводятся при высокой температуре (пирохимический метод) или при нормальных условиях (метод растирания порошков).

При пирохимическом методе исследуемое вещество на конце платиновой проволоки вносят в бесцветное пламя горелки. По окрашиванию пламени судят о наличии в пробе определённого иона. На практике получают перлы буры: ушко платиновой проволоки нагревают и погружают в Na₂B₄O₇•7H₂O или NaNH₄НPO₄, на образовавшийся перл наносят исследуемое вещество; цвет перла после прокаливания укажет на наличие определенных элементов (марганец - фиолетовый, хром - зелёный).

Метод растирания порошков основан на образовании окрашенных соединений в результате реакции между двумя твёрдыми веществами. Пример:

При растирании солей аммония с известью образуется аммиак, который определяют по запаху. Эти реакции применяются для предварительного испытания веществ.

Главную роль играют реакции, проводимые мокрым путём, происходящие между веществами в водных растворах. Вещество должно быть растворено в дистиллированной воде или кислотах. Происходят реакции ионного обмена.

Не все химические реакции пригодны для качественного анализа. Классический качественный анализ основан на применении качественных аналитических реакций, т.е. химических реакций, сопровождающихся определенным внешним эффектом (выпадением или растворением осадка, выделением газа, изменением окраски раствора), например:

Каждая аналитическая реакция имеет свои характеристики.

2. характеристика аналитических реакций

Важными характеристиками аналитических реакций являются их чувствительность и специфичность.

Чувствительность реакции характеризуется минимальным количеством определяемого компонента или минимальной его концентрацией в растворе, при которых с помощью данного реагента этот компонент может быть обнаружен.

Предельная концентрация С_min - это минимальная концентрация вещества в растворе, при которой данная реакция еще дает положительный результат.

Предельное разбавление G - величина, обратная предельной концентрации. Предельную концентрацию выражают отношением 1:G, которое показывает, в какой массе растворителя должна содержаться одна массовая часть вещества, чтобы внешний эффект был еще заметен. Например, для реакции Сu²⁺ с аммиаком предельное разбавление равно 250 000 и предельная концентрация 1:250 000, что означает возможность открыть ионы меди в растворе, содержащем 1 г Сu²⁺ в 250 000 г воды. Реакция считается тем чувствительнее, чем больше предельное разбавление. Чувствительность реакции зависит от многих условий: кислотности среды, температуры, ионной силы раствора и других, поэтому каждую аналитическую реакцию следует проводить в строго определенных условиях. Если не соблюдать требуемых условий, то реакция может или совсем не пойти, или пойти в нежелательном направлении.

Аналитическая реакция, свойственная только данному иону, называется специфической реакцией. Это, например, реакция обнаружения иона NH₄⁺ действием щелочи в газовой камере, синее окрашивание крахмала при действии йода и некоторые другие реакции. При наличии специфических реакций можно было бы открыть любой ион непосредственно в пробе исследуемой смеси, независимо от присутствия в ней других ионов. Например, ион аммония при нагревании со щелочами дает резкий запах аммиака

NH₄⁺ + Oh^- >NH₃^ + H₂O.

3. Дробный и систематический методы анализа

Открытие ионов специфическими реакциями в отдельных пробах всего исследуемого раствора в произвольно выбранной последовательности называется дробным анализом.

Отсутствие специфических реакций для большинства ионов делает невозможным проведение качественного анализа сложных смесей дробным методом. Для таких случаев разработан систематический анализ. Он состоит в том, что смесь ионов с помощью особых групповых реагентов предварительно разделяют на отдельные группы. Из этих групп каждый ион выделяют в строго определенной последовательности, а потом уже открывают характерной для него аналитической реакцией.

Реактивы, позволяющие в определенных условиях разделять ионы на аналитические группы, называются групповыми реагентами (реактивами). В основе использования групповых реагентов лежит избирательность их действия. В отличие от специфических избирательные (или селективные) реакции проходят с несколькими ионами или веществами. Например, Сl- -ионы образуют осадки с катионами Ag⁺, Hg₂²⁺ и Pb²⁺, следовательно, эта реакция является селективной для указанных ионов, а соляная кислота НСl может использоваться в качестве группового реагента аналитической группы, включающей эти катионы. Применение групповых реагентов представляет большие удобства при исследовании состава сложных смесей, так как при этом сложная задача анализа распадается на ряд более простых. Если же какая-либо группа полностью отсутствует, ее групповой реагент не даст с анализируемым раствором ожидаемого осадка.

4. Классификация методов

Методы анализа в зависимости от количества исследуемого вещества, объёма раствора и техники выполнения классифицируют по номенклатуре ИЮПАК. Метод анализа выбирают в зависимости от предполагаемого содержания вещества и от предела обнаружения применяемой реакции. В настоящее время при изучении качественного химического анализа в учебных лабораториях применяется полумикроанализ (табл. 1).

Таблица 1. Количественная классификация методов

Название	Новое название	Масса и объём исследуемого вещества
		г	мг
Макроанализ	Грамм-метод	1 - 10	1 - 100
Полумикроанализ	сантиграмм-метод	0,05 - 0,5	1 - 10
Микроанализ	Миллиграмм-метод	10-6 - 10-3	10-4 - 10-1
Ультрамикроанализ	Микрограмм-метод	10-9 - 10-6	10-6 - 10-4
Субмикроанализ	Нанограмм-метод	10-12 - 10-9	10-10 - 10-7
Субультрамикроанализ	Пикограмм-метод	10-12	10-10

5. Гетерогенные равновесия и процессы

Гетерогенными называются такие системы, которые состоят из нескольких фаз и имеют реальную физическую границу раздела. Фаза - это часть системы с одинаковыми химическими и физико-химическими свойствами. Межфазные процессы заканчиваются установлением гетерогенных динамических равновесий. Например, минеральные компоненты костной и зубной ткани, основу которых составляет гидроксофосфат кальция Са₅(РО₄)₃ОН, находятся в состоянии химического равновесия с ионами кальция и фосфата плазмы крови. Смещение этого равновесия под влиянием разнообразных факторов может привести к развитию патологических состояний.

В аналитической химии существует ряд гетерогенных процессов, которые сопровождаются выпадением или растворением осадков. Знание общих закономерностей установления и смещения гетерогенного равновесия в системе осадок - раствор позволяет управлять процессами разделения, растворения и определения веществ.

Константа растворимости (ПР). Рассмотрим процессы, возникающие при взаимодействии малорастворимого, но сильного электролита BaSO₄ с водой. Под действием диполей воды ионы Ва²⁺ и SО₄^2- из кристаллической решетки будут переходить в жидкую фазу. Одновременно с этим процессом под влиянием электростатического поля кристаллической решетки часть ионов Ва²⁺ и SО₄^2- вновь будет осаждаться. При данной температуре в гетерогенной системе, наконец, установится равновесие: скорость процесса растворения (v₁) будет равна скорости процесса осаждения (v₂), т.е. v₁= v₂:



Раствор, находящийся в равновесии с твердой фазой BaSO₄, называется насыщенным относительно сульфата бария.

Насыщенный раствор представляет собой равновесную гетерогенную систему, которая характеризуется константой химического равновесия:

где: а(Ва²⁺) - активность ионов бария;

а(SO₄^2- ) - активность сульфат-ионов;

a(BaSO₄) - активность сульфата бария.

Знаменатель этой дроби - активность кристаллического BaSO₄ - является постоянной величиной, равной единице. Произведение двух констант дает новую постоянную величину, которую называют термодинамической константной растворимости и обозначают K_s⁰:

K_s⁰ = а(Ва²⁺)•а(SO₄^2- ).

Эту величину раньше называли произведением растворимости и обозначали ПР. Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита произведение равновесных активностей его ионов есть величина постоянная при данной температуре.

Если принять, что в насыщенном растворе малорастворимого электролита коэффициент активности f ? 1, то активность ионов в таком случае можно заменить их концентрациям, так как а(Х) = f(X) • С(Х). Термодинамическая константа растворимости K_s⁰ перейдет в концентрационную константу растворимости K_s:

K_s= С(Ва²⁺) • С(SO₄^2-),

где С(Ва²⁺) и С(SO₄^2-) - равновесные концентрации ионов Ва²⁺ и SO₄^2- (моль/л) в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита сульфата бария. Для упрощения расчетов обычно пользуются концентрационной константой растворимости K_s , принимая f(X) = 1.

Если малорастворимый сильный электролит образует при диссоциации несколько ионов, то в выражение K_s (или K_s⁰) входят соответствующие степени, равные стехиометрическим коэффициентам:

В общем виде значение концентрационной константы растворимости для электролита А_тВ_п имеет вид

K₃=C^m(Aⁿ⁺)Cⁿ(B^m-).

Величиной K_s принято пользоваться только в отношении электролитов, растворимость которых в воде не превышает 0,01 моль/л.

Взаимосвязь между растворимостью и константой растворимости. Количественно растворимость различных веществ выражается концентрацией насыщенных растворов. Растворимость данного вещества равна его молярной концентрации в насыщенном растворе (молярная растворимость вещества): S моль/л. Растворимость часто выражают в граммах растворенного вещества на 100 г или на 1000 г растворителя.

Важное значение при образовании осадков имеет растворимость данных соединений, в виде которых осаждается определяемый ион. Чем менее растворимо соединение, тем более полно осаждается ион. Например, ионы Рb²⁺ могут осаждаться в виде хлорида, сульфата и сульфида свинца. Растворимость (S) и константы растворимости (K_s) этих соединений имеют следующие значения:

Сравнение величин K_s и S показывает, что наиболее растворимым соединением является хлорид свинца, менее растворимым - сульфид свинца. Осаждение считается практически полным, когда остаточная концентрация осаждаемого иона в растворе меньше, чем 10^-6 моль/л. По приведенным в таблице данным видно, что этому условию соответствует только сульфид свинца. Значит, ионы свинца осаждаются практически полно в виде сульфида свинца. В остальных приведенных примерах происходит его неполное осаждение.

Связь между величиной K_s и растворимостью зависит от числа ионов, на которые распадается малорастворимый сильный электролит в растворе. Рассмотрим несколько примеров расчета молярной растворимости малорастворимого сильного электролита по величине его K_s , при условии K_s⁰= K_s.

Бинарный электролит:

аналитический химия гетерогенный ион

В состоянии равновесия в соответствии с уравнением реакции

Выразим величину K_s соли через значение ее растворимости:

K_s(AgCl)=S²(AgCl),

следовательно,

S(AgCl)= ==1,3•10^-5 (моль/л).

Трехионный электролит:

Ag₂CrO₄(т) - 2Ag⁺(p)+ CrO₄^2-(p);

K_s(Ag₂CrO₄) = C²(Ag⁺) • C(CrO₄^2-) = 1,1•10-¹².

В состоянии равновесия в соответствии с уравнением реакции

C(CrO₄^2-) = S(Ag₂CrO₄) и C(Ag⁺) = 2S(Ag₂CrO₄).

Выразим величину K_s соли через значение ее растворимости:

K_S(Ag₂CrO₄)=2(S²)•S=4S³(Ag₂CrO₄),

следовательно,

S(Ag₂CrO₄)===6,5•10^-5(моль/л).

В общем виде зависимость между K_s и S малорастворимого сильного электролита типа А_тВ_п выражается следующим уравнением:

S(A_mB_n)=.

6. Условия образования осадков

Зная концентрации ионов в растворе, можно прогнозировать направление гетерогенного процесса. Если произведение концентрации ионов, образующих малорастворимый сильный электролит, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, будет больше K_s, то произойдет образование твердой фазы, т.е. осадка. Действительно, для процесса

BaSO₄ - Ba²⁺ + SO₄^2-

произойдет образование осадка, если С(Ва²⁺)•С( SО₄ ^2-)> K_s, так как раствор становится пересыщенным. Если же С(Ва²⁺)•С( SO₄^2-) < K_s, то раствор является ненасыщенным и осадок не образуется. Образование осадков связано с процессом укрупнения частиц, с образованием кристаллической решетки вещества.

Процесс образования осадка можно разделить на три основные стадии:

1) возникновение зародышей кристаллизации;

2) рост кристаллов из зародышей;

3) агрегация кристаллов с образованием поликристаллического осадка.

Эти стадии протекают с разной скоростью. Третья стадия может требовать для своего завершения нескольких часов, а то и суток. Это обстоятельство объясняет, почему в некоторых случаях осадок А_тВ_п образуется не сразу, хотя достигается условие С^т(А^п+)•С^п(В^т-)>K_s. Когда произведение С^m(А^п+)•С^п{В^т-) будет равным K_s, выпадение осадка прекратится. Раствор станет насыщенным. Для того чтобы вызвать возникновение зародышей кристаллизации, потирают внутренние стенки пробирки стеклянной палочкой. Так поступают, например, при обнаружении ионов натрия Na⁺ с помощью гексагидроксостибиата (V) калия.

Повышение температуры увеличивает растворимость солей, а вместе с тем и константу растворимости. Поэтому осаждение из растворов проводят при комнатной температуре. Иногда осаждение проводят из подогретых растворов. При медленном охлаждении такого раствора происходит постепенный переход осадка из аморфного состояния в кристаллическое, что позволяет предотвратить образование коллоидных растворов.

Растворимость осадков может увеличиваться в присутствии посторонних электролитов, не имеющих одноименного иона в составе осадка. Например, если к осадку AgCl добавить раствор нитрата натрия, то ионы Ag⁺ и Cl^- окружаются оболочками из ионов Na⁺ и NO₃^- . Это мешает взаимодействию ионов Ag⁺ и С1^- и полному осаждению хлорида серебра. Происходит уменьшение активности Ag⁺ и Cl^-, вследствие чего произведение их активных концентраций уменьшается и наблюдается растворение осадка. Наблюдаемое явление называется солевым эффектом.

Зная объем и концентрацию смешиваемых растворов, можно определить, будет ли выпадать осадок образующейся соли.

задача. Образуется ли осадок карбоната кальция СаСO₃ при смешивании равных объемов 0,02М растворов СаС1₂ и Na₂CO₃?

Решение. K_s(СаСO₃) = 5 •10^-9. После смешивания растворов концентрация каждого из ионов стала в 2 раза меньше первоначальной, т.е. 0,01 моль/л, так как во столько же раз уменьшается концентрация каждой соли. Поэтому произведение концентрации ионов соли СаС0₃ будет равно: С(Са²⁺)•С(СО₃^2-) = 0,01 • 0,01 = 1 • 10^-4. Полученное значение больше константы растворимости K_s(CaCO₃), и поэтому осадок образуется.

задача. Насыщенный раствор сульфата кальция смешали с вдвое большим объемом раствора оксалата натрия с концентрацией 0,1 моль/л. Образуется ли осадок?

Решение. Запишем уравнение реакции, при протекании которой образуется осадок оксалата кальция:

CaSO₄ + С₂О₄^2- -СаС₂О₄ + SO₄^2-.

Осадок образуется, если выполняется термодинамическое условие:

П_с > K_s или c(Ca²⁺)c(C₂O₄^2-) > K_s (CaC₂O₄).

Концентрация оксалат-ионов известна по условию задачи. концентрацию свободных ионов кальция находим из произведения растворимости (ПР) или константы растворимости K_s

С (Са²⁺) = vK_s(CaSO₄).

Следует учесть объемные соотношения смешиваемых растворов, так как при смешении растворов концентрация ионов меняется. При смешении исходных растворов концентрация ионов кальция уменьшается в три раза, а концентрация оксалат-ионов - в 1,5 раза. Тогда выражение для П_с принимает вид:

vK_s(CaSO₄)/3 • c(C₂O₄^2-)/1,5.

Вычислим П_с, подставляя значение K_s(CaSO4) (ПР)= 2,5•10^-5 и концентрацию оксалат-ионов, численно равную концентрации оксалата натрия:

v(2,5 10^-5 )/3 • 0,1/1,5 = 1,1 • 10^-4.

Сравним полученное значение П_с с табличным значением K_s (CaC₂O₄) = 2,3 • 10^-9.

1,1•10^-4 > 2,3•10^-9 т.е. соблюдается условие П_с > K_s , а это означает, что осадок должен образоваться.

Ответ: осадок образуется.

7. Аналитическая классификация ионов

В основу классификации ионов в аналитической химии положено различие в растворимости образуемых ими солей и гидроксидов, что позволяет отделять или различать одни группы от других. Существует аналитическая классификация катионов и аналитическая классификация анионов.

Для определения катионов применяют разные системы группового разделения ионов: кислотно-основная, сероводородная, аммиачно-фосфатная и др. Каждая из этих систем имеет свои преимущества и недостатки. в каждом конкретном случае используют метод, наиболее подходящий для анализируемой смеси катионов.

Классический систематический метод качественного анализа катионов основан на сульфидной классификации катионов (табл. 2), которая базируется на положении катионов в периодической системе и различной растворимости их сульфидов, хлоридов, карбонатов, гидроксидов в воде.

Таблица 2. Сульфидная классификация катионов

Группа катионов	Характеристика группы	Катионы	Групповой реагент
1-я	Сульфиды и карбонаты растворимы в воде	Na+, K+, NH4+	нет
2-я	Сульфиды растворимы в воде, карбонаты - нет	Ca2+, Ba2+, Sr2+, Mg2+	(NH4)2CO3
3-я	Сульфиды или гидроксиды растворимы в разбавленных кислотах	Гидроксиды амфотерные.	Al3+, Cr3+, Zn2+	(NH4)2S в присутствии NH4OH и NH4Cl
		Гидроксиды неамфотерные	Fe2+, Fe3+, Ni2+, Mn2+, Co2+
4-я	Сульфиды нераст-воримы в разбавленных кислотах	Сульфиды нерастворимы в Na2S	Cu2+, Cd2+, Bi3+, Hg2+	H2S в присутствии HCl
		Сульфиды растворимы в Na2S	As(III,V), Sb(III,V), Sn2+, Sn(IV),Hg2+
5-я		Хлориды нерастворимы в воде	Ag+, Hg22+, Pb2+	HCl

Основным недостатком сероводородного метода является необходимость работы с сероводородом, что требует хорошей вентиляции из-за его токсичности; склонность к образованию коллоидных сульфидных осадков, в результате чего нарушается разделение катионов на группы.

Кислотно-основной метод анализа катионов основан на различной растворимости в воде хлоридов, сульфатов, гидроксидов, а также растворимости последних в избытке раствора NaOH или в водном растворе аммиака. В этом методе катионы классифицируют на шесть групп (табл.3).

В кислотно-основной системе при разделении катионов на группы необходимо учитывать концентрации определяемых ионов.

Анионы в основном образуют p-элементы и некоторые d-элементы, которые имеют переменные степени окисления и способны образовывать анионы с разными окислительно-восстановительными свойствами. В анионах-окислителях (NO₃^-, MnO₄^-, CrO₄^2-) кислотообразующий элемент имеет высшую степень окисления, а в ионах-восстановителях (Cl^-,Br^-, I^-, S^2-, SO₃^2-, C₂O₄^2-) - низшую или промежуточную степени окисления.

Таблица 3. Кислотно-основная классификация катионов

Группа катионов	Характеристика группы	Катионы	Групповой реагент
1-я	-	Na+, K+, NH4+	нет
2-я	Хлориды нерастворимы в воде и разбавленных растворах кислот	Ag+, Hg22+, Pb2+	HCl
3-я	Сульфаты нерастворимы в воде и разбавленных растворах кислот	Ca2+, Ba2+, Sr2+	H2SO4
4-я	Гидроксиды растворимы в избытке гидроксида натрия	Al3+, Cr3+, Zn2+	NaOH(изб)
5-я	Гидроксиды нерастворимы в избытке гидроксида натрия и аммиаке	Fe2+, Fe3+, Ni2+, Mn2+, Co2+ ,Mg2+	NaOH
6-я	Гидроксиды нерастворимы в NaOH, но растворимы в избытке аммиака	Cu2+, Cd2+, Hg2+	водный раствор аммиака

Классификация анионов основывается в большинстве случаев на растворимости солей бария и серебра соответствующих кислот (табл.4). В отличие от катионов анионы в большинстве случаев не мешают открытию друг друга. По этой причине анионы обнаруживают дробным методом в отдельных порциях раствора.

Таблица 4. Классификация анионов

Группа анионов	Характеристика группы	Анионы	Групповой реагент
1-я	Соли бария труднорастворимы в воде	SO42-, SO32, C2O42-, CO32-, SiO32, Cr2O72-, CrO42-, S2O32-, PO43- , BO2-, B2O72-	BaCl2 в нейтральной и слабощелочной среде
2-я	Соли серебра труднорастворимы в воде и разбавленной HNO3	Cl-,Br-, I-, S2-,SCN-	AgNO3 в присутствии HNO3
3-я	Соли бария и серебра растворимы в воде	NO3-, MnO4-, NO2-, СН3СОО-	нет

Если в ходе анализа смеси катионов групповые реагенты служат для последовательного отделения групп, то при анализе смеси анионов они используются для предварительного обнаружения той или иной группы, что значительно упрощает работу по проведению качественного анализа.

Таким образом, зная аналитическую классификацию катионов и анионов, а также качественные реакции ионов, владея методиками проведения качественного анализа, можно определить присутствие в анализируемом образце конкретного иона.

изучение качественного анализа и выполнение будущим специалистом самостоятельного исследования состава неизвестного вещества закладывает не только теоретические основы познания специальных дисциплин связанных с выполнением анализов, но и способствует развитию научно-познавательного мышления и творческого подхода к своей биологической специальности сельскохозяйственного профиля.

ЛИТЕРАТУРА

1. Б а р к о в с к и й Е. В. Аналитическая химия: учеб. пособие / Е. В. Барковский. Минск: Вышэйш. шк., 2004. 351 с.

2. Введение в химию биогенных элементов и химический анализ: учеб. пособие / Е. В. Барковский, С. В. Ткачев, Г. Э. Атрахимович [и др.]. М.: Высш. шк., 1997. 176 с.

3. Д о р о х о в а Е. Н. аналитическая химия. Физико-химические методы анализа: учебник для ун-тов и вузов / Е. Н. Дорохова, Г. В. Прохорова. М.: Высш. шк., 1991. 256 с.

4. Ж а р с к и й И. М.Теоретические основы химии: сборник задач: учеб. пособие / И. М. Жарский. Минск: Аверсев, 2004. 397 с.

5. З а й ц е в О. С. Исследовательский практикум по общей химии: учеб. пособие / О. С. Зайцев. М.: Изд-во МГУ, 1994. 480 с.

6. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для вузов/ Ю.А. Ершов, В.А. Попков [и др.]. 3-е изд.,стер. М.: Высш. шк., 2002. 560с.

7. С л е с а р е в В. И. Химия: Основы химии живого: учебник для вузов / В. И. Слесарев. СПб.: Химиздат, 2001. 784 с.

8. С у в о р о в А. В. Общая химия: учеб. пособие для вузов / А. В. Суворов, А. Б. Никольский. СПб.: Химия, 1995. 624 с.

9. У г а й Я. А. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов / Я. А. Угай. 4-е изд. М.: Высш. шк., 2004. 440 с.

10. Ц и т о в и ч И. К. Курс аналитической химии / И. К. Цитович. М.: Высш. шк., 1985. 400 с.

Размещено на Allbest.ru