Химия в уравнениях реакций, Учебное пособие, Кочкаров Ж.А., 2019
Химия в уравнениях реакций, Учебное пособие, Кочкаров Ж.А., 2019.
Пособие включает систематизированный материал по химии элементов и их соединений. С помощью химических реакций описаны методы получения и свойства простых и сложных неорганических и органических веществ. Рекомендуется учащимся и учителям средних общеобразовательных школ, абитуриентам, студентам.
ПРЕДИСЛОВИЕ.
В этом учебном пособии систематически изложены курсы неорганической и органической химии. Основное внимание уделено ознакомлению школьников с принципиально важными закономерностями протекания процессов в химических системах, установлению связей между составом, строением и свойствами веществ. Поскольку в современной химической систематике разделение соединений на классы ведется в соответствии с природой наиболее электроотрицательной части соединения, то рассмотрение химии элементов начинается с неметаллов. Выделение в отдельное рассмотрение переходных металлов оправдано особенностями электронного строения соединений этих элементов. Поэтому материал построен таким образом, чтобы дать школьникам представление о свойствах соединений химических элементов, основанное на Периодическом законе Д.И. Менделеева.
Бесплатно скачать электронную книгу в удобном формате, смотреть и читать:
Скачать книгу Химия в уравнениях реакций, Учебное пособие, Кочкаров Ж.А., 2019 — fileskachat.com, быстрое и бесплатное скачивание.
Скачать djvu
Ниже можно купить эту книгу по лучшей цене со скидкой с доставкой по всей России. Купить эту книгу
Химия в уравнениях реакций, Учебное пособие, Кочкаров Ж.А., 2019
Химия в уравнениях реакций, Учебное пособие, Кочкаров Ж.А., 2019.
Пособие включает систематизированный материал по химии элементов и их соединений. С помощью химических реакций описаны методы получения и свойства простых и сложных неорганических и органических веществ. Рекомендуется учащимся и учителям средних общеобразовательных школ, абитуриентам, студентам.
ХИМИЯ БРОМА, ЙОДА И ИХ СОЕДИНЕНИЙ.
Бром — красно-бурая летучая жидкость, пары имеют резкий удушливый запах, мало растворим в воде, раствор брома в воде — «бромная вода»; йод — черно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском и острым запахом, летуч (возгоняется), мало растворим в воде, водный раствор — «йодная вода».
ОГЛАВЛЕНИЕ.
Предисловие.
Глава 1.ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ.
Глава 2.РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ НА КИСЛЫЕ СОЛИ.
Глава 3.ХИМИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.
Бесплатно скачать электронную книгу в удобном формате, смотреть и читать:
Скачать книгу Химия в уравнениях реакций, Учебное пособие, Кочкаров Ж.А., 2019 — fileskachat.com, быстрое и бесплатное скачивание.
Скачать pdf
Ниже можно купить эту книгу по лучшей цене со скидкой с доставкой по всей России. Купить эту книгу
Ж. А. Кочкаров неорганическая химия в уравнениях реакций учебное пособие
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РФ
КАБАРДИНО-БАЛКАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
В УРАВНЕНИЯХ РЕАКЦИЙ
Учебное пособие
Допущено УМО по классическому университетскому образованию
в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений, обучающихся по направлению 020100.62 – химия
Нальчик – 2011 г.
Рецензенты : Гасаналиев А.М. – дхн., профессор каф.химии Дагестанского
педагогического университета , заслуженный деятель науки РФ.
Гаркушин И.К. – дхн., профессор каф.химии Самарского
технологического университета, заслуженный деятель науки РФ.
Неорганическая химия в уравнениях реакций:Учебное пособие/ Кочкаров Ж.А. Нальчик, 2011.- 382с.
Пособие включает систематизированный материал по химии элементов и их соединений в соответствии с типовой программой дисциплины «Неорганическая химия» для химических факультетов государственных университетов на основе химических реакций. Отдельно рассмотрены и оригинально представлены реакционные способности простых и сложных веществ. Представлен новый подход к классификации окислительно-восстановительных реакций и перспективный метод составления их уравнений. С позиции современной теории кислот и оснований рассмотрены кислотно-основные реакции, процессы диссоциации и гидролиза, разложения солей и кристаллогидратов.Учебное пособие предназначено для студентов химических факультетов университетов, будет полезно аспирантам, преподавателям и всем, кто интересуется неорганической химией или работает в этой области.
Химия элементов и их соединений………………………………….
I.4. Химия серы, селена и теллура…………………………………………..
I.7. Химия мышьяка, сурьмы и висмута………………………………….
I.15.Химия галлия, индия и таллия…………………………………………
I.16.Химия щелочных металлов……………………………………………
I.17.Химия бериллия, магния и щелочноземельных металлов…………..
I.18.Химия цинка, кадмия и ртути…………………………………………
I.19.Химия элементов подгруппы скандия.Лантаниды и актиниды……..
I.20.Химия элементов подгруппы титана…………………………………
I.21.Химия элементов подгруппы ванадия………………………………..
I.23.Химия кобальта и никеля……………………………………………..
I.24.Химия хрома молибдена и вольфрама………………………………..
I.26.Химия технеция и рения……….………………………………………
I.27.Химия меди, серебра и золота.………………………………………..
I.28.Химия платиновых металлов………………………………………….
I.29. Химия благородных газов…………………………………………….
II.Реационные способности веществ…………………………….…………
III.Реакции с переносом электрона……………………….…….
III.1.Классификация окислительно-восстановительных реакций
III.2.Протонно-кислородный баланс -перспективный метод составления уравнений окислительно — восстановительных реакций.
IV. Реакции с переносом протонов. Протолитические реакции….
IV.1. Поляризующее влияние ионов на гидролиз солей……………….353
IV.2. Уравнения реакций протолиза (гидролиз)………………………..364
IV.3.Протолитические реакции разложения солей аммония и кристаллогидратов……………………………………………………….368
Настоящее учебное пособие- одна из первых в нашей стране попыток изложить курс неорганической химии на основе химических реакций.
Курс неорганической химии является одним из основных курсов в системе химического образования и имеет фундаментальное значение в становлении специалиста широкого профиля химика-исследователя и химика-преподавателя (ВУЗа, школы). Более того, в учебных планах большинства университетов этот курс открывает систематическое химическое образование. Он призван познакомить студента с фактическим материалом по химии элементов и тенденциями в изменении свойств простых веществ и соединений элементов по группам и периодам.
В связи с этим неорганическая химия является основной фундаментальной дисциплиной, знание которой служит информационной и методологической основой при изучении следующих химических дисциплин. Она закладывает основы научного химического мышления, дает определенный запас фактических сведений и навыки практической работы, причем все три компонента неразрывно связаны и являются одинаково важными.
Основными задачи современной неорганической химии являются: 1) изучение строения неорганических соединений; 2)установление связи их строения со свойствами и реакционной способностью; 3)разработка методов синтеза и глубокой очистки; 4)рассмотрение процессов химических реакций; 5)обучение грамотному восприятию химических явлений; 6) формирование умении и навыков экспериментальной работы;
7) развитие способности к творчеству, в том числе, к научно-исследователь-ской работе.
Задача данного пособия- помочь студентам закрепить основные теоретические положения неорганической химии, научить использовать химические уравнения для осмысленного восприятия важнейших химических процессов.
В первую очередь учебное пособие предназначено студентам-первокурсникам химических факультетов университетов, но представленный обширный материал по химии элементов делают его полезным и студентам старших курсов.
В учебном пособии 4 главы и 35 подглав, в каждой подглаве имеются разделы: возможные пути получения и свойства простых и сложных веществ.
Основное внимание уделено ознакомлению с самыми общими и принципиально важными закономерностями протекания процессов в химических системах, установлению связей между составом, строением и свойствами веществ. Систематически изложен курс неорганической химии (химии элементов) в соответствии с типовой программой дисциплины «Неорганическая химия» для химических факультетов государственных университетов.
Поскольку в современной химической систематике разделение соединений на классы ведется в соответствии с природой наиболее электроотрицательной части соединения, то рассмотрение химии элементов начинается с неметаллов. Уменьшение числа валентных электронов ведет к уменьшению числа возможных степеней окисления и к усилению металлических свойств. Следовательно, генеральной линией при обсуждении свойств элементов в свете периодического закона является плавное уменьшение неметаллических и увеличение металлических свойств непереходных элементов. Выделение в отдельное рассмотрение переходных металлов оправдано особенностями электронного строения соединений этих элементов. Таким образом, материал пособия построен так, чтобы дать студентам представление о свойствах соединений химических элементов, основанное на Периодическом законе Д.И. Менделеева.
Важнейшей частью пособия является раздел, посвященный классификации окислительно-восстановительных реакций в неорганической химии, в котором автором представлена принципиально новая классификация. По этой классификации все окислительно-восстановительные реакции делятся на меж- и внутримолекулярные, а диспропорционирование и сопропорционирование являются частными случаями двух выделенных типов. На многочисленных примерах автор показывает справедливость такого подхода к классификации окислительно-восстановительных реакций.
Здесь же автором предложен новый метод составления уравнений самых сложных реакций с участием неорганических, органических и нестехиометрических соединений. Все химические реакции в пособии рассматриваются именно с позиции представленной классификации.
Особый интерес в учебном пособии представляет раздел «Реакционная способность веществ», в котором на основе термодинамики рассматриваются твердофазные реакции и реакции в водных растворах.
Наконец, методически очень интересно изложен раздел, в котором кислотно-основные реакции, процессы электролитической диссоциации, гидролиз солей и разложение кристаллогидратов рассмотрены с позиции современной теории кислот и оснований.
Учебное пособие позволит студентам получить представление о современном состоянии и путях развития неорганической химии, о ее роли в получении неорганических веществ с заданными свойствами и создании современных технологий, о процессах, происходящих в природе и повседневной жизни.
Автор приносит глубокую благодарность профессорам МГУ
В.Ф. Шевелькову и П.Е. Казину, профессорам Гаркушину И.К.(Сам.ГТУ) и Гасаналиеву А.М.(Даг.ГПУ) за ценные критические замечания и тщательное рецензирование учебного пособия.
Буду благодарен читателям за пожелания и замечания, которые будут способствовать улучшению учебного пособия.
I . ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
I .1. ХИМИЯ ВОДОРОДА
Н 2 — газ без цвета, запаха и вкуса, нерастворим в воде и в других жидкостях, хорошо растворяется в металлах; проявляемые степени окисления – (±1), элемент космоса, восстановительные свойства выражены сильнее, кристаллическая решетка молекулярная
Возможные пути получения
Zn + 2HCl (20%р) = ZnCl 2 + H 2 ↑ (в аппарате Киппа, для ускорение реакции добавляют – CuSO 4)
Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4 (создается гальван. пара Cu // Zn )
Fe + H 2 SO 4( р ) = FeSO 4 + H 2 ↑
2Al ( т ) + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2 ↑ (также с Be и Zn) или
2Al ( т ) + 2NaOH + 10H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 (H 2 O) 2 ] + 3H 2 ↑
2Al ( т ) + 2NaOH + 2H 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 ↑ (t, также с Be и Zn)
Si + 2KOH + H 2 O = K 2 SiO 3 + 3H 2 ↑ (t, трудно регулировать)
2H 2 O = 2H 2 ↑+ О 2 ↑ (электролиз разбавленных растворов щелочей)
2NaCl (р) + 2H 2 O = H 2 ↑+ Cl 2 ↑ + 2NaOH (электролиз раствора с диафрагмой)
С (раск. антрацит) + H 2 O (перегретый пар) = [СО↑ + H 2 ↑] синтез-газ (1000 о С)
СН 4 (г) + О 2 (г) + 2H 2 O (г) = 2СО 2г ↑ + 6H 2 ↑ (800-900 о С, кат)
3СН 4 (г) + О 2 (г) + H 2 O (г) = 3СО↑ + 7H 2 ↑ (800-900 о С, кат)
2СН 4 (г) + О 2 (г) = 2СО↑ + 4H 2 ↑ + Q (600 о С, кат: Ni,)
СН 4 (г) + H 2 O (г) = СО↑ + 3H 2 ↑ — Q (800-900 о С, кат: Ni) разделение газов
СО (г) + H 2 O (г) = СО 2 ↑ + H 2 ↑ + Q (400 о С, кат: FeO/CoO,) этаноламином
СН 4 (г) + 2H 2 O (г) = СО 2 ↑ + 4H 2 ↑ (800 о С, конверсия метана)
СН 4 (г) = С (т) + 2H 2 ↑ (t>1500 о С, пиролиз газа)
3Fe + 4H 2 O перегретый пар = Fe 3 O 4 + 4H 2 ↑ (900-1000 о С, старый метод)
4H 2 O пар + [BaS + Mn 3 O 4 ] катализатор = 4H 2 ↑ + 2O 2 ↑ (температура красного каления, 1912г)
Окислительно-восстановительные свойства водорода
1. Восстановительные свойства водорода
1) реакции с простыми веществами:
2H 2(г) + O 2(г) = 2H 2 O (г) (кат: Pd- на холоду и в темноте) температура
2моль : 1моль = гремучий газ пламени
2H 2(г) + O 2(г) = 2H 2 O (г) + Q (t >400 о С , в кислороде) достигает 2800 о С
2H 2(г) + O 2(г) = 2H 2 O (г) + Q (600 о С , на воздухе)
H 2(г) + Cl 2(г) = 2HCl↑ (поджигание или на свету – взрыв; в присутствии Pt -на холоду и в темноте )
H 2(г) + F 2(г) =2HF (г) (при обычных условиях, взрыв, ковалентный гидрид)
H 2(г) + Br 2(г) =2HBr↑ (t; в присутствии Pd -на холоду и в темноте )
H 2(г) + I 2(г) =2HI↑ (t; в присутствии Pd -на холоду и в темноте )
H 2(г) + S (т) ↔ H 2 S↑ (150-300 о C, ковалентный гидрид)
H 2(г) + N 2(г) ↔ 2NH 3 ↑ (450 о C, кат: Fe, Р=200 атм, ковалентный гидрид)
2H 2(г) + 2N 2(г) + O 2(г) + 2H 2 O = 2NH 4 NO 2 (кат:Pd — связывает N 2 в обычных усл.)
H 2(г) + C (т) ≠ нет реакции
H 2(г) + Si (т) ≠ нет реакции
2) реакции с кислотными и безразличными оксидами:
СО 2(г) + 4H 2(г) = СН 4 ↑ + 2H 2 O↑ (t)
SО 2(г) + 3H 2(г) = H 2 S↑ + 2H 2 O↑ (t; кат: Pd – в темноте и на холоду)
SO 2 (г) + 2H 2 (г) = S↓ + 2H 2 O
nСО (г) + (2n +1)H 2(г) = С n Н 2 n +2 + nH 2 O↑ (t, синтез Фишера-Тропша)
СО (г) + H 2(г) = СН 3 ОН (p, t, кат: ZnO / Cr 2 O 3 )
CO 2(г) + 3H 2 = CH 3 OH + H 2 O (400 o C, 30мПа, кат: ZnO+Cr 2 O 3 )
N 2 O (г) + H 2(г) = N 2 ↑ + H 2 O↑ (t)
2NO (г) + 2H 2(г) = N 2 ↑ + 2H 2 O↑ (t, используется в очистительных системах)
2NO 2(г) + 7H 2(г) = 2NH 3 + 4H 2 O (кат: Pt, Ni)
SiO 2(т) + H 2 = SiO (г) ↑ + H 2 O↑ (t>1000 0 C),
3)реакции простого вещества водорода с оксидами металлов:
представлен ряд реакционной способности простых веществ металлов по отношению к простому веществу кислороду и воде, в котором металлы расположены по возрастанию ∆G о , кДж на единицу степени окисления металла в оксиде (он отличается от ряда стандартных электродных потенциалов):
Восстановительные свойства простых веществ металлов понижаются→
Ca кр Mg кр Li кр Sr кр Ba кр Al кр Na кр K кр Zn кр Rb кр Sn кр
∆G:-302 -285 -281 -280 -264 -264 -189 -161 -160 -147 -129
CaO кр MgO кр Li 2 O кр SrO кр BaO кр Al 2 O 3кр Na 2 O кр K 2 O кр ZnO кр Rb 2 O кр SnO кр
Окислительные свойства оксидов усиливаются →
Восстановительные свойства простых веществ металлов понижаются →
H 2г Cd кр Co кр Ni кр Pb кр Cu кр Au кр Ag кр
∆G: -119 -115 -107 -106 -95 -65 -13 -6
H 2 O ж CdO кр CoO кр NiO кр PbO кр CuO кр Au 2 O 3кр Ag 2 O кр
Окислительные свойства оксидов усиливаются →
Металлы, стоящие в этом ряду левее водорода, не могут быть восстановлены водородом из их оксидов:
ZnО + H 2 ≠ , СаО + H 2 ≠, Al 2 O 3 + H 2 ≠
Реакции прстого вещества водорода с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов могут протекать по схеме внутримолекулярной дисмутации [ 8 ]:
Ме 2 O (т) + H 2(г) = МеH + MeOH (Ме = Na, K, Rb, Cs)
2МеО + 2H 2 = МеH 2 + Ме(ОН) 2 (Ме =Ca, Ba, Sr)
МgО + H 2 ≠, BeО + H 2 ≠
Реакции с оксидами металлов, расположенных в представленном ряду правее водорода, идут по схеме восстановления металлов из их оксидов:
MeO ( т ) + H 2( г ) = Me ( т ) + H 2 O↑ (t, Me = Сo, Ni, Cu)
WO 3(т) + 3H 2(г) = W (т) + 3H 2 O↑ (600 о С, также с MoO 3 )
Me 2 O 7( т ) + 7H 2( г ) = 7H 2 O + 2Me (t, Me – Mn, Re,Te)
Me 3 O 4( т ) + H 2( г ) = H 2 O + 3MnO (t)
МеO ( т ) + H 2( г ) = Me + H 2 O (Me (CЭП > +0,7) = Hg, Ag, Pd, Au)
Sb 2 O 3( т ) + 3H 2 = 2Sb + 3H 2 O (500-600 o C)
Bi 2 O 3 + 3H 2 = 2Bi + 3H 2 O (240-270 o C)
PbО 2 + Н 2 = Н 2 О + PbO (t)
PbО + Н 2 = Н 2 О + Pb (t)
4) реакции с некоторыми органическими веществами:
С 2 Н 4(г) + H 2(г) = С 2 Н 6(г) ↑ (p, t, кат: Ni, гидрирование, восстановление алкенов)
R– CНО (альд) + H 2(г) = R– СН(ОН) (спирт) (кат: Ni, t)
R– CО –R (кетон) + H 2(г) = R–С(ОН)–R (вторичный спирт) (кат: Ni, восстановление)
R–CН=СН 2 + H 2(г) + CО = R–СН 2 СН 2 CНО (кат: гидроформилирование)
5) реакции с хлоридами, нитратами, нитридами и сульфатами:
SiHCl 3 + H 2(г) = Si↓ + 3HCl↑ (t)
III. РЕАКЦИИ С ПЕРЕНОСОМ ЭЛЕКТРОНА
III.1.Классификация окислительно-восстановительных реакций
в неорганической химии 10
По традиционной классификации окислительно-восстановительные реакции делятся на три типа: 1) межмолекулярные, 2) внутримолекулярные,
3) диспропорционирования.
Мы предлагаем, в зависимости от характера переноса электрона, все окислительно-восстановительные реакции дифференцировать на два типа: межчастичные и внутричастичные (схема 1,табл. 1). Нами здесь под частицами подразумеваются: нейтральные атомы, атомы в различных степенях окисления, ионы и молекулы.
Таблица 1. К лассификация химических реакций в неорганической химии
Типы химических реакций
I.Реакции с переносом протона —
I. Реакции межчастичного кислотно-основного взаимодействия в водных растворах
1. Реакции межмолекулярного кислотно-основного взаимодействия;
2. Реакции ионно-молекулярного кислотно-основного взаимодействия;
3. Реакции межионного кислотно-основного взаимодействия
П. Реакции внутримолекулярного кислотно- основного взаимодействия
II.Реакции с переносом электрона -окислительно-восстановительные реакции
I. Межчастичное окисление-восстановление
1. Межмолекулярное (межионное и ионно-молекулярное):
а) с конмутацией,
в) с дисмутацией,
с) без конмутации и дисмутации.
а) с дисмутацией,
в) без дисмутации.
а) с конмутацией,
в) без конмутации.
II. Внутричастичное окисление-восстановление
а) с конмутацией;
в) с дисмутацией
с) без конмутации и дисмутации.
а) с конмутацией;
в) с дисмутацией
с) без конмутации и дисмутации
3.Реакции без переноса протона и электрона
I.Реакции ионного обмена
1. Реакции ионного обмена в водных растворах с участием ионов-непротолитов;
2. Реакции донорно-акцепторного взаимодействия:
реакции с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму
ДИСМУТАЦИЯ
КОНМУТАЦИЯ
без ДИСМУТАЦИ И КОНМУТАЦИИ
Схема 2.Упрощенная схема предлагаемой классификации
Межчастичные окислительно-восстановительные реакции, в свою очередь, можно разделить на:
1. Межмолекулярные (межионные, ионно-молекулярные);
2. Межатомные; 3. Атомно-молекулярные (атомно-ионные)
Внутричастичные окислительно — восстановительные реакции также
можно разделить на:1. Внутримолекулярные; 2. Внутриионные.
Далее для лучшего восприятия материала будем представлять упрощенный вариант классификации (схема 2).
Таким образом, в соответствии с предложенной нами классификацией, все окислительно-восстановительные реакции делятся на межмолекулярные и внутримолекулярные (схема 2), реакции диспропорционирования (дисмутация) и конмутации входят в состав двух выделенных типов и являются их частными случаями.
Конмутация (компропорционирования, сопропорционирвания) – это
окислительно-восстановительная реакция, в ходе которой степени окисления
атомных частиц одного химического элемента выравниваются (схема 3):
А х
2А z (А х +А y → 2А z )
Схема 3. Внутримолекулярная и межмолекулярная конмутация: (А х , А y ) –
атомные частицы химического элемента (А) в исходном (исходных) веществе
(веществах); А z – атомные частицы химического элемента (А) в продукте
реакции; x, y и z — степени окисления атомных частиц.
1. Третьяков Ю.Д. , Мартыненко Л.И. , Григорьев А.Н., Цивадзе А.Ю. Неорганическая химия. Химия элементов М.: Химия, Книга 1, 2001. 472с, Книга 2, 2001. 583с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: ВШ, 1998. 743с.
3. Некрасов Б.В. Основы общей химии. М.: Химия, 1972-1973, Т. 1, 2 и 3
4. Спицын В.И., Мартыненко Л.И. Неорганическая химия. М.: Изд-во МГУ, 1991,1994. Ч.1, 2.
5.Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.:Химия,1994. 588с
6. Кочкаров Ж.А.,Черкесов Б.Х.. Р-элементы VIА-группы Периодической
системы Д.И.Менделеев, КБГУ, Нальчик, 2005 г ,46с.
7. Черкесов Б.Х., Кочкаров Ж.А. Р-элементы VIIА-группы Периодической
системы Д.И.Менделеева КБГУ, Нальчик, 2006 г, 35с.
8. Кочкаров Ж.А. Протонно-ионный метод составления уравнений
окислительно-восстановительных реакций. Журн. Химия/ Методика
преподавания . 2005. №7. С.48-50
9. Кочкаров Ж.А. Уравнения окислительно-восстановительных реакций:
Метод протонно-кислородного баланса и классификация ОВР// Науч-метод. Журн. «Химия в Школе», 2007, №9. С.44-47
10. Кочкаров Ж.А. Классификация окислительно-восстановительных
реакций в неорганической химии. Материалы международной науч-прак.
конф. «Иновационные технологии в производстве, науке и образовании»
Грозный, 2010 г. с.61-65
11.Кочкаров Ж.А. Формирование знаний о реакциях ионного обмена в
водных растворах //Журн.Химия в Школе. 2005, №10. С.16-22
12.Кочкаров Ж.А. Реакции ионного обмена в водных растворах // Науч.-
метод. журн. «Химия в школе» 2007 г. №2. С. 35-37.
13. Кочкаров Ж.А. Реакции ионного обмена в водных растворах. Нальчик,
14. Кочкаров Ж.А.Реакции кислот и оснований в неорганической химии с
позиции теории Бренстеда –Лоури. КБГУ, Нальчик, 2006, .50c.
http://nashol.me/20200716122787/himiya-v-uravneniyah-reakcii-uchebnoe-posobie-kochkarov-j-a-2019.html
http://refdb.ru/look/1218505.html