Смещение равновесия гидролиза кратко

Обновлено: 03.07.2024

Равновесие при реакции определяется по конечной концентрации веществ, принимавших участие в реакции. Некоторые исследователи [275— 277] изучали влияние на результат реакции различного содержания воды при постоянном содержании азотной кислоты, серной кислоты и целлюлозы. При изменении содержания воды в пределах 5,62—28,42% получались нитраты, у которых содержание азота колебалось от 13,65 до 6,5%. Серная кислота обеспечивает в основном дегидратацию, т. е. связывает воду, благодаря чему сохраняется эффективная концентрация азотной кислоты и не происходит смещения равновесия при реакции. Она служит также разбавителем, поглощает тепло, выделяемое при экзотермической реакции, и препятствует окислению. Как азотная, так и серная кислоты вызывают набухание целлюлозы и ее гидролиз.[ . ]

Гидролиз хлора был впервые изучен А. А. Яковкиным (1863—1936), определившим константу равновесия этой реакции и степень гидролиза хлора при различных температурах.[ . ]

Гидролиз — процесс обратимый, поэтому равновесие гидролиза можно сместить, вводя в раствор ионы, связывающие ОН -ионы (например, ионы Н+), и тем самым провести реакцию гидролиза до образования конечных продуктов. При нагревании равновесие гидролиза смещается вправо.[ . ]

Равновесие адсорбционное 20 реакций гидролиза 77 сл.[ . ]

Эти реакции гидролиза являются равновесными. Согласно законам термодинамики (принцип Ле-Шателье) удаление одного из продуктов такой реакции (МН3Т) способствует сдвигу равновесия вправо. Аммониевые соли фтористоводородной и кремнефтористоводородной кислот легко гидролизуются при pH больше 3.[ . ]

Эти равновесия осложняются медленным превращением гипохлорита в хлорид и хлорат, с происходящим в результате этого уменьшением активного хлора для отбелки. Знание того [344], что константа гидролиза хлора в воде равна 4.5ХЮ-4, а константа диссоциации хлорноватистой кислоты [345, 346, 347] около 4ХЮ 8, создает возможность-путем вычисления определить, что составы разбавленных растворов, употребляемых на практике (содержащих больше или меньше 0,8 % активного хлора) меняются в зависимости от pH, как указано ранее. Свыше 95% активного хлора существует в виде недиссоциированной хлорноватистой кислоты в пределах рНотЗ до 6; при pH 9 около 97% присутствует в качестве иона гипохлорита, а в кислом растворе при pH 2 гидролиз дает около 32% активного хлора [82]. То, что скорость, при которой целлюлоза восстанавливает 0,04 н. гипохлорит натрия больше примерно в 10 раз при pH 7, чем при pH 4,6 или pH 9, говорит о том, что иедиссоциированная хлорноватистая кислота легче окисляет целлюлозу, чем ион гипохлорита или активный хлор [66, 84, 348]. Более медленная реакция в кислом растворе сильно катализируется ярким дневным светом [79], реакция при pH 7—ультрафиолетовыми линиями в ртутном спектре [341], а окисление в каустической соде мерсеризующей концентрации, также является быстрым [66]. В результате этих окислений из отбеливаемых примесей образуются слабые органические кислоты, а из слабой хлорноватистой кислоты — сильная соляная кислота. Следовательно, щелочная белильная жидкость во время использования имеет тенденцию приблизиться к опасным пределам pH от 6 до 8, где переокисление, ведущее к деградации целлюлозы, происходит быстро [345]. Вследствие этого было тщательно изучено [345] как с теоретической [82], так и с практической [83] точек зрения, буферное действие присутствующего натриевого или кальциевого основания вместе с эффективностью добавления карбоната натрия или кальция, бората натрия, фосфатов, ацетата, цинкового и алюминиевого буферов. Однако отбелка может быть безопасно и быстро выполнена вблизи нейтральной точки при соблюдении некоторых определенных условий [83].[ . ]

Степень гидролиза определяется активной реакцией среды [44 . Прн pH > 5 активный хлор почти полностью находится в растворе в молекулярной форме. В интервале pH 5—9,2 в воде присутствует хлорноватистая кислота с некоторой примесью гипохлоритов. При pH > 9,2 активный хлор находится в растворе только в виде СЮ -ионов. Равновесие гидролиза легко смещается вправо при нейтрализации ионов водорода, т. е. при проведении процесса в щелочной среде. Повышение температуры также сдвигает равновесие вправо, так как гидролиз хлора происходит с поглощением тепла. Прибавление сильно диссоциированных хлористых солей и кислот сдвигает гидролиз влево; наибольшее действие оказывает соляная кислота. Процесс гидролиза протекает приблизительно 2 мин.[ . ]

При таких реакциях происходит или связывание Н в труднодиссо-циируемое соединение и увеличение концентраций ОН” (гидролиз по аниону), или связывание ОН- и увеличение концентраций Н (гидролиз по катиону). Вследствие таких реакций смещается равновесие электролитической диссоциации воды и изменяется ее pH.[ . ]

Полному же гидролизу до образования свободного основания А1(ОН)з при обычной температуре, даже при большом разбавлении, препятствует накопление ионов водорода в растворе. И лишь связыванием ионов водорода ионами гидроксила можно целиком сместить равновесие этой реакции вправо.[ . ]

В сильнокислой среде равновесие этой реакции сдвинуто влево, и в воде присутствует молекулярный хлор; при значениях рН>4 молекулярный хлор в воде практически отсутствует. Образовавшаяся в результате гидролиза хлора хлорноватистая кислота диссоциирует на ион гнпохлорита ОС1 и ион водорода Н+. Соотношение между недиссо-циированной хлорноватистой кислотой НОС1 и ионом гипохлорита ОС1 в воде при различных величинах pH показано на рис. 3.7.[ . ]

Кислотность среды. Из реакции гидролиза хлора видно, что с увеличением количества соляной кислоты в растворе (т. е. при снижении pH ванны) равновесие смещается в сторону образования свободного хлора. Это благоприятно сказывается на протекании процесса в нужном направлении. Другими словами, при низких значениях pH добавленный хлор вступает в реакцию с лигнином и другими примесями, а не расходуется на образование хлорноватистой кислоты. Установлено, что на удаление одного и того же количества остаточного лигнина при pH 3 хлора расходуется на 1% больше, чем при pH 1,5.[ . ]

Как видим, в результате реакций часть ионов натрия переходит из раствора в поглощающий комплекс; одновременно равновесие гидролиза уксуснокислого натрия смещается вправо, что приводит к образованию дополнительного количества уксусной кислоты (эквивалентного натрию, пошедшему на вытеснение ионов водорода), которое и определяют титрованием щелочью. По затраченной на титрование щелочи судят о величине кислотности почвы.[ . ]

Образующиеся в процессе гидролиза серная или соляная кислоты должны быть нейтрализованы, иначе равновесие реакции будет сдвинуто влево.[ . ]

Как отмечалось, о степени гидролиза металла и преимущественном составе продуктов гидролиза при данном значении pH можно судить по результатам титрования растворов солей щелочью. Методика такого титрования и расчета количества (Шпионов, связанных с атомом алюминия, описана в работах [99, 120, 127]. Авторы отмечают, что путем титрования можно получить более достоверные сведения, чем исходя из трудноопределяемых констант равновесия в реакциях гидролиза.[ . ]

Схема включает, помимо собственно гидролиза, три реакции: 1) нейтрализацию катионов водорода (Н+ + НСОз); 2) формирование гидроксид-бикарбонатных соединений алюминия [А1(ОН)п - -+ НСОз]; 3) образование основных солей алюминия с другими анионами воды [А1(ОН)э + А-]. Для определенных условий очистки воды в системе этих реакций существует свое динамическое равновесие.[ . ]

Таким образом, возросшая в результате гидролиза кислотность гуминовой кислоты может быть частично или полностью потеряна при низком значении pH и/или) низкой концентрации свободных ионов металлов (см. результат 14, табл. 22.8). Сравнение результатов 2 и 3 указывает на то, что гидролиз в опыте 3 был не совсем полным. Результаты опытов 4 и 7 показывают, что при отсутствии предварительной обработки раствором ЫаОН можно вызвать гидролиз при более высоких концентрациях ионов металлов, сдвигая равновесие (22.8) направо согласно реакции (22.10).[ . ]

При сильном разбавлении равновесие реакции гидролиза хлора смещается вправо и в растворе преобладает хлорноватистая кислоту. В этом случае создаются условия для активизации окислительных процессов и хлорирование лигнина протекает медленно. По мере увеличения концентрации массы скорость реакции возрастает и при концентрации 30% на весь процесс хлорирования потребуется не более 60 с. Однако при большой скорости реакции затрудняется контролирование процесса, в результате чего возможно перехлорирование целлюлозы.[ . ]

При низких pH на ход коагуляции и на условие равновесия трех рассмотренных реакций особый отпечаток накладывает наличие взвешенных веществ в воде. Если реакция НСОз + Н+ затруднена, степень гидролиза алюминия уменьшается. Взвесь, находящаяся в воде или добавленная в качестве замутнителя, сорбирует избыточные катионы водорода, выполняя как бы функцию дополнительной щелочности. Причем гидролиз Al3t проходит фактически глубже, чем это следует из равенства ДЩ = Щи — Щк.[ . ]

Из уравнения (1.19) следует, что с увеличением константы гидролиза г равновесие смещается в сторону образования труднорастворимых гидроксидов алюминия и железа и гидролиз протекает более полно. Разбавление раствора, т. е. уменьшение концентрации коагулянтов, которое обусловливает понижение [К ], связывание ионов Н+ в недис-социированные молекулы и удаление образовавшегося гидроксида металла из зоны реакции, приводит к увеличению г.[ . ]

Кроме того, при высоком значении pH адсорбция иона металла может сопровождаться гидролизом. Процессы, показанные на рис. 1.2 и описанные уравнениями (1.1—1.7), могут быть охарактеризованы константами равновесия. Эти константы можно использовать для оценки величины адсорбции и суммарного заряда на поверхности частицы как функции pH и активности растворенных веществ. Константы равновесия для реакций обмена с катионами и анионами определены для некоторых типичных оксидов [6—8].[ . ]

Существенным фактором, тормозящим накопление кислотности (щелочности) в растворе за счет электрохимических реакций, следует считать химические превращения веществ в растворе при их гидролизе. Как уже отмечалось, при гидролизе солей металлов тормозится накопление щелочности, наличие бикарбонатных ионов обеспечивает буферные свойства раствора за счет сдвига углекислого равновесия и т. п. В каждом конкретном случае эти факторы должны быть учтены в зависимости от химического состава исходного раствора.[ . ]

Процесс образования мочевиноформальдегидных смол сложен, поскольку в системе протекает несколько параллельных реакций присоединения, конденсации н гидролиза по различным механизмам, с разными константами скорости и равновесия и непрерывно преобразуются функциональные группы и связи. Возможность проведения процесса тем или иным способом зависит от протекания предварительной реакции присоединения формальдегида к карбамиду, при которой образуются метилолмочевины.[ . ]

Известно, что проведение эффективного ацилирования, катализируемого ферментами в водной среде, невозможно, поскольку присутствие воды смещает равновесие липолитической реакции в сторону продуктов гидролиза. Поэтому реакцию проводят в органическом растворителе. В случае интактных клеток серьезным препятствием на пути катализа является цитоплазматическая мембрана, разделяющая двухфазную систему органический растворитель/вода внутри клетки. Одним из возможных вариантов, обеспечивающих доступность внутриклеточных ферметов субстрату и реагенту, находящихся, в органической среде, может быть обезвоживание поверхности клетки ацетоном.[ . ]

Изложены основные вопросы исследования состояния макро- и микрокомпонентов поверхностных вод. Рассмотрены основные процессы взаимодействия компонентов в водах: гидролиз и гидролитическая полимеризация; процессы ассоциации, полимеризации, деполимеризации и комплексообразо-вания. На основе расчета с помощью ЭВМ равновесий химических реакций, протекающих в природных водах, получены данные о сосуществующих формах элементов в них.[ . ]

Для экспериментов по ионному обмену к 15,00 мл раствора деионизированной гуминовой кислоты добавляли избыток раствора хлорида или нитрата металла с концентрацией (l-f-3)103 мг/л. Значение pH доводили до желаемого известным объемом раствора НС1 или NaOH; для наступления равновесия смесь перемешивали в течение часа или дольше. Образцы после достижения равновесия отфильтровывали. Концентрацию ионов металлов, связанных в нерастворимые соединения гуминовой кислоты с металлами, вычисляли из данных титрования и исходных концентраций ионов металла.[ . ]

Среди работ, посвященных гид-ратообразованию, особое место занимает обзорная работа Стамма и Моргана [99], которая заставила обратить внимание на большое значение химических взаимодействий в процессе коагуляции. Показано, что в результате конденсации простых продуктов гидролиза в условиях пересыщения раствора возникают полиядерные гидроксид-ные соединения, которые обладают гораздо более сильной коагулирующей способностью, чем катионы А13+ и Fe3+ [99, 117, 118].[ . ]

Состояние элементов в поверхностных водах обусловлено сложной совокупностью взаимодействий органических и неорганических веществ, содержащихся в воде. Теоретически его можно описать с помощью систем уравнений, доставленных на основе данных о содержании в водах отдельных компонентов и количественных характеристик реакций гидролиза, полимеризации и комплексообразования ионов металлов с неорганическими и главным образом природными органическими лигандами, а также количественных характеристик реакций диссоциации, обратимой и необратимой ассоциации растворенных органических веществ. Необходимые для расчетов равновесий в водах количественные данные, имеющиеся в литературе, весьма ограниченны. Существуют и принципиальные математические трудности в решении этих задач для многокомпонентных систем. Поэтому примеры использования ЭВМ для расчета равновесий в поверхностных водах пока единичны [1, 2].[ . ]

Зона грунтовых вод выщелачивания. Формирование химического состава подземных вод этой зоны происходит в результате взаимодействия в системе ’’вода — порода — органические вещества почвенного и растительного происхождения”. Это происходит в результате реакции простого гидролитического разложения алюмосиликатов, итогом.которых является увеличение концентраций ОН”, №+, М§г+, Н38Ю4 в водной фазе (см. гл. 3). Так, при растворении нефелина pH увеличивается до 10 и более. Но в большинстве регионов зоны грунтовых вод выщелачивания формирование их химического состава происходит при непосредственном участии органических веществ почвенного и растительного происхождения. Эти вещества являются решающими в формировании химического состава грунтовых вод гу-мидной зоны. Именно органические вещества, являющиеся мощным источ-/ ником С02, определяют карбонатные равновесия подземных вод зоны выщелачивания, ибо в основе этих равновесий лежит реакция взаимодействия С02 с продуктами разложения первичных пород (О Г + С02 = = НСОз). Так обеспечивается непрерывное ’’уничтожение” одного из важнейших продуктов гидролиза и формирование вод гидрокарбонатного типа. Увеличение концентраций С02 в подземных водах ведет также= к соответственному снижению их рН(С02 + Н20 = Н2С03).[ . ]

Гидролиз – взаимодействие веществ с водой. Гидролизу подвергаются разные классы неорганических и органических веществ: соли, бинарные соединения, углеводы, жиры, белки, эфиры и другие вещества. Гидролиз солей происходит, когда ионы соли способны образовывать с Н + и ОН — ионами воды малодиссоциированные электролиты.

Гидролиз солей может протекать:

→ обратимо : только небольшая часть частиц исходного вещества гидролизуется.

→ необратимо : практически все частицы исходного вещества гидролизуются.

Для оценки типа гидролиза необходимо рассмотреть соль, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Любая соль состоит из металла и кислотного остатка. Металлы соответствует основание или амфотерный гидроксид (с той же степенью окисления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na₂CO₃ соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H₂CO₃.

Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Можно выделить 4 основных варианта, которые мы рассмотрим на примерах:

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой , гидролизуются ПО АНИОНУ .

CH₃COONa + HOH ↔ CH₃COOH + NaOH

CH₃COO — + Na + + HOH ↔ CH₃COOH + Na + + OH —

сокращенное ионное уравнение:

CH₃COO — + HOH ↔ CH₃COOH + OH —

Таким образом, при гидролизе таких солей в растворе образуется небольшой избыток гидроксид-ионов OH — . Водородный показатель такого раствора рН>7 .

Гидролиз солей многоосновных кислот (H₂CO₃, H₃PO₄ и т.п.) протекает ступенчато, с образованием кислых солей:

CO₃ 2- + HOH ↔ HCO₃ 2- + OH —

или в молекулярной форме:

Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой , гидролизуются ПО КАТИОНУ . Пример такой соли: NH₄Cl, FeCl₃, Al₂(SO₄)₃ Уравнение гидролиза:

или в молекулярной форме:

При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а в растворе возникает избыток ионов Н + . Водородный показатель такого раствора рН .

Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +

FeCl₃ + HOH ↔ FeOHCl₂ + H Cl

FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH)₂ + + H +

FeOHCl₂ + HOH ↔ Fe(OH)₂Cl+ HCl

Fe(OH)₂ + + HOH ↔ Fe(OH)3 + H +

Fe(OH)₂Cl + HOH ↔ Fe(OH)₃ + HCl

Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой , гидролизуются И ПО КАТИОНУ, И ПО АНИОНУ .

В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. В большинстве случаев реакция раствора будет примерно нейтральной, рН ≅ 7 . Точное значение рН зависит от относительной силы основания и кислоты.

4. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой , в водных растворах НЕ ИДЕТ .

Сведем вышеописанную информацию в общую таблицу:

Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.

Варианты необратимого гидролиза:

Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe 2+ ) – в этом случае получим обычный обменный процесс:

МеCl₂ + Na₂CO₃ = МеCO₃ + 2NaCl (Ме – Fe, Ca, Sr, Ba).

Взаимный гидролиз , протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза (совместный или взаимный гидролиз). Соли металлов со степенью окисления +3 (Al 3+ , Cr 3+ ) и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H₂S, SO₂, CO₂):

Соли Fe 3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

! Исключения: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:

2FeCl₃ + 3K₂S_(изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)

При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.

Полные уравнения таких реакций выглядят довольно сложно. Поначалу я рекомендую составлять такие уравнения в 2 этапа: сначала составляем обменную реацию без участия воды, затем разлагаем полученный продукт обменной реакции водой. Сложив эти две реакции и сократив одинаковые вещества, мы получаем полное уравнение необратимого гидролиза.

3. Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H + OH — ) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!

Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.

Галогенангидриды некоторых кислот:

Кислота	Галогенангидриды
H₂SO₄	SO₂Cl₂
H₂SO₃	SOCl₂
H₂CO₃	COCl₂
H₃PO₄	POCl_3, PCl₅

Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb₂S₃, As₂S₅, SnS₂, CS₂ и т. п.).

Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:

сульфиды трехвалентных металлов вводе необратимо гидролизуются до сероводорода и и гидроксида металла:

при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:

гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:

Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей :

BiCl₃ + H₂O = BiOCl + 2HCl,

SbCl₃ + H₂O = SbOCl + 2HCl.

Алюмокалиевые квасцы:

Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой степенью гидролиза .

Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.

Факторы, влияющие на степень гидролиза:

1. Температура

Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.

Пример : изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl₃ в зависимости от температуры:

2. Концентрация соли

Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.

Пример : изменение степени гидролиза Na₂CO₃ в зависимости от температуры:

По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.

3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи

Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.

Факторы, влияющие на гидролиз

Влияние факторов на гидролиз солей

Температура. Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие в системе вправо, степень гидролиза возрастает.

Концентрация продуктов гидролиза. Гидролиз - обратимый процесс. В соответствие с принципом Ле Шателье, повышение концентрации ионов водорода (для примера 1) приведет к смещению равновесия влево. Степень гидролиза будет уменьшаться. Также будет влиять увеличение концентрации гидроксид-ионов для реакции рассмотренной в примере 2.

Разбавление. В соответствии с принципом Ле Шателье, при разбавлении равновесие смещается в сторону протекания этой реакции, вправо, степень гидролиза возрастает.

Добавки посторонних веществ. На положение равновесия влияет добавление веществ, которые могут реагировать с одним из участников реакции.

Если в результате гидролиза образуются ионы водорода (гидролиз по катиону):
Me n+ + H-OH MeOH (n-1)+ + H +
сдвинуть равновесие вправо можно:

добавлением раствора гидроксида натрия (NaOH), содержащего гидроксид-ионы, которые будут взаимодействовать с ионами водорода;
добавлением раствора соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (например, раствор сульфита натрия Na₂SО₃)

В результате концентрация ионов водорода уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет.

Вам нужны консультации по Химии по Skype?
Если да, подайте заявку. Стоимость договорная.
Чтобы закрыть это окно, нажмите "Нет".

Укажите реальные данные, иначе мы не сможем с вами связаться! Отправляя форму, Вы принимаете Условия использования и даёте Согласие на обработку персональных данных

Подготовка к Единому Государственному экзамену по химии 2021 г.

Дорогие друзья! Если Вы готовитесь к ЕГЭ по химии, то можете воспользоваться этим курсом. Курс является бесплатным и предназначен для самообучения.

Курс состоит из разделов, каждый из которых соответствует вопросам ЕГЭ. Названия разделов Вы можете увидеть в левом, навигационном меню. В каждом разделе есть соответствующие тренировочные онлайн-тесты для закрепления знаний.

Если Вам потребуются консультации по вопросам, вызывающим наибольшие затруднения, то Вы всегда можете обратиться ко мне за помощью.

С уважением, преподаватель высшей квалификационной категории, почетный работник среднего профессионального образования Российской Федерации, Вера Васильевна Быстрицкая.

Демо - 2017 Пройди тест - проверь свои знания

Читайте также: