Триада железа Fe Co Ni

ПС VIIIВ 4s

3s 3p 3d

2s 2p

1s

Fe

+26

строение внешней е-оболочки..3d⁶4s², d-элемент,

Fe проявляет низкую электроотрицательность,

легко отдает валентные e-(4s-электроны и 3d-электроны),

металлы Fe – восстановитель

ПР: Fe ⁰ - 2e- ® Fe ⁺²

Fe ⁰ - 3e- ® Fe ⁺³

ст.окисления и валентность: железо 0 +2 +3 +6 (редко)(III) ПР:

железо более активный металл, чем кобальт и никель,

природные соединения железа

в природе элементы Fe встречается виде хим.соединений, очень редко в виде простого в-ва

ПР: Fe₃O₄ магнитный железняк

Fe₂O₃ красный железняк

FeS₂ пирит

характеристика чугуна и стали

ЖЕЛЕЗО Fe

1.3. металлургия наука о промышленном получении металлов,

черная металлургия наука о промышленном получении железа,

широко используется не чистое железо, а его сплавы «чугун» и «сталь»,

чугун - сплав Fe и С(2-4%) с примесью S-P-Mn-Si

чугун твердый, но хрупкий-непластичный(металлоизделия получают литьем),

сталь - сплав Fe и С(0,2-2%) с примесью S-P-Mn-Si

сталь более пластичная(металлоизделия получаются ковкой-прокатом-..),

особые(легированные) стали получают добавлением Cr Mo W..,

выделяют А) получение из железной руды чугуна

Б) получение из чугуна стали

доменный способ получения чугуна

доменная печь хим.процессы:

1) сгорание кокса, образование CO

2) восстановление Fe₂O₃

3) удаление примесей SiO₂ путем добавления CaCO₃, шлак CaSiO₃ всплывает над расплавленным металлом

4) образование примесей ПР: SiO₂ + 2С ^Т ® Si + 2СО 3Fe + С ^Т ® Fe₃C цементит

кислородноконвекторный способ получения стали ¹ низкие потребности в топливе

конвектор хим.процессы (¹ во всём объёме расплава):

1) окисление примесей путем вдувания O₂

2) удаление примесей (оксиды P-S-Si) путем добавления CaCO₃, шлак CaSiO₃ Ca₃(PO₄)₂всплывает

3) восстановление FeO раскислителями FeO + Mnферромарганец ^Т ® Fe + MnO MnO + SiO₂ ^Т ® MnSiO₃

мартеновский способ получения стали ¹ можно добавлять присадки для получения стали различных марок

мартеновская печь хим.процессы:

1) окисление примесей на поверхности.. в глубине..

2) удаление примесей (оксиды P-S-Si) путем добавления CaCO₃, шлак CaSiO₃ Ca₃(PO₄)₂всплывает

3) восстановление FeO раскислителями FeO + Mnферромарганец ^Т ® Fe + MnO MnO + SiO₂ ^Т ® MnSiO₃

электродуговой способ получения стали ¹ получение тугоплавких сталей

электропечь: ванна, угольные электроды, электрическая дуга(выше 3000°С)

применение железа и его сплавов

4. металлоизделия

физ. и хим.свойства железа

2.(н.у.) тв.прочный-пластичный-е-проводник и теплопроводник-непрозрачный с Ме блеском,

тяжелый rFe=7,9, тугоплавкий 1500°С, имеет магнитные свойства

3. металл- восстановитель

*3Fe + 2O₂ ® FeO*Fe₂O₃ железная окалина горение в кислороде

3Cl₂ + 2Fe ^T 2FeCl₃

S + Fe ^T FeS

*4H₂O + 3Fe раскаленное ^T ® FeO*Fe₂O₃ + 4H₂­

5СО + Fe ^T Fe(CO)₅ пентакарбонил железа

*Fe + 2HCl ® FeCl₂ + H₂­

Fe + H₂SO₄® FeSO₄ + H₂­

Fe + 6H₂SO₄ конц ^T ® Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂­ + 6H₂O

Fe + 4HNO₃ ^T ® Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O

Fe + 6HNO₃ конц ^T ® Fe(NO₃)₃ + 3NO₂­ + 3H₂O

*Fe + CuSO₄® FeSO₄ + Cu¯

коррозия металлов разрушение металлов и сплавов под действия окружающей среды

А) химическое разрушение

Fe + 2H₂O + O₂ ® 2Fe(OH)₂

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ ® 4Fe(OH)₃

Fe + H₂O + CO₂ ® FeCO₃ + H₂­

Fe + H₂O + SO₂ ® FeSO₃ + H₂­

Б) электрохимическое разрушение..

физ. и хим.свойства оксидов железа

ОКСИД ЖЕЛЕЗА FeO

1.2. Fe₂O₃ + H₂ ^T ® 2FeO + H₂O

СО + Fe₃O₄ ^600°С 3FeO + CO₂

Fe(OH)₂ ^T ® FeO + H₂O

2. тв.черный, нерастворимый

3. основной оксид, не реагирует с водой

FeO + 2HCl® FeCl₂ + H₂O

ОКСИД ЖЕЛЕЗА Fe₂O₃

1.2. 4FeS₂ + 11O₂ ^T ® 2Fe₂O₃ + 8SO₂­

4Fe + 3O₂® 2Fe₂O₃

2. тв.бурый, нерастворимый

3. оксид амфотерный, не реагирует с водой, самое устойчивое соединение железа

*Fe₂O₃ + 6HCl® 2FeCl₃ + 3H₂O

*Fe₂O₃ + 2KOH® КFeO₂¯ + Н₂О

*Fe₂O₃ + Na₂CO₃® CO₂ + 2NaFeO₂ феррит натрия

*Fe₂O₃ + H₂ ^T ® 2FeO + H₂O

ОКСИД ЖЕЛЕЗА Fe₃O₄

2. Fe₃O₄ есть FeO*Fe₂O₃ железная окалина

е-проводник, имеет магнитные свойства

физ. и хим.свойства гидроксидов железа, зависимость свойств от степени окисления железа

ГИДРОКСИД ЖЕЛЕЗА Fe(OH)₂

1.2. FeCl₂ + 2KOH® Fe(OH)₂¯ + 2KCl без доступа воздуха

2. тв.бледно-зеленый, нерастворимый

3. основание

*электролитическая диссоциация ступенчатая

Fe(OH)₂Û Fe²⁺ + 2OH^-

*Fe(OH)₂ + CO₂ FeCO₃ + H₂O

*Fe(OH)₂ + 2HCl 2H₂O + FeCl₂ реакция нейтрализации

*реакция разложения

Fe(OH)₂ ^T FeO + H₂O

*ОВ реакции восстановитель

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O® 4Fe(OH)₃ легко окисляется в воде

ГИДРОКСИД ЖЕЛЕЗА Fe(OH)₃

1.2. FeCl₃ + 3KOH® Fe(OH)₃¯ + 3KCl

2. тв.бурый, нерастворимый

состав Fe₂O₃*nH₂O

3. амфотерный гидроксид

*электролитическая диссоциация..

Fe(OH)₃Û Fe³⁺ + 3OH^- или H₃FeO₃ + H₂O Û H⁺ + [Fe(OH)₄]^-

*Fe(OH)₃ + 6HCl 3H₂O + 2FeCl₃ реакция нейтрализации

*Fe(OH)₃ + 3KOH ^T ® К₃[Fe(OH)₆] гексагидроферрат(III) натрия

*реакция разложения

2Fe(OH)₃ ^T Fe₂O₃ + 3H₂O

соли железа (II) и (III)

соли Fe²⁺ тв.кристал.

3. соли слабого основания

*электролитическая диссоциация

гидролиз солей

*реакции замещения растворов солей с более активными металлами Zn

FeSO₄ + Zn ZnSO₄ + Fe¯

*реакции обмена с кислотами-щелочами-солями(условия необратимости реакции..)

FeCl₂ + 2KOH® Fe(OH)₂¯ + 2KCl без доступа воздуха

3FeCl₂ + 2K₃[Fe(CN)₆]® 6KCl + Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯синий качественная реакция на Fe²⁺

гексацианоферрат(III) калия гексацианоферрат(III) железа

красная кровяная соль турнбуллева синь

*ОВ реакции восстановители

5FeCl₂ + 3KMnO₄ + 4H₂SO₄® Fe₂(SO₄)₃ + 3FeCl₃ + KCl + MnSO₄ + 4H₂O

соли Fe³⁺ тв.кристал.

3. соли амфотерного основания

*электролитическая диссоциация

гидролиз солей

*реакции замещения растворов солей с более активными металлами Zn

*реакции обмена с кислотами-щелочами-солями(условия необратимости реакции..)

4FeCl₃ + 3K₄[Fe(CN)₆]® 12KCl + Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯ синий качественная реакция на Fe³⁺

гексацианоферрат(II) калия гексацианоферрат(II) железа

желтая кровяная соль берлинская лазурь

*ОВ реакции слабые окислители

2FeCl₃ + H₂S® S + 2FeCl₂ + 2HCl

2FeCl₃ + 2KI® 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

положение неметаллов в периодической системе

среди простых в-в по физико-химическим свойствам различают металлы и неметаллы:

неметаллы – в-ва - газы или жидкости или тв.хрупкие-непластичные-плохо проводящие е-ток и тепло,

хим.элементы-неметаллы: He-Ne-Ar-Kr-Xe-Rn,F-Cl-Br-I-At,O-S-Se-Te,N-P-As,C-Si,B,H(22)

	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
	[H]		B	C Si	N P As	O S Se Te	H F Cl Br I At	He Ne Ar Kr Xe Rn

неметаллы расположены в конце периодов-в начале главных подгрупп(в правом верхнем углу таблицы ПС),

по е- строению неметаллы есть р-элементы(кроме водорода),

особенности е- строения неметаллов определяют их особые физические и химические свойства:

- у неметаллов внешний эн.уровень заполнен или практически заполнен e-,

размеры атомов неметаллов меньше, чем у металлов в том же периоде,

неметаллы проявляют высокую электроотрицательность,

неметаллы, как правило, окислители,

в хим.соединениях неметаллы образуют ковалентную связь(с металлами ионную связь)

с ростом величины порядкового номера в периоде неметаллические свойства ­

(физ.смысл) размеры атомов ¯, усиливается связь валентных е- с ядром атома, электроотрицательность ­

ПР: «В – F»

с ростом величины порядкового номера в главной подгруппе неметаллические свойства ¯

(физ.смысл) при увеличении количества энергетических уровней происходит рост размеров атомов,

размеры атомов ­, слабеет связь валентных е- с ядром атома, электроотрицательность ¯

ПР: «F – I»

водородные соединения неметаллов - соединения с полярной ковалентной связью,

их водные растворы – слабые кислоты,

с ростом порядкового номера в главной подгруппе прочность водородных соединений ¯

(физ.смысл) размеры атомов ­, слабеет их связь с атомами водорода

с ростом порядкового номера в главной подгруппе кислотные свойства водородных соединений­

(физ.смысл) размеры атомов ­, прочность водородных соединений уменьшается,

усиливается эл.диссоциация Н(неМе)®Н⁺ + неМе^-

с ростом порядкового номера в главной подгруппе восстановительные свойства водородных соединений­

(физ.смысл) размеры атомов ­, прочность водородных соединений уменьшается,

размеры атомов ­, слабеет связь валентных е- с ядром атома,

в итоге, при разрушении водородные соединения легче отдают электроны

Н+ Н+

неМе-

неМе-

с ростом порядкового номера в главной подгруппе сила кислородсодержащих кислот ¯

(физ.смысл) атомы О у центр.атома смещают е- плотность связи Н-О,

размеры центр.атома ­, уменьшается смещение е- плотности,

эл.диссоциация Н(неМеО)®Н⁺ + неМеО^- уменьшается

Н Н

О H®O®ClO₂ О H®O®BrO₂

неМе⁺

неМе⁺

О О О О

в природе неметаллы широко распространены

ПР: элементы земной коры

кислород	47%
кремний
алюминий
железо	4,5
кальций
натрий	2,5
калий	2,5
водород	0,8

двойственное положение водорода в периодической системе

степени окисления

ПС №1 1период VIIА – IA (водород помещают в VIIгруппу, а символ в Iгруппе заключают в скобки)

строение е-оболочки ₊₁Н 1s¹, s-элемент,

водород – восстановитель и окислитель,

H ⁰ + e- ® H ⁺

H ⁰ - e- ® H ^-

ст.окисления и валентность 0 –1 +1 (I)

причина двойственного положения

- водород похож на щелочные металлы(s-элемент, является восстановителем)

- водород похож на галогены(неметалл, образует двухатомный газ, является окислителем)

водород ближе к галогенам, чем к щелочным металлам

изотопы

ядро атома состоит из нейтронов и протонов: протоны имеют положительный заряд, нейтроны не имеют заряда,

атомы характеризуются зарядом ядра(числом протонов) Z, числом нейтронов N, массовым числом A=Z+N,

изотопы – атомы одного хим.элемента с одним зарядом ядра и разным массовым числом

изотопы водорода протий ¹₁Н w99,98% дейтерий ²₁Н w0,015% тритий ³₁Н w следы

распространение водорода в природе

водород распространен в природе - 0,8% от массы Земли(c=17%),

в природе водород чаще встречается в виде хим.соединений, в виде простого в-ва встречается редко

ПР: H₂О вода распространенное на Земле в-во

природный газ-нефть-уголь

получение водорода в лаборатории и промышленности

ВОДОРОД H₂

1.2.*реакции активных металлов с водой

2Li + 2H₂O 2LiOH + H₂­

2Na + 2H₂O 2NaOH + H₂­

Ca + 2H₂O Ca(OH)₂ + H₂­

*реакции активных металлов с кислотами

Zn + 2HCl ZnCl₂ + H₂­

Mg + 2HCl MgCl₂ + H₂­

*реакции алюминия и щелочей

2Al + 2NaOH + 6H₂O 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­

*реакции гидридов металлов с водой

CaH₂ + 2H₂O Ca(OH)₂ + 2H₂­

1.3.*C + H₂O ^1000°С Û СO + Н₂­ получение водяного газа(СО+H₂+H₂O), затем CО + H₂O ^450°С Û ^Fe2O3 СO₂ + Н₂­

*CH₄ + H₂O ^1000°С Û ^Ni СO + 3Н₂­ получение синтез-газа(СО+H₂)

*CH₄ ^350°С Û ^Ni С + 2Н₂­

*2NaCl + 2H₂O ^{электролиз} Cl₂­ + H₂­ + 2NaOH

*2H₂O ^{электролиз} O₂­ + H₂­(в присутствии..)

*глубокое охлаждение(до -196°C) коксового газа(содержит до 60% водорода)

*крекинг нефти(побочный продукт)

физ. и хим.свойства водорода

2.(н.у.)газ без цвета–запаха-вкуса-самый легкий, ¯растворим H₂O, TкипH2=-253°C

3. неметалл

окислитель

*H₂ + 2Na ^T 2NaH гидрид натрия

H₂ + Са ^T СaH₂

восстановитель

*H₂ + F₂ 2HF

2H₂ + O₂ 2H₂O горение или взрыв, если смесь 2VН2/1VО2

H₂ + Cl₂ ^hn 2HCl цепная реакция(радикальный механизм реакции)

H₂ + S ^T Û H₂S очистка нефти от серы

3H₂ + N₂ ^{T p} Û ^Кt 2NH₃

*H₂ + CuO ^T H₂O + Cu

H_{2 +} FeO ^T H₂O + Fe

*2H₂ + СO ^{T р} ® ^ZnO CH₃OH метанол

*получение искусственного бензина

nСO + (2n+1)Н₂ ^{Т p} ® ^Cr2O3 С_nН_2n+2 + nH₂O

*С + 2Н₂ ^{400°С p} ® ^Fe СН₄

*гидрирование углеводородов

СHºСН + Н₂ ^Т ® ^Ni СH₂=СН₂ этилен

СН₂=СН₂ + H₂ ^Т ® ^Ni CН₃-СН₃ или 20°С Pt

+ 3Н₂ ^T ® ^Ni

циклогексан

восстановление альдегидов

Н-СОН + Н₂ ^T ® ^Ni СН₃ОН метанол

СН₃-СОН + Н₂ ^T ® ^Ni С₂Н₅ОН этанол

получение анилина из нитробензола

C₆H₅-NO₂ + 3Н₂ ^T ®C₆H₅-NН₂ + 2Н₂О

гидрирование жиров

СН₂-О-СО-С₁₇Н₃₃ СН₂-О-СО-С₁₇Н₃₅

| |

CН--O-CO-С₁₇Н₃₁ + 6Н₂ ^{T р} ® ^Ni СН--О-СО-С₁₇Н₃₅

| |

СН₂-О-СО-С₁₇Н₂₉ СН₂-О-СО-С₁₇Н₃₅

применение водорода

4. получение аммиака NH₃, соляной кислоты HCl, метанола СН₃ОН,..

очистка нефти от серы

получение Mo-W путем восстановления из оксидов

инструмент "водородная горелка" для сварки-резания

топливо ракетного двигателя (H₂ + O₂)

гидрирование растительных жиров

строение молекулы воды

3.1. H₂O H -

\

О(II) -2 хим.связь одинарная полярная ковалентная, Ð105°

/ молекула имеет угловую форму _ -

H -

молекула в виде диполя: 2 неподеленные е-пары атома кислорода образуют «-полюс» +

2 катиона водорода образуют «+полюс» + +

вода - в-во с особенными свойствами: растворяет многие в-ва(в-ва с полярными связями)

вызывает электролитическую диссоциацию,

имеет высокую Tкип°C Tплав°C,

имеет высокую теплоемкость,

особенные свойства воды определяются особенностями строения молекул воды:

- полярные молекулы воды у растворяемых в-в вызывают электролитическую диссоциацию – распад на ионы,

- между молекулами воды возникают водородные связи,

они определяют относительно высокую температуру кипения-высокую теплоемкость воды-max плотность при 4°С

роль молекул воды в процессе диссоциации веществ

полярные молекулы воды у растворяемых в-в вызывают электролитическую диссоциацию – распад на ионы,

растворяемые в-ва должны иметь ионные или полярные ковалентные связи,

вокруг частиц растворяемого в-ва молекулы воды образуют гидратные оболочки,

гидратные оболочки тормозят обратное слипание частиц растворяемого в-ва

ПР: процесс диссоциации веществ(в-в с полярными связями) в воде

HCl полярная ковалентная связь

в-во находится в растворенном виде,

в электромагнитном поле диполя(H+Сl-) диполи(Н₂О) располагаются упорядоченно,

взаимодействие диполей(Н+Cl-)и упорядоченно расположенных диполей(Н₂О) ослабляет связи(Н+Cl-),

образуются ионы Cl-_и Н+(свободно не существуют)

физическая фаза ® химическая фаза:

в электромагнитном поле ионов Н+ и Сl- диполи (Н₂О) располагаются упорядоченно

® гидраты ионов Сl- и ионы гидроксония Н₃О+ (донорно-акцепторная связь)

NaCl ионная связь, ионная кристаллическая решётка

в электромагнитном поле ионов Na+ и Сl- диполи(Н₂О) располагаются упорядоченно,

взаимодействие ионов Na+ и Cl- и диполей(Н₂О) ослабляет связи(Na+Cl-),

образуются ионы Na+ и Cl-(одновременно идет растворение и диссоциация)

физическая фаза ® химическая фаза:

в электромагнитном поле ионов Na+ и Сl- диполи(Н₂О) располагаются упорядоченно

® гидраты ионов Na+ и Сl-

NaОН ионная связь, ионная кристаллическая решётка

в электромагнитном поле ионов Na+ и ОН- диполи(Н₂О) располагаются упорядоченно,

взаимодействие ионов Na+ и ОН- и диполей(Н₂О) ослабляет связи(Na+ОН-),

образуются ионы Na+ и ОН-(одновременно идет растворение и диссоциация)

физическая фаза ® химическая фаза:

в электромагнитном поле ионов Na+ и ОН- диполи(Н₂О) располагаются упорядоченно

® гидраты ионов Na+ и гидроксид-ионы ОН-

физ.свойства обычной и тяжелой воды

«обычная вода» образована атомами кислорода и атомами водорода в виде изотопа протия,

«тяжелая вода» образована атомами кислорода и атомами водорода в виде изотопа дейтерия,

2. (н.у.) жидкость без цвета-запаха-вкуса, rH2O=1000г/л (лёд ¯r) TкипH2O=100°C TплавH2O=0°C

особые свойства «тяжелой воды» rD2O=1105г/л TкипD2O=101,4°C TплавD2O=3,8°C

хим.свойства воды

3. по теории электролитической диссоциации амфотерное соединение (слабый электролит)

H₂O Û OН^- + Н⁺ без примеси солей-кислот-щелочей плохо проводит е-ток

*реакции с кислотами и аммиаком

NH₃ + H₂O ® NH₄⁺ + OH^-

основание 1 кислота 1 кислота 2 основание 2

HCl + H₂O ® H₃О⁺ + Cl^-

кислота 1 основание 1 кислота 2 основание 2

окислитель

*2Na + 2H₂O 2NaOH + H₂­

2H₂O + 2Li 2LiOH + H₂­

H₂O + Zn ^T ZnO + H₂­

4H₂O + 3Fe ^T FeO*Fe₂O₃ + 4H₂­

*CaH₂ + 2H₂O Ca(OH)₂ + 2H₂­

*C + H₂O ^1000°С Û СO + Н₂­ получение водяного газа(СО+H₂+H₂O)

*CH₄ + 2H₂O ^1000°С Û ^Ni СO + 3Н₂­ получение синтез-газа(СО+H₂)

*реакция разложения

2H₂О ^{электролиз} 2H₂­ + О₂­ (в присутствии солей-кислот-щелочей)

восстановитель

*H₂O + F₂ HF + O O + F₂ ® OF₂ O + H₂O ® H₂O₂ O + O₂ ® O₃ 8F₂ + 8H₂O ® 14HF + OF₂ + O₂ + H₂O₂ + O₃

*реакция разложения

2H₂О ^{электролиз} 2H₂­ + О₂­ (в присутствии солей-кислот-щелочей)

*реакция с хлором, бромом(с иодом не реагирует)

Cl₂ + H₂O Û HCl + HClO затем HClO HCl + O дезинфекция-отбеливание

Br₂ + H₂O Û HBr + HBrO

*реакции с оксидами(кроме SiO₂)

Li₂O + H₂O 2LiOH

CaO + H₂O Ca(OH)₂

P₂O₅ + H₂O 2HPO₃ метафосфорная кислота

P₂O₅ + 3H₂O ^T 2H₃PO₄

SO₃ + H₂O H₂SO₄

N₂O₅ + H₂O 2HNO₃

*образование гидратов

CuSO₄ + 5H₂O CuSO₄*5H₂O + Q

гидролиз

*реакции гидролиза солей

2Al₂S₃ + 6H₂O ® 2Al(OH)₃ + 3H₂S­

*реакции гидролиза карбидов

CaС₂ + 2H₂O ® Ca(OH)₂ + С₂H₂­

*реакции гидратации этиленовых

СН₂=СН₂ + H₂O ^Т ® ^Н3РО4 CН₃-СН₂OН этанол

СН₂=СН-CH₃ + H₂O ^Т ® ^Н3РО4 CН₃-CH(ОН)-CH₃

реакции гидратации ацетиленовых Кучеров

ОН О

/ //

НСºСН + Н₂О ^Т ® ^{Hg2+ H+} СН₂=С нестойкий ® СН₃-С

\ \

Н Н

виниловый спирт уксусный альдегид

СН₃-СºСН + Н₂О ® ^HgSO4 СН₃-С=СН₂ нестойкий ® СН₃-С-СН₃

| ||

OH O ацетон

*реакции гидролиза эфиров

СН₃-СО-О-СН₂-СН₃ + Н₂О Û СН₃С-СООН + CН₃-СН₂OН

уксусная к-та этанол

реакции гидролиза жиров

СН₂-О-СО-С₁₇Н₃₃ СН₂-ОH С₁₇Н₃₃-СОOH

| |

CН--O-CO-С₁₇Н₃₁ + 3Н₂O ^Kt ® СН-ОH + С₁₇Н₃₅-СОOH

| |

СН₂-О-СО-С₁₇Н₂₉ СН₂-ОH С₁₇Н₂₉-СОOH

реакция гидролиза крахмала

(C₆Н₁₀О₅)n + nH₂O ^Т ® ^H2SO4 nC₆Н₁₂О₆ глюкоза

(C₆Н₁₀О₅)m

декстрины C₁₂Н₂₂О₁₁

мальтоза

реакция гидролиза целлюлозы

(C₆Н₁₀О₅)_n + nH₂O ^Т ® ^H2SO4 nC₆Н₁₂О₆ глюкоза

реакции гидролиза белков

галогены, положение в периодической системе

электронное строение атомов, степени окисления и валентность элементов

объяснить их нечетные значения

Дата добавления: 2015-07-25