Модуль 5. Основы электрохимии

Выучитьследующие понятия:

1. окислитель, восстановитель, окисление, восстановление;

2. катод, анод;

3. электродный потенциал;

4. ЭДС гальванического элемента;

5. константа окислительно-восстановительного процесса.

Знать:

1. механизм возникновения электродного потенциала;

2. устройство гальванических элементов, их условную запись;

3. порядок разрядки ионов на электродах при электролизе;

4. уравнение Нернста;

5. законы Фарадея.

Уметь:

1. составлять ионно- электронные уравнения процессов окисления и восстановления;

2. записывать схемы гальванических элементов;

3. рассчитывать ЭДС, G, К окислительно-восстановительных процессов;

4. определять направление окислительно-восстановительных процессов.

Контрольные вопросы

1.Что такое окислитель; восстановитель? Приведите примеры типичных окислителей и восстановителей.

2. Какой процесс называется окислением; восстановлением?

3. Как рассчитать ЭДС окислительно-восстановительной реакции?

Каковы критерии самопроизвольного протекания окислительно-восстановительного процесса? Как связана ЭДС с изменением энергии Гиббса?

4. Как рассчитать молярную массу эквивалента вещества, участвующего в окислительно-восстановительном процессе?

5. В чем заключается механизм возникновения электродного потенциала?

6. Привести уравнение Нернста для расчета электродного потенциала. Какие факторы влияют на величину потенциала? Что называют стандартным электродным потенциалом?

7. Какой электрод называют катодом; анодом?

8. Что называют гальваническим элементом? Какой гальванический элемент называют концентрационным? Как вычислить ЭДС гальванического элемента?

9.Что такое электролиз? Указать порядок разрядки ионов на электродах при электролизе.

10. Сформулировать законы Фарадея. Определить понятие электрохимического эквивалента.

Пример 1.Определить для стандартных условий возможность протекания окислительно- восстановительной реакции между ионами олова и церия , если φ = 0,15 B; φ = 1,74 B.

Решение: Термодинамическим условием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции в водном растворе в прямом направлении является положительное значение ЭДС.

>0; это возможно в том случае, еслиφ⁰_ок> φ⁰_восс.

φ > φ , значит окислитель необходимо искать в паре Се | Cе , а восстановитель – в паре Sn | Sn .

Окислитель должен принимать электроны, а восстановитель – отдавать. Значит Се - окислитель, Sn - восстановитель.

Составляем процессы окисления, восстановления.

Sn - 2e Sn окисление

Се +1е Се восстановление

Sn + 2Ce = Sn + 2Ce - суммарное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции

SnCl₂ + 2СеCl₄= SnCl₄ + 2CeCl₃ - cуммарное молекулярное уравнение.

ЭДС данной реакции рассчитываем по формуле:

φ = φ - φ = 1,74 – 0,15 = 1,59 (B).

φ > 0, cледовательно процесс протекает самопроизвольно.

Ответ: реакция возможна между Се и Sn

Пример 2. Покажет ли амперметр ток во внешней цепи гальванического элемента Pb|Pb ||Cu |Cu, если С = 10 моль/л, а С = 10 моль/л.

Для реакции, лежащей в основе работы гальванического элемента, рассчитайте энергию Гиббса и значение константы равновесия.

Решение: В гальваническом элементе Pb|Pb ||Cu |Cu электродные реакции описываются следующими уравнениями:

A: Pb – 2e Pb окисление

К: Cu + 2e Cu восстановление

Pb + Cu Pb +Cu токообразующая реакция

Рассчитаем значения электродных потенциалов, пользуясь уравнением Нернста:

φ =φ + lg C = - 0,13 + lg 10 =

= - 0,13 + (-2) = - 0,13 – 0,059 = - 0,189 (B),

φ = φ + lg C = 0,34 + lg 10 =

= 0,34 + (-1) = 0,34 – 0,0295 = 0,3105 (B).

ЭДС (Е, В) рассчитываем через электродные потенциалыЕ = φ _к - φ _а,

Е = 0,3105 – (- 0,189) = 0,4995 (B), т.к. Е > 0 , следовательно, амперметр ток покажет.

Изменение энергии Гиббса для токообразующей реакции рассчитываем по уравнению .

G = - 2∙96500∙0,4995 = - 96403,5 Дж = - 96,4 кДж,

G < 0, токообразующая реакция протекает самопроизвольно.

Значение константы равновесия находим по формуле

К = 10 , где n – число электронов, участвующих в реакции,

E - стандартное ЭДС.

Е = = 0,34 – (-0,13) = 0, 47 (B),

K = 10 = 10 = 10 ∙10 = 8,3∙10 >>10

Столь большое значение константы равновесия говорит о том, что процесс практически протекает полностью.

Ответ: амперметр покажет ток во внешней цепи.

Пример 3. Определите концентрацию ионов Fe в растворе, при которой потенциал железного электрода Fe|Fe при 25⁰С равен потенциалу водородного электрода в растворе с рН = 2.

Решение: По условию задачи φ = φ . Находим потенциал водородного электрода при 25 С: φ = - 0,059pH = - 0,059∙2 = - 0,118 B.

Cледовательно, φ = - 0,118 B.

По уравнению Нернста φ = φ + ∙lgC . Отсюда выражаем концентрацию ионов железа -0,118 = - 0,04 + ∙lg C ,

- 0,118+ 0,04 = ∙lg C , - 0,078 = 0,0197∙ lg C , - 3,96 = lg C , C = 10 = 10 ∙10 = 1,1∙10 ( моль/л ).

Ответ: С = 1,1∙10 моль/л.

Задания для самостоятельного решения;

1. В следующих окислительно-восстановительных реакциях:

а) укажите окислитель и восстановитель, рассчитайте их молярные массы эквивалентов;

б) подберите коэффициенты в уравнениях реакций, используя соответствующие методы подбора;

в) определите направление самопроизвольного протекания реакций:

№	Схема реакции
	Al + S = Al2S3 SnCl4 + KJ = SnCl2 + J2 + KCl
	NH3 + O2 = N2 + H2O KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
	Ti + HCl = TiCl3 + H2 K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O
	Zn + NaOH + H2O = Na2 [Zn(OH)4] + H2 CdS + O2 = CdO + SO2
	Cu(NO3)2 = CuO + NO2 + O2 Na2S + NaClO + H2SO4 = S + NaCl + Na2SO4 + H2O
	Cu + FeSO4 = CuSO4 + Fe K2SO3 + Cl2 + H2SO4 = K2SO4 + HCl + H2O
	FeCl3 + KBr = Br2 + FeCl2 + KCl K2Cr2O7 = K2CrO4 + Cr2O3 + O2
	As2O3 + HclO + H2O = H3AsO4 + HCl Zn + AgNO3 = Zn(NO3)2 + Ag
	HJO3 + KCl = KclO3 + J2 + H2O Na2SO3 = Na2S + Na2SO4
	MnSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 = HmnO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Cl2+ J2 + H2O = HCl + HJO3
	Cr(OH) 3+ Br2 + KOH = K2CrO4+ KBr + H2O HNO3 + S = H2SO4 + NO
	Si + NaOH + H2O = Na2SiO3 + H2 H2S + J2 = HJ + S
	Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO2 + H2O Cl2 + NaOH = NaCl + NaClO3 + H2O
	KmnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O Mg + Al(NO3)3 = Mg(NO3)2 + AL
	HJ + H2SO4 = J2 + H2S + H2O Al + KOH + H2O = K[Al(OH)4] + H2

2. Используя метод ионно-электронного баланса, составьте молекулярные уравнения окислительно-восстановительных процессов в направлении их самопроизвольного протекания для следующих сопряженных пар:

	φ	φ
	φ	φ
	φ	φ
	φ	φ
	φ	φ
	φ	φ
	φ	φ
	φ	φ
	φ	φ
	φ	φ
	φ	φ
	φ	φ
	φ	φ
	φ = 0,42В	φ
	φ	φ

3. Вычислить константу равновесия окислительно-восстановительной реакции:

1. 2S₂O₃^-2 + I₂ = S₄O₆^-2 + 2I^-1;

2. 2MnO₄^-1 + 5HNO₂ + H⁺¹ = 2Mn⁺² +5NO₃^-1 + 3H₂O;

3. H₂S + I₂ = 2H⁺¹ + S + 2I^-1;

4. H₂SO₃ + I₂ + H₂O = SO₄^-2+2I^-1+ 4H⁺¹;

5. 3P + 5NO₃^-1 + 2H₂O = 3PO₄^-3 + 5NO + 4H⁺¹;

6. S + 6NO₃^-1 + 4H⁺¹ = SO₄^-2 + 6NO₂ + 2H₂O;

7. Cl₂ + 2OH^-1 = ClO + Cl + H₂O;

8. 6Fe⁺² + Cr₂O₇^-2+ 14H⁺¹ = 6Fe⁺³ + 2Cr⁺³ + 7H₂O;

9. Fe⁺³ + Ce⁺³ = Fe⁺² + Ce⁺⁴;

10. Cr₂O₇^-2 + 6Cl^-1 + 14H⁺¹ = 2Cr⁺³ + 3Cl₂ + 7H₂O;

11. S + 2H₂SO₄ = 3SO₂ + H₂O;

12. Cu + 2Ag⁺¹ = Cu⁺² + 2Ag;

13. 10Fe⁺² + 2ClO₃^-1 + 12H⁺¹ = Cl + 10Fe⁺³ + 6H O;

14. 3N₂H₄ + 2BrO₃^-1 = 3N₂ + 2Br^-1 + 6H₂O;

15. Sn⁺² + 2Fe⁺³ = Sn⁺⁴ + 2Fe⁺²;

4. а) Составьте схемы работающих гальванических элементов, используя предложенные электроды;

б) Напишите уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде в данных элементах, уравнения токообразующих реакций;

в) Рассчитайте значения электродных потенциалов при заданных условиях;

г) Рассчитайте значение электродвижущей силы гальванического элемента и энергию Гиббса токообразующей реакции;

д) Сравните полноту протекания токообразующих реакций в гальванических элементах.

№	Схемы электродов	С катодного электpолита моль/л	С анодного электролита моль/л	Т
	Fe | Fe ,Zn | Zn , Pt, H | 2H	0,1	0,01	18 C
	Ni | Ni , Cu | Cu , Pt | Fe , Fe	0,01	10	25 C
	Sn | Sn , Ag | Ag , Pt, O | 2OH	10	10	273 K
	Mg | Mg , Cr | Cr , Fe | Fe	10	10	293 K
	Al |Al , Pt, H | 2H , V | V	10	0,1	298 K
	Pb | Pb , Fe | Fe , Ag | AgCl, Cl	10	0,01	291 K
	Cr | Cr , Ag | Ag , Pt | Pt	0,1	0,001	20 C
	Cd | Cd , Zn | Zn , Pt, H | 2H	10	10	300 K
	Al | Al , Pb | Pb , Mn | Mn	10	10	18 C
	Cu | Cu , Pt, Cl | 2Cl , Co | Co	0,01	0,1	25 C
	Au |Au , Sn | Sn , Zn | Zn	10	10	291 K
	Mg | Mg ,Cu | Cu , Ag|AgCl, Cl	10	10	310 K
	Fe | Fe , Ag | Ag , Ni | Ni	10	10	10 C
	Pt,H | 2H , Al | Al , Cu | Cu	10	10	25 C
	Zn | Zn , Ni | Ni , Mg | Mg	10	10	298 K

Пример 1. Будут ли отличаться по составу продукты электролиза расплава и водного раствора хлорида кальция? Электроды графитовые.

Решение: а) Электролизом называют окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. При этом на катоде происходит процесс восстановления – присоединения электронов

из внешней электрической цепи, а на аноде происходит процесс окисления – отдача электронов в цепь.

При прохождении тока через расплав хлорида кальция катионы кальция Са движутся к отрицательно-заряженному электроду (катоду), на котором восстанавливаются. Анионы хлора Cl перемещаются к положительно-заряженному электроду (аноду) и, отдавая электроны, окисляются.

Электролиз расплава хлорида кальция можно представить схемой:

CaCl = Ca + 2Cl

(-) катод | Ca 2Cl | анод (+)

К: Са + 2е = Са

А: 2Cl - 2e = Cl

Ca + 2Cl = CaCl или CaCl = Сa + Cl

б) На ход электролиза из водных растворов большое влияние оказывают растворитель и материал электродов. При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде следует исходить из положения, что будет протекать та реакция, для которой требуется наименьшая затратаэнергии. Используют следующие правила:

На катоде:

1) катионы металлов со стандартным электродным потенциалом большим, чем φ почти полностью восстанавливаются и выделяются в виде металла Me⁺ⁿ + ne = Me;

2) катионы металлов с малой величиной стандартного электродного потенциала (металлы начала ряда Li , Na , K … до Al включительно) не восстанавливаются, в этом случае восстанавливается водород из воды по уравнению ;

3) катионы металлов, характеризующиеся средними значениями стандартных электродных потенциалов ( φ < φ < φ ) восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

На аноде:

1) нерастворимые аноды (графитовые, платиновые и т.д.) не претерпевают окисления в ходе электролиза, растворимые – могут окисляться и переходить в раствор в виде ионов;

2) при электролизе растворов, содержащих в своем составе анионы F^-1, SO , NO , PO …, а также растворов щелочей (OH^-1) выделяется кислород;

2H₂O – 4e = O₂ + 4H⁺¹ или 4OH^-1 – 4e = 2H₂O + O₂;

3) при окислении анионов Cl^-1, Br^-1, I^-1 выделяются Cl₂, Br₂, I₂;

4) при окислении анионов органических кислот происходит процесс

2RCOO^-1 – 2e = R-R + 2CO₂;

5) анионы, содержащие неметалл в промежуточной степени окисления (SO , NO и т.п.) сами окисляются на аноде: SO + H O – 2e = SO + 2H ,

NO + H O – 2e = NO + 2H .

Электролиз водного раствора хлорида кальция можно представить схемой:

CaCl = Ca + 2Cl

(-) катод Ca Cl анод (+)

H O H O

φ = - 2,9 B φ = 1,36 B

φ = - 0,82 B φ = 1,5 B

На катоде разряжается самый сильный окислитель (с максимальным значением потенциала), на аноде – самый сильный восстановитель (с минимальным значением потенциала): А: 2Cl^-1 – 2e = Cl₂

K: 2Н₂O +2e = H₂ + 2OH^-1

2Cl^-1 + 2H₂O = Cl₂ + H₂ + 2OH^-1.

Молекулярное уравнение электролиза: CaCl₂ + 2H₂O = Cl₂ + H₂ + Ca(OH)₂.

Ответ: продукты электролиза расплава и водного раствора хлорида кальция различаются.

Пример 2. Как изменилась масса анода при электролизе раствора сульфата никеля с электродами из никеля, если через этот электролит пропускали ток в 0,5 A в течение 5 ч?

Решение: Схема электролиза водного раствора сульфата никеля с растворимыми никелевыми электродами:

NiSO₄ = Ni + SO

(-) катод Ni⁺² SO анод (+)

H₂O H₂O

Ni

φ = - 0,25 B φ = 2,05 B

φ = - 0,82 B φ = 1,23 B

φ = - 0,25 B

Самый вероятный восстановитель на аноде – металлический никель (материал анода), на катоде восстанавливается самый сильный окислитель Ni⁺².

A: Ni – 2e = Ni⁺²

K: Ni⁺² + 2e = Ni

Используя закон Фарадея, рассчитываем массу никеля, растворившегося на аноде m (Ni) = = = 2,75 г.

Ответ: масса анода уменьшилась на 2,75 г.

Задания для самостоятельного решения:

Для водного раствора данного электролита:

а) напишите уравнения процессов, идущих на электродах при электролизе;

б) рассчитайте, сколько и каких веществ выделится на катоде и аноде, если электролиз вести при силе тока I в течение времени (τ, ч);

в) будет ли меняться рН в приэлектродном пространстве в процессе электролиза;

г) как изменится анодный процесс, если анод заменить на другой, выполненный из …

№	электролит	электроды	I, A	τ, ч	замена
	ZnSO4	платиновые		0,5	цинка
	MgCl2	магниевые	1,5		графита
	AgNO3	графитовые			серебра
	NiSO4	никелевые		1,5	графита
	SnCl2	платиновые	2,75		олова
	H2SO4	графитовые			цинка
	Cd(NO3)2	графитовые	0,1		кадмия
	CuBr2	золотые			меди
	Co(NO2)2	платиновые	0,7		железа
	FeI3	железные		0,9	графита
	K2SO4	графитовые		0,5	меди
	BaCl2	графитовые	1,3		серебра
	Pb(CH3 COO)2	платиновые			графита
	NaOH	графитовые		2,5	цинка
	PtCl2	платиновые	0,8	1,75	меди

Коррозия металлов

Коррозиейназывают процесс самопроизвольного окисления металла в результате его физико-химического взаимодействия с окружающей средой (ΔG < 0). По механизму протекания различают:

а) химическую коррозию в средах, не проводящих электрический ток (газовая коррозия, коррозия в неэлектролитах);

б) электрохимическую коррозию в средах, имеющих ионную проводимость (коррозия в электролитах, в атмосфере влажного воздуха, в почве).

При электрохимической коррозии разрушение металла происходит в результате работы огромного количества коррозионных микроэлементов. При этом на более активном металле, с меньшим значением потенциала, протекает анодная реакция (окисление), а на участках металла с большим значением потенциала – катодное восстановление окислителя:

A: Me – ne = Me⁺ⁿ

K: O₂ + 2H₂O + 4e = 4OH^-1 (pH > 7) кислородная деполяризация

O₂ + 4H⁺¹ + 4e = 2H₂O (pH < 7)

2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^-1 (pH > 7) водородная деполяризация

2H⁺¹ + 2e = H₂ (pH < 7)

Возможность протекания коррозии может быть определена по знаку ЭДС коррозионного элемента Е = φ_катод – φ_анод или Е = φ_окисл. – Е_{восстан.}. Коррозия возможна, если Е > 0.

Равновесный потенциал кислородного электрода при 298 К описывается уравнением φ = 1,227 + 0,0147lg P - 0,059 pH, а потенциал водородного электрода определяется уравнением φ = - 0,059pH – 0,0295lg P .

Пример 1.Какие из металлов (Au, Sn, Mn) могут быть окислены кислородом при 298 К, рН = 7 и стандартных состояниях всех веществ?

Решение:Окисление металла возможно при условии φ_окисл. > φ_восст., т.е. φ > φ .

Потенциал кислородного электрода при 298 К, P = 1атм и рН = 7 равен 0,814 B. φ = 1,227 + 0,0147 lg 1 – 0,059∙7 = 0,814(B)

Стандартные потенциалы металлов равны φ = - 0,136 B, φ = - 1,18 B и φ = 1,5 B. Отсюда следует, что указанное выше условие соблюдается для олова и марганца, которые могут быть окислены кислородом при рН = 7.

Ответ: олово и марганец могут быть окислены.

Пример 2. Рассмотрите коррозию изделия из алюминиевой бронзы: а) в дистиллированной воде; б) в сильнощелочной аэрированной среде (раствор гидроксида натрия). Предложите протектор для защиты изделия из алюминиевой бронзы от коррозии во влажном воздухе. Приведите уравнения протекающих процессов.

Решение: Алюминиевая бронза – сплав меди с алюминием.

Так как φ = 0,34 B > φ = - 1,7 B, то зерна меди будут катодными участками, а алюминия – анодными участками. Последние и будут подвергаться коррозии. Катодные процессы определяются характером коррозионной среды.

а) Протекает коррозия с водородной деполяризацией

А: Al – 3e = Al⁺³ 2

К: 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^-1 3

2Al + 6H₂O = 3H₂ + 2Al(OH)_3,.

б) Протекает коррозия с кислородной деполяризацией

A: Al – 3e = Al⁺³ 4

K: O₂ + 2H₂O + 4e = 4OH^-1 3

4Al +3O₂ + 6H₂O = 4 Al(OH)₃

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄].

Протектор, согласно принципу его действия, должен иметь потенциал более отрицательный, чем потенциал меди и алюминия, например магний (φ = - 2,37 В). В образующемся гальваническом элементе он будет выступать в качестве анода и разрушаться.

A: Mg – 2e = Mg⁺² 2

K: O₂ + 2H₂O + 4e = 4OH^-1 1

2Mg + O₂ + 2H₂O = 2Mg(OH)₂

Пример 3.К какому типу покрытий относятся олово на меди и на железе? Какие процессы будут протекать при коррозии указанных пар в кислой среде?

Решение: φ = 0,34 B; φ = - 0,44 B; φ = - 0,14 B.

а) Т. к. φ = - 0,14 B < φ = 0,34 B, значит олово является анодным покрытием на меди. При коррозии разрушается металл покрытия:

A: Sn – 2e = Sn⁺²

K: 2H⁺¹ + 2e = H₂

Sn + 2H⁺¹ = Sn⁺² + H₂

б)Т. к. φ = - 0,14 B > E = - 0,44 B, значит олово является катодным покрытием железа. При нарушении целостности покрытия корродировать будет основной металл – железо.

A: Fe – 2e = Fe⁺²

K: 2H⁺¹ + 2e = H₂

Fe + 2H⁺¹ = Fe⁺² + H₂

Задания для самостоятельного решения:

1. Коррозия – процесс самопроизвольного разрушения металлов вследствие физико-химического взаимодействия с окружающей средой. Изменение свободной энергии Гиббса в этом случае: а) ΔG > 0; б) ΔG = 0; в) ΔG < 0.

2. Какой из процессов протекает на корродирующем металле:

а) Me⁺ⁿ +ne = Me восстановление;

б) Me – ne = Me⁺ⁿ восстановление;

в) Me – ne = Me⁺ⁿ окисление.

3. Какие процессы возможны при коррозии в кислой среде на катодных участках:

а) O₂ + 2H₂O + 4e = 4OH^-1; в) H₂ + 2OH^-1 + 2e = 2H₂O;

б) 2H⁺¹ + 2e = H₂; г) O₂ + 4H⁺¹ +4e = 2H₂O.

4. Какие процессы возможны при коррозии в щелочной среде на катодных участках:

а) O₂ + 2H₂O + 4e = 4OH^-1; в) H₂ + 2OH^-1 + 2e = 2H₂O;

б) 2H⁺¹ + 2e = H₂; г) O₂ + 4H⁺¹ +4e = 2H₂O.

5. Склепаны два металла. Какой из металлов будет подвергаться коррозии:

а) Zn – Fe; ж) Cu – Cd;

б) Pb – Sn; з) Ag – Pb;

в) Zn – Ag; и) Al – Ni;

г) Al – Fe; к) Fe – Sn;

д) Pd – Mn; л) Fe – Cd;

е) Fe – Ni; м) Сr – Ni.

6. Составьте уравнения электродных процессов, происходящих при коррозии вышеуказанных пар металлов:

а) в атмосфере влажного воздуха;

б) в дистиллированной воде;

в) в кислой среде.

7. Приведите примеры катодных и анодных покрытий для

а) меди; ж) железа;

б) никеля; з) свинца;

в) цинка; и) олова;

г) хрома; к) кадмия;

д) серебра; л) алюминия;

е) марганца; м) кобальта.

8. Возможна ли электрохимическая коррозия:

а) Sn в водном растворе при рН = 6 в контакте с воздухом;

б) Zn в дистиллированной воде;

в) Fe в атмосфере влажного воздуха;

г) Cu в деаэрированном растворе при рН = 2;

д) Cd в аэрированном растворе при рН = 10;

е) Fe в нейтральной среде рН = 7;

ж) Ni в водном растворе при рН = 1;

з) Pb в морской воде (рН = 8) в контакте с воздухом;

и) Al в деаэрированном растворе при рН = 3;

Приведите уравнения электродных процессов

Список литературы:

1. Основная литература:

1. Глинка, Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка; под ред: А.И. Ермакова – 30-е изд., испр. – М.: Интеграл-Пресс, 2009 – 727 с. – 57 экз.

2. Коровин, Н.В. Общая химия: учеб. для студ. учреждений высш. проф. образования/ Н.В. Коровин. – 13-е изд. перераб и доп. – М.: Издательский центр «Академия», 2011. – 496 с. – (Сер. Бакалавриат). ‑ 56 экз.

3.Глинка, Н.Л. Сборник задач и упражнений по общей химии: учеб. пособие для студ. нехимических спец. вузов / Н.Л. Глинка; под ред. В.А Рабиновича, Х.М. Рубининой – М.: Интеграл-Пресс, 2009.- 240 с.– 65 экз.

4. Хаускрофт, К. Современный курс общей химии: в 2 т. / К. Хаускрофт, Э. Констебл; пер. с англ. Я.А. Ребане и др.; под ред. В.П. Зломанова – М: Мир, 2009. Т. 1. – 539с. – 10 экз.

5. Хаускрофт, К. Современный курс общей химии: в 2 т. / К. Хаускрофт, Э. Констебл; пер. с англ.Р.В. Ничипорук, А.А. Молодыка; под ред. В.П. Зломанова – М: Мир, 2009. Т. 2. – 528с. –

10 экз.

2. Дополнительная литература:

1. Некрасов, Б.В.Основы общей химии: в 2-х т. / Б.В. Некрасов. – 4‑е изд., стереотип. – СПб. и др. – Т. 1. – 2003-.656 с.

2. Некрасов, Б.В.Основы общей химии: в 2-х т. / Б.В. Некрасов. – 4‑е изд., стереотип. – СПб. и др. – Т. 2. – 2003-.688 с.

3. Угай, Я.А. Общая и неорганическая химия: учеб. для вузов /Я.А. Угай – Изд. 5, стер. – М.: Высша. шк., 2007.-526 с.

4. Коровин, Н.В. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие / Под ред. Н.В. Коровина. – 3-е изд., испр. – М.: Высша. шк., 2006. – 255с.

5. Вольхин, В.В. Общая химия. Основной курс: учеб. пособие / В.В. Вольхин. – 2-е изд., перераб. и доп. – СПб.; М.; Крастнодар: Лань, 2008. – 464 с.

6. Вольхин, В.В. Общая химия. Избранные главы: учебн. пособие / В.В. Вольхин. – 2-е изд., перераб. и доп. – СПб.; М.; Крастнодар: Лань, 2008. – 384 с.

7. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия: учебн. для вузов/ Н.С. Ахметов. – 7-е изд., стер. – М.: Высш. шк., 2009. – 743 с.

8. Задачи и упражнения по общей химии: учебн. пособие для студ. вузов, обуч. по техническ им напр. и спец. / Б.И. Адамсон, О.Н. Гончарук, В.Н. Камышова и др. Под ред. Н.В. Коровина. – 3-е изд., испр. – М.: Высшая школа, 2006. – 254с.

9. Гельфман, М.И. Химия: учебник для студ. вузов, обуч. по техническим спец. и напр. / М.И. Гельфман, В.П. Юстратов. – 4-е изд. стер. – СПб.; М.; Краснодар: Лань, 2008. – 472 с.

10. Теоретические основы общей химии: учеб. для студ.в вузов, обуч. по напр. подгот. диплом. спец. в обл. техники / А.И. Горбунов, А.А. Гуров, Г.Г. Филиппов, В.Н. Шаповал. – М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э.Баумана, 2001. – 719 с.

11. Романцева, Л.М. Сборник задач и упражнений по общей химии: учеб пособие для нехимических спец. вузов / Л.М. Романцева, З.Л. Лещинская, В.А. Суханова.2-е изд., рераб и доп. – М.: Высш. шк., 1991. – 228 с.

12. Воюцкий, С.С. Курс коллоидной химии: учеб. пособие для хим.-технол. спец. вузов. / С.С. Воюцкий. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Химия, 1976. - 512 с.

13. Жилин, Д.М. Общая химия. Практикум L-микро. Руководство для студентов / Д.М. Жилин. – М.: Изд-во МГИУ, 2006. – 321 с.

14. Жмурко Г.П. Лекции по общей и неорганической химии для студента первого курса биологического факультета (общий поток) [Электронный ресурс]: Химический факультет МГУ. Учебные материалы для нехимических специальностей. / Режим доступа:

http://www.chem.msu.su/rus/teaching/general.html.

16. Хлебников А.И., Аржанова И.Н., Напилкова О.А. Общая химия. Гипертекстовое учебное пособие [Электронный ресурс]:Факультет пищевых и химических производств АлтГТУ. Учебные материалы / Режим доступа: http://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/index.html

3. Справочная литература:

1.. Рябин, В.А. Термодинамические свойства веществ: справочник / В.А. Рябин, М.А. Остроумов, Т.Ф. Свит – Ленинград: Химия, 1977 –

392 с.

2. Лурье, Ю.Ю. Справочник по аналитической химии / Ю.Ю. Лурье. – 6-е изд., перераб. и доп. – М.: Химия, 1959. – 447 с.

3. Краткий справочник физико-химических величин / ред., сост. А.А. Равдель, ред., сост А.М. Пономарева, сост. Н.М. Барон, сост. З.Н. Тимофеева – 9-е изд. – СПб.: Специальная литература,1999. – 231 с.

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное автономное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Дальневосточный федеральный университет»

(ДВФУ)

ШКОЛА ЕСТЕСТВЕННЫХ НАУК