Задача № 8

Определить изменение изобарно-изотермического потенциала при стандартных условиях для реакции

2HCl_(г) + Ca_(т) = CaCl_{2 (т)} + H_{2 (г)},

если ΔG⁰_f для HCl_(г) = +94,9 кДж/моль, для CaCl_{2 (т)} = +749,5 кДж/моль. Протекает ли этот процесс самопроизвольно?

Решение:

Изобарно-изотермический потенциал реакции рассчитывается по теплотам образования веществ:

Определим изобарно-изотермического потенциала для данной реакции, учитывая, что теплоты образования простых веществ равны нулю:

кДж/моль.

Поскольку полученное значение ΔG⁰_р > 0, то процесс самопроизвольно протекать не может.

Ответ: ΔG⁰_р = 559,7 кДж/моль.

Задача № 16

Зависимость скорости химической реакции от температуры, правило Вант-Гоффа, температурный коэффициент реакции.

Скорость большинства реакций увеличивается с температурой. Увеличение скорости реакции с температурой описывается уравнением, впервые предложенным С. Аррениусом, и потому носящим его имя:

,

или

При графическом изображении этого уравнения в виде зави­симости lg К от Т^-1 получается прямая линия, которая отсекает по оси ординат отрезок, равный lg А, а из тангенса наклона кото­рой можно определить величину Е, выражаемую в килоджоулях и называемую энергией активации.

При термической активации для двух температур T₁ и Т₂ отно­шение констант скоростей будет:

Расчеты с использованием данного теоретического уравнения под­твердили найденное ранее эмпирическим путем правило о том, что повышение температуры на 10 градусов увеличивает скорость реак­ции в 2-4 раза (приближенное правило Вант - Гоффа). Число, пока­зывающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции (следова­тельно, и константа скорости) при увеличении температуры на 10 градусов называется температурным коэффициентом реакции:

или                                                   .

Это означает, например, что при увеличении температуры на 100⁰ для условно принятого увеличения средней скорости в 2 раза (γ = 2) скорость реакции возрастает в 2¹⁰, т.е. приблизительно в 1000 раз, а при γ = 4 - в 4¹⁰, т.е. в 1000000 раз. Правило Вант-Гоффа применимо для реакций, протекающих при сравнительно невысоких температурах, и для довольно узкого интервала температур. Резкое возрастание скорости реакции при повышении температуры объясня­ется тем, что число активных молекул при этом возрастает в геомет­рической прогрессии.

Задача № 22

Рассчитать максимальное количество фаз, которые могут существовать в различных системах, состоящих только из молекул Н₂О. Понятие тройной точки на диаграмме состояния воды.

В соответствии с правилом фаз Гиббса для равновесной гетеро­генной системы число фаз (Ф) плюс число степеней свободы (С) равно числу компонентов (К) плюс два

Ф + С = К + 2

В нашем случае система является однокомпонентной, т.е. К = 1. Для однокомпонентной системы имеем: Ф = К + 2 - С = 3 - С. Если число степеней свободы С равно 2, то система состоит только из одной фазы, например, вода или водяной пар. При равновесии в однокомпонентной системе с числом степеней свободы С = 1 количество фаз Ф = 3 – 1 = 2. В качестве примеров таких систем могут служить сис­темы вода ↔ пар или лед ↔ пар. Наконец, если система не имеет ни одной степени свободы, то она будет трехфазна, система, в которой сосуществуют лед, вода и пар.

Для наглядного изображения фазовых равновесий в конкретных системах используется графический метод. Для этого в простейшем случае используется прямоугольная система координат, где на оси абсцисс откладывается абсолютная температура, а на оси ординат - давление. Такое изображение фазовых равновесий называют фазовой диаграммой или диаграммой состояния. Рассмотрим диаграмму со­стояния воды (рис. 1.). Внутри диаграммы наносятся точки, отвечающие экс­периментально найденным значениям Р и Т, характеризующим фазо­вые равновесия между двумя фазами. Тогда каждой фазе в однокомпонентной системе будет отвечать определенное поле на диаграмме, а различные состояния межфазного равновесия будут расположены на кривой Р = f (T). По одну сторону от этой кривой система нахо­дится только в виде одной фазы, по другую сторону располагается рассматриваемый компонент в виде второй фазы. Каждая точка на этой линии характеризует, например, для системы жидкость - пар, конкретное значение температуры, которой отвечает только одно равновесное значение давления насыщенного пара жидкости. Тогда, учитывая сказанное ранее, можно утверждать, что на этой линии число С = 1 и, следовательно, в соответствии с правилом фаз, незави­симо можно изменять лишь один параметр. Отсюда, если изменить Т, то межфазное равновесие сохранится при условии, что Р самопроиз­вольно изменится строго определенным образом. Аналогично можно рассмотреть равновесия для данной однокомпонентной системы ме­жду жидкостью и твердым телом, между твердым телом и паром. В итоге получим совокупность кривых, которые и образуют диаграмму состояния данного вещества.

 

Рис. 1. Схематическое изображение диаграммы со­стояния воды

Как отмечалось выше для однокомпонентной трехфазной системы по правилу фаз Гиббса С = 0, т. е. система не имеет ни одной степени свободы. Действительно, одновременное существование в равновесии жидкого, твердого и газообразного со­стояний одного и того же вещества возможно при строго опреде­ленных и температуре, и давлении в так  называемой  тройной  точке  вещества.  Для   воды   такой   точкой   является Т = 0,01⁰С; р = 600 Па.

Задача № 39

Определить осмотическое давление раствора сахара при температуре 273 К, если при температуре 300 К осмотическое давление этого раствора равно 800 мм рт. ст.

Решение:

По уравнению Вант – Гоффа: . Для двух температур T₁ и Т₂ отно­шение осмотических давлений будет: .

; мм рт. ст.

Ответ: π = 728 мм рт. ст.

Задача № 46

Гальванический элемент, его ЭДС и причина ее возникновения. Схема и принцип работы гальванического элемента Даниэля – Якоби.

При протекании окислительно-восстановительных реакций элект­роны от вещества-восстановителя переходят к веществу-окислите­лю. При этом химическая энергия освобождается в виде теплоты. Если же окислитель отделить от восстановителя каким-либо треть­им раствором электролита и соединить их между собой металличе­ским проводником, то тогда реакция восстановления будет проте­кать на одном конце металлического проводника, реакция окисле­ния — на другом, а электроны, освобождающиеся при реакции окисления, будут перетекать по металлу к окислителю. При этом химическая энергия реакции будет превращаться в электрическую.

Устройство, в котором химическая энергия самопроизвольно превращается в электрическую, называется химическим источником тока (ХИТ) или гальваническим элементом. Гальванический эле­мент состоит из двух или нескольких соприкасающихся друг с другом растворов электролитов, в которые погружены металличе­ские пластинки — электроды, соединенные между собой внешним проводником. Электрод, на котором протекает реакция восстанов­ления, называется катодом, а электрод, на котором протекает реак­ция окисления, — анодом.

Рассмотрим получение электрического тока за счет следующей пары окислительно-восстановительных систем (гальванический элемент Даниэля – Якоби):

Окисленная форма		Восстановленная форма		Стандартный потенциал
Zn2+ + 2ē	=	Zn		-0,76 в
Cu2+ + 2ē	=	Cu		+0,34 в

Согласно значениям стандартных потенциалов система Си²⁺ + 2ē ↔ Cu по отношению к системе Zn²⁺ + 2ē ↔ Zn является окислите­лем, т.е. при их контакте электроны будут переходить от Zn к ионам Си²⁺:

Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu

 

Рис. 2. Схема гальванического  элемента

Схема данного гальванического элемента изображена на рис. 2. Он состоит из цинкового и медного электродов, по­груженных в 1 н растворы соответст­венно ZnSO₄ и CuSO₄. Сосуды с ра­створами соединены U-образной труб­кой, заполненной каким-либо элек­тролитом. При соединении электродов проводом начинается окислительно-восстановительная реакция. На цин­ковом электроде (аноде) происходит потеря электронов — окисление цин­ка:

Zn - 2ē = Zn²⁺

на медном электроде (катоде)  проис­ходит   присоединение   электронов – восстановление ионов меди:

Cu²⁺ + 2ē = Cu

За счет окислительно-восстановительной реакции по внешней цепи (металлический проводник) течет электрический ток от цинкового электрода к медному, а по внутренней цепи (трубка с электролитом) движутся ионы SO. Цинковый электрод постепенно растворяется, а на медном выделяется металлическая медь.

Электрический потенциал катода больше, чем анода. Потенциалы электродов зависят от природы электродных реакций, концентраций окислен­ной и восстановленной форм веществ, участвующих в электродной реакции, и от температуры.

Разность потенциалов электродов равна напряжению или элект­родвижущей силе (э.д.с.) гальванического элемента и в рассматриваемом случае равна

э д.с. = 0,34 - (-0,76) = 1,1 в.

Задача № 53

Классификация дисперсных систем по размерам дисперсных частиц, агрегатным состояниям дисперсной фазы и дисперсной среды.

Дисперсные системы классифицируют по величине частиц дис­персной фазы (степени дисперсности) и агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды.

Количественно степень дисперсности характеризуется линей­ными размерами частиц раздробленного вещества, т.е., чем меньше размеры частиц, тем больше степень дисперсности фазы. По вели­чине частиц дисперсной фазы все дисперсные системы можно услов­но разделить на группы.

1. Грубодисперсные системы. Размер частиц превышает 0,1 мкм. Это взвеси, суспензии, если дисперсная фаза состоит из твердых частиц, и эмульсии, если дисперсная фаза состоит из капель жид­кости. Примером суспензии может  служить взмученная   глина в воде, а примером эмульсии - распределение мельчайших капель масла в воде.

Дисперсные системы, обладающие кинетической устойчивостью, т.е. частицы которых под влиянием броуновского движения на­ходятся в хаотическом движении, относятся к коллоидным сис­темам.

2.  Коллоидные системы. Размеры частиц лежат в пределах от 0,1 мкм до 1 ммкм (ммкм—миллимикрон). Такие частицы уже не оседают, не задерживаются порами бумажного фильтра (про­ходят через него, но не проходят через пористые перепонки из животных тканей).

Частицы коллоидных систем по своим размерам значительно больше молекул (ионов) среды, что обусловливает наличие поверх­ности раздела: коллоидная частица - среда. В суспензиях поверхность раздела можно наблюдать визуально или с помощью микроскопа, в то время как в коллоидных системах отдельные частицы можно обнаружить только с помощью спе­циальных оптических приборов.

Коллоид­ные системы – это агрегатно-неустойчивые системы. Для создания устойчивости системы необходимо вводить в нее третий компонент, стабилизирующий ее.

В отличие от коллоидных систем все молекулярно-ионные растворы относятся к гомогенным системам; их называют истин­ными растворами или просто растворами.

3. Истинные растворы (молекулярно- и ионно-дисперсные си­стемы). Размер частиц обычно меньше 1 ммкм. К ним относятся растворы солей, кислот, оснований и др.

Коллоидные системы по степени дисперсности располагаются между грубыми взвесями. При уменьшении размеров коллоидных частиц до размеров молекул коллоидные растворы переходят в истинные.

Классификация дисперсные системы по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды представлена в таблице 1.

Таблица 1.

Классификация дисперсные системы по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды

Дисперсионная среда	Дисперсная фаза	Название дисперсной системы	Примеры дисперс­ных систем
Жидкость	Твердое тело	Суспензия, золь	Золи металлов,  природные воды
Жидкость	Эмульсия	Молоко, нефть
Газ	Пена	Мыльная пена
Твердое тело	Твердое тело	Минералы, сплавы	Рубин, сталь
Жидкость	Пористое тело, мине­рал	Влажный грунт, опал
Газ	Пористое тел	Сухой грунт,  активированный уголь,  пенопласт
Газ	Твердое тело	Аэрозоль	Пыль, дым
Жидкость	Аэрозоль	Туман, облака

Задача № 70

Рассчитать число частиц в гидрозоле, если масса дисперсной фазы равна 2 * 10^-3 кг, ее плотность – 1,3 * 10³ кг/м³, а средний диаметр частиц 5 * 10^-8 м.

Решение:

1. Определим объем одной частицы (V):

,

где: r – радиус частицы, м; в нашей задаче он равен 2,5 * 10^-8м.

м³.

2. Определим число частиц (n) в гидрозоле по формуле:

,

где: m – масса дисперсной фазы, кг;

ρ – плотность дисперсной фазы.

Ответ: n = 2,35 * 10¹⁶.

Задача № 77

Адсорбционная хроматография. Уравнения изотерм адсорбции, их анализ и области применимости.

Адсорбция из растворов находит важное применение в хроматографическом методе разделения веществ, открытом русским уче­ным М. С. Цветом в 1906 г.

Рис. 3. Хроматографическая колонка

В этом методе адсорбент, например, специально приготовленный оксид алюминия, в виде порошка помещается в вертикальную стек­лянную колонку, где он тщательно утрамбовывается. Хроматографическая колонка Цвета представлена на ри­сунке 3. Смесь веществ, подвергаемая хроматографическому разделению, растворяется в соответствующем растворителе. Раствор про­пускается через колонку, заполненную адсорбен­том. В верхней части колонки адсорбируется компонент, адсорбционная способность которого наиболее велика. По ходу растворителя свер­ху колонки вниз на оксиде алюминия адсор­бируются вещества в порядке уменьшения их адсорбционной способности. Однако полное раз­деление адсорбируемых компонентов при этом не достигается. Поэтому после адсорбции ком­понентов смеси через колонку пропускается чистый растворитель, что обеспечивает разде­ление адсорбированных веществ по слоям, бо­лее удаленным друг от друга, иными словами, достигается более четкое их разделение.

Если разделению подвергаются окрашенные вещества, то слои адсорбента окрашиваются и разделены бесцветными промежутками одного адсорбента. Этим методом М. С. Цвет доказал, что природный хлорофилл состоит из нескольких компонентов. Для выделения адсорбированных веществ колонка адсорбента может быть целиком или по частям извлечена из стеклянной трубки и разделе­на на части, на которых адсорбирован только один из компонентов смеси. Выделение индивидуальных адсорбированных компонентов можно осуществить также путем элюирования, т.е. последователь­ным вымыванием отдельных слоев адсорбированных веществ, пропуская соответствующие растворители порциями через колонку. В настоящее время применяется много вариантов хроматографического метода. В органической химии и в биохимии широкое применение нашла бумажная хроматография, в которой в качестве адсорбента применяются полоски из бумаги, специально приготов­ляемой для этой цели (хроматографическая бумага). Разработаны также хроматографические методы разделения газовых смесей, что привело к значительному улучшению методов газового анализа.

Величина адсорбции зависит от природы поверхности адсорбента, природы адсорбата и его концентрации (давления), температуры и др. Графическая зависимость адсорбции от концентрации адсорбируемого вещества в объемной фазе при данной температуре называется изотер­мой адсорбции.

Адсорбция из предельно разбавленных растворов или смесей газов подчиняется закону Генри:

       или       

где: А – величина адсорбции;

 и — константа Генри;

с — концентрация адсорбата в объемной фазе;

р — давление пара адсорбата.

Аналитическим выражением изотермы мономолекулярной адсорб­ции при более высоких концентрациях и на ровной поверхности явля­ется уравнение изотермы Ленгмюра:

      или     

где: — предельная   мономолекулярная   адсорбция - емкость   монослоя;

К и К' — константы адсорбционного равновесия, характеризующие энергию адсорбции.

Для высоких давлений пара изотерма адсорбции описывается об­щим уравнением обобщенной теории Ленгмюра — уравнением полимо­лекулярной адсорбции БЭТ (Брунауэра, Эммета и Теллера):

где: С — константа, характеризующая энергию взаимодействия сконденсированного адсорбата с поверхностью адсорбента;

p_s — давление насыщенного пара адсорбата.

Уравнение Ленгмюра и уравнение БЭТ широко ис­пользуются для определения удельной поверхности адсорбентов, ката­лизаторов и других дисперсных систем.

Эмпирическое уравнение Фрейндлиха:

где: Г - величина адсорбции, кмоль/кг (кмоль/м²);

n - количество вещества-адсорбтива, кмоль;

m - масса адсорбента, кг;

К - константа. При С = 1 кмоль / м³: К = Г;

1/а - константа (адсорбционный показатель) зависит от природы адсорбента и температуры 1/а = 0,1 - 1.

Это уравнение хорошо описывает адсорбцию для интервала средних концентраций растворов (или давлений газа).

Задача № 84

Написать формулу золя золота Au, стабилизированного KAuO₂. У какого из электролитов – NaCl, Na₂SO₄, BaCl₂, или FeCl₃ – порог коагуляции будет иметь меньшую величину?

Строение частиц золя золота выражается схемой:

[m (Au) · n AuO₂^- · (n - x) K⁺]^x- · x K⁺

При электролитной коагуляции по концентрационному механизму (для сильно заряженных частиц) порог коагуляции с_к в соответствии с правилом Дерягина — Ландау (обоснование эмпирического правила Шульце — Гарди) обратно пропорционален заряду z противоионов в шестой степени, т.е.

Определим заряды ионов: NaCl → Na⁺ + Cl^-

Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄^2-

BaCl₂ → Ba²⁺ + 2Cl^-

FeCl₃ → Fe³⁺ + 3Cl^-

В нашем случае, для коагуляции золя золота, частицы которого несут отрицательный заряд, коагулирующим ионом электролита является катион. Так как коагулирующее действие электролита возрастает с увеличением заряда иона, знак которого противоположен знаку заряда коллоидной частицы (как видно из правила Дерягина — Ландау), то меньшую величину порог коагуляции будет иметь у электролита FeCl₃.

Задача № 92

Порог коагуляции. Правило Шульце – Гарди.

Многочисленные исследования явления коагуляции показали, что почти все электролиты, взятые в достаточном количестве, способны коагулировать коллоидные растворы.

Прибавление к коллоидному раствору электролита влечет за собой увеличение концентрации противоионов во всех слоях и в том числе в слое адсорбционных (связанных) противоионов, что ведет к уменьшению дзэта-потенциала.

Связь мицелл с окружающей их дисперсионной средой при этом уменьшается и наступает коагуляция. Явная коагуляция насту­пает, когда концентрация электролита начинает превышать неко­торую минимальную величину Наименьшая концентрация элект­ролита, вызывающая коагуляцию за определенный промежуток времени и выраженная в миллимолях на 1 л (ммоль/л), называет­ся порогом коагуляции золя данным электролитом.

Коагулирующей частью электролита является один из его ионов — тот, который несет заряд, противоположный по знаку заряду коллоидной частицы. Например, для коагуляции гидро­золя гидроксида железа (III), частицы которого несут положитель­ный заряд, коагулирующим ионом электролита является его анион. Величина заряда коагулирующего иона обусловливает порог коа­гуляции данного коллоида. При этом величина порога коагуляции тем меньше, чем выше заряд коагулирующего иона. Другими словами, коагулирующее действие электролита возрастает с увели­чением заряда иона, знак которого противоположен знаку заряда коллоидной частицы.

В таблице 2 приведены некоторые данные для двух золей: отрицательно заряженного сульфида мышьяка — концентрация As₂S₃ 1,85 г/л и положительно заряженного гидроксида железа (III) — концентрация Fe(ОН)₃ 0,823 г/л.

Таблица 2.

Коагуляция золей As₂S₃ и Fe(OH)₃ электролитами

Золь As2S3	Золь Fe(OH)3
Электролит	Коагулирующий ион (катион)	Концентрация электролита в ммоль/л	Электролит	Коагулирующий ион (анион)	Концентрация электролита в ммоль/л
NaCl	Na+	51	КСl	С1-	9,0
КСl	К+	49,5	КВr	Вr-	12,5
MgCl2	Mg2+	0,72	KI	I-	10,0
СаСl2	Ca2+	0,65	KNO3	NO3-	12,0
ВаСl2	Ba2+	0,69	К2SO4	SO42-	0,205
А1Сl3	Al3+	0,092	К2Сг2O7	Cr2O72-	0,195

Таблица показывает, что коагулирующая способность ионов растет с увеличением заряда, как это имеет место и при адсорб­ции их.

Если коагулирующее свойство иона считать обратно пропор­циональным концентрации и принять коагулирующее действие однозарядного катиона (например, Na⁺) за единицу, то в отношении двух- и трехзарядных катионов можно сделать следующее сопостав­ление:  М³⁺ — 1;  М²⁺ —10-50;  М⁺ —500-1000.

Приведенное сопоставление указывает на значительный рост коагулирующей способности ионов с повышением их зарядности.

Таким образом, коагулирующее действие электролита возрас­тает с увеличением зарядности иона, знак заряда которого противо­положен знаку коллоидной частицы — правило значности Шульце — Гарди.

Задача № 103

Студни как эластичные гели. Механизм их образования и факторы, определяющие скорость студнеобразования. Процессы студнеобразования в пищевой технологии.

Студни - это ограниченно набухшие полимеры, их можно рас­сматривать как частную форму эластичных гелей. Студни - гомоген­ные системы и они не тиксотропны. Жидкость, заполняющая сетку студня, называется интермицеллярной жидкостью.

Разнообразные способы получения студней могут быть разбиты на две основные группы: а) желатинирование растворов и б) набу­хание сухих веществ (ксерогелей) в соответствующих жидких сре­дах или охлаждение раствора ВМС.

Процесс перехода раствора в студень называется застудне­ванием или желатинированием. Желатинирование — это своеобразная коагуляция, когда одновременно с дисперсной фазой выпадает в осадок и дисперсионная среда. Желатинирование происходит в том случае, когда частицы золя сильно связаны с дис­персионной средой.

Процесс желатинирования можно представить себе следующим образом. Отдельные, удлиненные мицеллы, сталкиваясь между собой в процессе кинетического движения, соединяются гидрофобными участками. В результате образуется рыхлая сетка (кар­кас), которая охватывает весь объем раствора. Дисперсионная среда состоит,   вероятнее  всего,   из  молекулярно-дисперсного   раствора очень низкой концентрации, что и приводит систему к потере под­вижности. Утрата раствором те­кучести (не выливается из опро­кинутого сосуда) служит внеш­ним признаком момента образо­вания студня.

Связи между частицами дис­персной фазы могут также образовываться за счет взаимо­действия полярных и иони­зированных групп макромо­лекул. Соединение мицелл в сетку может быть настолько непрочно, что достаточно встряхивания, чтобы произошло разрушение структуры студня и получился раствор, который при стоянии опять может застыть.

Таким образом, истинное застудневание обусловливается не слиянием сольватных оболочек коллоидных частиц (лиосфер), а образованием достаточно прочной внутренней структуры за счет взаимодействия незащищенных растворителем лиофобных участ­ков мицелл.

На желатинирование оказывают влияние следующие факторы: концентрация, температура, продолжительность процесса, электро­литы, неоднородность поверхности дисперсных частиц в отношении ее сольватированности, форма частиц. Застудневание возможно лишь при такой концентрации частиц, которая достаточна для возникновения структуры. Слишком разбавленные золи и растворы или застудневают в виде отдельных хлопьев, или совсем не застудне­вают. Для некоторых веществ эта величина концентрации очень незначительна. Температура сильно влияет на застудневание. С понижением температуры уменьшается энергия теплового движения частиц, поэтому понижение темпе­ратуры способствует застудневанию.

Процесс застудневания не совершается мгновенно при дости­жении раствором определенной температуры, но требует более или менее продолжительного времени, необходимого для перегруппи­ровки составных частей в вязкой системе. Это постепенное застудне­вание носит название созревания. Оно продолжается и после того, как уже образовался студень, и выражается в приобретении им большой механической прочности.

Действие электролитов на растворы ВМС носит сложный харак­тер. Часто оно вызывает образование связей между молекулами полимера, что приводит к понижению растворимости соединений.

При застудневании белков большое значение имеет величина рН среды. Скорость застудневания увеличивается при приближении рН раствора к изоэлектрической точке, соответствующей одинако­вому количеству противоположных зарядов в молекуле.

Таким образом, факторы, способствующие частичной дегидра­тации лиофильных частиц, в большинстве случаев благоприятствуют застудневанию. Непременным условием застудневания является наличие в коллоидных частицах одновременно и полярных (защи­щенных растворителем), и неполярных (незащищенных) участков.

Действие неэлектролитов на желатинирование высокомолекуляр­ных соединений весьма специфично. Неэлектролиты, уменьшающие растворимость, обычно способствуют желатинированию.

Форма частиц играет большую роль в процессах застудневания. Особенно хорошо желатинируются золи и растворы, образованные лентообразными, нитевидными частицами.

Желатинирование играет большую роль в технологии искусст­венного волокна, некоторых взрывчатых веществ, в кондитерском деле.

Список литературы

1.                Балезин С.А. и др. Основы физической и коллоидной химии. – М.: «Просвещение», 1985.

2.                Гамеева О.С. Сборник задач и упражнений по физической и коллоидной химии: Учебное пособие. – М.: Высшая школа, 1980.

3.                Лабораторные работы и задачи по коллоидной химии. / Под ред. Ю. Г. Фролова. – М.: «Химия», 1986.

4.                Физическая и коллоидная химия: Учебное пособие. / Под ред. Добычина Д.П. – М.: Просвещение, 1986.

5.                Фридрихсберг Д.А. Курс коллоидной химии: Учебник. – Л.: Химия, 1984.