Меню

Электролиз раствора na2so4 проводили в течение 5 ч при силе тока

Задачи к разделу Электролиз солей

В данном разделе представлены задачи по теме Электролиз: составление уравнений электродных реакций, протекающих при электролизе, расчеты с применением законов Фарадея.

Задача 1. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе с нерастворимыми анодами: а) MgCl2; б) MgCl2 и ZnSO4. Рассчитайте, сколько выделится хлора в литрах (н. у.) при пропускании тока силой 5А в течение 3 ч.

Решение.

Переведем часы в секунды: t = 3 ч = 10800 с

V = 11,2∙5∙10800/96500 = 6,3 л.

Составим уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе:

MgCl2 расплав

К: Mg 2+ + 2e → Mg 0

A: 2Cl — — 2e → Cl2 0

MgCl2 раствор

К: 2H2O + 2e → H2 0 + 2OH —

A: 2Cl — — 2e → Cl2 0

MgCl2 и ZnSO4растворы

К: 2H2O + 2e → H2 0 + 2OH —

A: 2Cl — — 2e → Cl2 0

Задача 2. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе раствора CuSO4 с растворимым медным анодом и нерастворимым графитовым анодом. Рассчитайте, сколько растворится меди на аноде при пропускании тока силой 10 А в течение 3 ч.

Решение.

Применим II закон Фарадея

ЭCu = 64/2 = 32 г/моль

m =32∙10∙3∙3600/96500 = 35,8 г

E 0 (Cu 2+ /Cu) = 0,34 В

Растворимый медный анод:

На катоде возможно восстановление меди и воды. Но потенциал меди имеет более положительное значение, чем потенциал восстановления воды (E 0 (H2O/H + ) = -0,41 В), поэтому на катоде будет восстанавливаться медь. На аноде также возможно окисление меди или воды и, т.к. потенциал меди имеет меди имеет меньшее значение, чем потенциал окисления воды (E 0 (H2O/O2) = 0,82 В), то на аноде будет окисляться медь:

К: Cu 2+ + 2e = Cu 0

A: Cu 0 – 2e = Cu 2+

Cu 2+ + Cu 0 = Cu 0 + Cu 2+

Инертный нерастворимый анод:

Соль состоит из катиона неактивного металла и аниона кислородсодержащей кислоты. В этом случае на катоде происходит восстановление меди, а на аноде окисление воды:

K: Cu 2+ + 2e — = Cu

A: 2H 2 O -4e — = O 2 + 4H +

Задача 3. При электролизе соли трехвалентного металла ток силой в 3 А в течение 2 часов выделил на катоде 4,18 г металла. Определите, какой это металл. Напишите уравнения катодного и анодного процессов, а также суммарное уравнение электролиза расплава и водного раствора карбоната натрия с платиновым анодом.

Решение.

По закону Фарадея:

Подставим значения

М = 4,18∙3∙96500/(3∙2∙3600) = 56 г/моль

Молярную массу равную 56 г/моль имеет атом железа

Напишем уравнения катодного и анодного процессов:

Платиновый анод – инертный, поэтому он не будет участвовать в процессе.

Na2CO3– соль, образованная катионом активного металла и аниона кислородсодержащей кислоты, поэтому, в случае раствора, в обоих процессах будет участвовать вода:

К: 2H2O + 2e → H2 0 + 2OH —

А: 2 H 2 O — 4 e → O2 0 + 4 H +

К: Na + + e → Na 0

А : 2CO 3 2- — 4e — → 2CO2 + O 2

Задача 4. При рафинировании меди током 4,5 А за 1,5 часа выделяется 7,5 г меди. Рассчитайте выход по току. Напишите уравнения катодного и анодного процессов, а также суммарное уравнение электролиза водного раствора Pb(NO3)2: а) с угольным анодом; б) со свинцовым анодом.

Решение.

Применим закон Фарадея с учетом выхода по току:

Э(Cu) = 64/2 = 32 г/моль

Составим уравнения катодного и анодного процессов, а также суммарное уравнение электролиза водного раствора Pb(NO3)2:

Pb(NO3)2— соль, образованная катионом неактивного металла и аниона кислородсодержащей кислоты, поэтому

а) с угольным анодом

К: Pb 2+ + 2e → Pb 0

А: 2 H 2 O — 4 e → O 2 0 + 4 H +

2Pb 2+ + 2H2O → 2Pb 0 + O2 0 + 4H +

В прикатодном пространстве накапливается азотная кислота.

б) со свинцовым анодом

К: Pb 2+ + 2e → Pb 0

А: Pb 0 — 2 e → Pb 2+

Pb 2+ + Pb 0 → Pb 0 + Pb 2+

Задача 5. Найдите объем водорода, который выделится при пропускании тока силой в 5 А в течение 3,5 ч через водный раствор серной кислоты. Напишите уравнения анодного и катодного процессов, а также суммарное уравнение электролиза раствора Н24 с инертным анодом.

Решение.

Применим II закон Фарадея

V = 11,2∙5∙3,5∙3600/96500 = 7,3 л

Напишим уравнения анодного и катодного процессов, а также суммарное уравнение электролиза раствора Н24 с инертным анодом:

К: 2H + + 2e → H2 0

А: 2 H 2 O — 4 e → O 2 0 + 4 H +

Таким образом, при электролизе серной кислоты с инертными анодами происходит разложение воды.

Задача 6. При электролизе одного из соединений олова ток силой в 2,5А за 20 мин выделил на электродах металл массой 0,9 г. Чему равна валентность олова в этом соединении. Какие продукты могут быть получены при электролизе раствора SnSO4 с графитовыми электродами.

Решение.

По закону Фарадея:

Следовательно, валентность олова z = 4

SnSO4 — соль, образованная катионом неактивного металла и аниона кислородсодержащей кислоты, поэтому в процессе будут участвовать Sn и H2O.

Электроды инертные, поэтому в процессах участия не принимают:

К: Sn 2+ + 2e → Sn 0

А: 2 H 2 O — 4 e → O 2 0 + 4 H +

2Sn 2+ + 2H2O → 2Sn 0 + O2 0 + 4H +

В прикатодном пространстве накапливается серная кислота.

Задача 7. Сколько времени потребуется на электролиз раствора KCl при силе тока 5 А, чтобы выделить хлор объемом 11,2 л (н.у.), если выход по току составляет 90%? Напишите уравнения анодного и катодного процессов, а также суммарное уравнение электролиза.

Решение

Применим закон Фарадея, учитывая при этом выход по току:

t =11,2∙96500∙2/(0,9∙22,4∙5∙3600) = 5,95 ч

KCl соль, образованная катионом активного металла и аниона бескислородной кислоты, поэтому в катодном процессе участвует вода, а в анодном – хлор:

Читайте также:  Как рассчитать ток конденсатора при включении

К: 2H2O + 2e → H2 0 + 2OH —

А: 2 Cl — — 2 e → Cl 2 0

Источник

Электролиз раствора na2so4 проводили в течение 5 ч при силе тока 7 а. составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н. выделившихся на катоде и аноде?

ansver

Ответы

ansver

ch4 → c2h2 + 3h2 (неполное разложение при нагревании t=1500c)

3c2h2 → с6н6 (реакция тримиризации)

ansver

в 1моль(ch3cl) — 1моль атомов (с),масса которых составляет 1х12=12гр., 3моль атомов(н),масса которых составляет 3х1=3гр.; всего=12гр.

в 1моль (c2h5cl) — 2моль атомов (с),масса которых составляет 2х12=24гр.;

5моль атомов(н),масса которых составляет 1х5+5гр.; всего=29гр.

таким образом,весь углеводород имеет массу=12+29=41гр.

ansver

h2s + br2 -> 2hbr + s

so3 + cu(oh)2 -> cuso4 + h2o

cuso4 + bacl2 -> baso4(осадок) + cucl2

теперь потворчествуем, что называется =)

fe -> fecl3 -> fecl2 -> fe(oh)2 -> feso4 -> fe(no3)2

2fe + 3cl2 -> 2fecl3

2fecl3 —t(> > 2fecl2 + cl2

fecl2 + 2naoh —> fe(oh)2 + 2nacl (условия — в атмосфере n2)

fe(oh)2 + h2so4 -> feso4 + 2h2o

feso4 + pb(no3)2 > pbso4(осадок) + fe(no3)2

Источник



Вычисление массы и объема веществ, образующихся при электролизе

Решение задач по химии на электролиз вещества

Задание 261.
Электролиз раствора К2SO4 проводили при силе тока 5 А в течение 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде? Ответ: 5,03 г; 6,267 л; 3,133 л.
Решение:
Стандартный электродный потенциал системы К + + 1 = К 0 (-2,92 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода, а ионы К+, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему зоне (катодное пространство):

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода:

поскольку, отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+2,01 В), характеризующий систему: 2SO4 2- — 2 = 2S2O8 2- . Ионы SO4 2- , движущиеся при этом к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

Массу разложившейся воды находим из уравнения Фарадея, имея в виду, что 3 ч = 10800 с и МЭ2О) = 9 г/моль, получим:

m(H2O) = МЭ(В) . I . t/F = 9 . 5 . 10800/96500 = 5,036 г.

При вычислении объёмов выделившихся газов представим уравнение Фарадея в следующем виде:

V = V Э . I . t/F

Здесь V – объём выделившегося газа, л; m(B) – масса выделившегося вещества, г; VЭ – эквивалентный объём газа, л/моль; МЭ(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – время, с; F – число Фарадея , 96500.

Поскольку при нормальных условиях эквивалентный объём водорода равен 11,2 л/моль, а кислорода – 5,6 л/моль, получим:

V(H2) = (11,2 . 5 . 10800)/96500 = 6,267 л;
V(О2) = (5,6 . 5 . 10800)/96500 = 3,133 л;

Ответ: m(H 2 O) 5,03 г; V(H 2 ) = 6,267 л; V(О 2 ) =3,133 л.

Задание 262.
При электролизе соли некоторого металла в течение 1,5 ч при силе тока 1,8 А на катоде выделилось 1,75 г этого металла. Вычислите эквивалентную массу металла. Ответ: 17.37 г/моль.
Решение:
Эквивалентную массу металла рассчитаем из уравнения Фарадея относительно эквивалентной массы вещества, подставив в него данные из задачи, получим:

m(В) = МЭ(В) . I . t/F;
МЭ(Ме) = m(В) . F/(I . t) = (1,75 . 96500)/(1,8 . 60 . 60 . 1,5) = 17,37 г/моль.

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; VЭ – эквивалентный объём газа, л/моль; МЭ(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – время, с; F – число Фарадея, 96500 Кл/моль.

Ответ: 17.37 г/моль.

Задание 263.
При электролизе раствора СuSO4 на аноде выделилось 168 см 3 газа (н.у.). Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, и вычислите, какая масса меди выделилась на катоде. Ответ:0,953г.
Решение:
Стандартный электродный потенциал системы Cu 2+ + 2 = Cu 0 (+0,34 В) значительно положительнее потенциала водородного электрода в кислой среде (0,00 В). В этом случае на катоде будет происходить электрохимическое восстановление меди Cu 2+ :

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода:

поскольку, отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+2,01 В), характеризующий систему: 2SO4 2- — 2 = 2S2O8 2- . Ионы SO4 2- , движущиеся при этом к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

Эквивалентный объём кислорода равен 5,6 л/моль. Тогда количество эквивалентов выделившегося кислорода равно:

Так как (О2) = (Cu), то можно рассчитать массу выделившейся меди при электролизе сульфата меди, получим:

m(Cu) = (Cu) . MЭ(Cu) = 0,03 . 31,77 = 0,953 г.

Ответ: m(Cu) = 0,953 г.

Задание 264.
Электролиз раствора Na2SO4 проводили в течение 5 ч при силе тока 7 А. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде? Ответ: 11,75 г; 14,62 л; 7,31 л.
Решение:
Стандартный электродный потенциал системы Na + +1 = Na 0 (-2,71 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода, а ионы Na+, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему зоне (катодное пространство):

Читайте также:  Кабель 400 мм2 ток

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода:

поскольку, отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+2,01 В), характеризующий систему: 2SO4 2- — 2 = 2S2O8 2- . Ионы SO4 2- , движущиеся при этом к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

Массу разложившейся воды находим из уравнения Фарадея, имея в виду, что 5 ч = 18000 с и МЭ2О) = 9 г/моль, получим:

m(H2O) = МЭ(В) . I . t/F = 9 . 7 . 18000/96500 = 11,75 г.

При вычислении объёмов выделившихся газов представим уравнение Фарадея в следующем виде:

V = VЭ . I . t/F

Здесь V – объём выделившегося газа, л; m(B) – масса выде m(H 2 O) = 11,75 г; V(H2) = 14,62 л;V(О2) = 7,31 л. лившегося вещества, г; VЭ – эквивалентный объём газа, л/моль; МЭ(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – время, с; Fчисло Фарадея, 96500.
Поскольку при нормальных условиях эквивалентный объём водорода равен 11,2 л/моль, а кислорода – 5,6 л/моль, получим:

V(H2) = (11,2 . 7 . 10800)/96500 = 14,62 л;
V(О2) = (5,6 . 7 . 10800)/96500 = 7,31 л

Ответ: V(H2) = 14,62 л; V(О2) = 7,31 л.

  • Вы здесь:
  • Главная
  • Задачи
  • Химия-Шиманович
  • Свойства ванадия | Задания 407 — 410

Источник

Конкурсные задачи по химии на закон электролиза Фарадея

Рубрика: Химия

Дата публикации: 03.05.2014 2014-05-03

Статья просмотрена: 24464 раза

Библиографическое описание:

Лукьянова, Н. П. Конкурсные задачи по химии на закон электролиза Фарадея / Н. П. Лукьянова. — Текст : непосредственный // Молодой ученый. — 2014. — № 6 (65). — С. 56-62. — URL: https://moluch.ru/archive/65/10723/ (дата обращения: 27.04.2021).

Особенностью среднего образования в России состоит в том, что учащиеся, и их учителя, заинтересованы участвовать в олимпиадах. При подготовке к олимпиадам по химии следует учитывать, что школьникам необходимо уметь эффективно решать расчетные задачи. Среди великого множества разнообразных химических задач наибольшие затруднения вызывают задачи, для решения которых помимо прочных химических знаний требуется неплохо владеть материалом курса физики. И хотя далеко не всегда уделяется внимание решению хотя бы простейших задач с использованием знаний двух курсов — химии и физики, задачи такого типа иногда встречаются на олимпиадах по химии. А потому, не разобрав задачи такого типа на уроках, учитель может неумышленно лишить своего ученика шанса на победу в олимпиаде. Необходимо учитывать, что такого типа задачи будут интересны и доступны для восприятия не всем учащимся. Задачи на закон Фарадея усложненные и не являются типовыми для школьного курса химии.

Все задачи разбиты на 3 уровня—очень простой, средний и сложный. Поэтому этот материал предназначен для широкого круга учащихся—от троечников до медалистов. Поскольку разработка ориентирована, в основном, на практическую подготовку, теоретический материал изложен достаточно кратко. Все предложенные задачи имеют подробные решения, что позволит существенно сэкономить бесценное учительское время.

Теоретические основы закона Фарадея

Электролиз — окислительно-восстановительный процесс, происходящий при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

Электролиз водных растворов:

При определении продуктов следует помнить, что

1. На катоде восстанавливающийся продукт зависит от положения металла в ряду стандартных электродных потенциалов:

Li Rb K Ba Ca Na Mg Al | Mn Zn Cr Fe Co Pb H | Cu Hg Ag Pt Au

В растворах солей металлов первой группы восстанавливается только водород.

В растворах солей металлов второй группы параллельно протекает два процесса — восстановления водорода и металла. (В задачах часто имеется в виду, что восстанавливается только катионы металла, а восстановление водорода в данном случае не рассматривают) При электролизе растворов солей металлов третьей группы на катоде восстанавливается только металл.

2. На аноде получающийся продукт зависит как от материала анода, так и от природы аниона. На инертном электроде окисляются Cl¯, Br¯, I¯, S 2 ¯ (анионы бескислородных кислот), OH¯ и RCOO¯ (анионы карбоновых кислот до R2 + 2CO2). F¯ и анионы кислородсодержащих кислот (сульфат, нитрат, фосфат-анионы) не подвержены электролизу в водных растворах.

Взаимосвязь между количеством вещества, образовавшегося при электролизе на электроде (катоде или аноде), и количеством электричества, прошедшим через электрическую ячейку, определяется законом Фарадея:

m — масса выделившегося вещества (г);

Э — эквивалентная масса вещества (г/моль), равная отношению молярной массы на количество отдаваемых или принимаемых электронов;

M — молярная масса выделившегося вещества (г/моль);

n — число электронов, принимающих участие в данной реакции;

I — сила тока (А); t — время (c); F — постоянная Фарадея = 96500 Кл/моль.

Условия, ответы и решения задач

Уровень 1

1. Электролиз 100 г водного раствора серной кислоты с мольной долей последней 2.5 % проводили в течении 15 минут. Сила тока была постоянной и равнялась 10 А. Рассчитайте количество электричества, прошедшего через раствор (в Кл).

Ответ: 9000 Кл.

2. Электролиз 100 г водного раствора серной кислоты с мольной долей последней 2.5 % проводили в течении 15 минут. Сила тока была постоянной и равнялась 10 А. Рассчитайте количество электронов, прошедших через раствор.

Ответ:моль.

3. Вычислите массу ртути, выделившейся на катоде при пропускании тока силой 6 А через раствор хлорида ртути в течение 35 минут.

Уровень 2

4. При пропускании постоянного тока силой в 6,4 А в течение 30 минут через расплав хлорида неизвестного металла на катоде выделилось 1.07 г металла (С.О.=+3). Определите состав соли, который подвергли электролизу.

Читайте также:  Идеальные пассивные элементы для цепи переменного тока

Кл.

моль

По уравнению реакции, количество выделившегося металла в 3 раза меньше количества электронов: моль.

г/моль.

Искомый металл — алюминий.

Ответ:АlСl3.

5. Электролиз 100 г водного раствора серной кислоты с мольной долей последней 2.5 % проводили в течении 15 минут. Сила тока была постоянной и равнялась 10 А. Рассчитайте массовую долю (в процентах) растворенного вещества в конечном растворе.

моль;

По уравнению реакции количество моль разложившейся воды в два раза меньше количества моль электронов, прошедших через электролизёр в ходе разложения воды:

моль.

г.

г.

г.

Уровень 3

6. При пропускании через 120 мл раствора, содержащего смесь Au(NO3)3 иHg(NO3)2, сила тока 0,9 А в течение 120 минут на катоде выделилась смесь металлов общей массой 5,99 г. Напишите уравнение электролиза каждой соли и определите молярные концентрации солей в исходном растворе, если известно, что на катоде не выделялись газы, а после окончания электролиза раствор не содержит ионов металлов [1, с 21].

Обозначим количества солей в растворе моль, а

моль. Тогда количества образовавшихся металлов также равны моль, моль.

По условию масса смеси металлов, выделившихся на катоде,

равна 5,99 г, отсюда: г.

Количество электронов, прошедших через раствор:

моль.

Из уравнений восстановления ионов металла следует: моль.

Составим систему из двух уравнений:

решая которую, находим: моль, моль.

Молярные концентрации солей в исходном растворе:

M;

M;

7. Электрохимическое фрезерование сплава (анодную обработку) проводят методом электролиза в водном растворе электролита. Рассчитайте время, необходимое для образования бороздки длинной 10 см, шириной 2 см и глубиной 0,2 см в латуни при токе 100 А и выходе реакции 50 %. Состав латуни: 57 % меди и 43 % цинка (по молям); плотность латуни 8,16 г/см 3 [2, с 243].

При электролизе на аноде протекают процессы:

Количество электронов, пошедшее на окисление латуни:

моль

Общее количество электронов, прошедшее через электролизёр:

моль.

По закону Фарадея

отсюда время, необходимое для образования бороздки:

ч.

Ответ: 0,54 ч [2, с 418].

8. При проведении электролиза водного раствора нитрата ртути, который длился 6 ч 20 минут, силу тока поддерживали постоянной. Через 40 минут с момента начала электролиза на катоде началось выделение газа. Определите массовое содержание соли в исходном растворе, если за время электролиза масса раствора уменьшилась в 1,258 раза [1, с. 84].

По закону Фарадея: .

Отсюда количество моль электронов, прошедших через электролизёр в ходе разложения воды (вторая реакция):

моль.

Тогда моль, и масса раствора уменьшилась на

г.

Общее уменьшение массы раствора:

г.

Пусть исходная масса раствора равна x г, тогда

откуда x = 1804 г.

Содержание нитрата ртути в исходном растворе:

(или 18,0 %).

Ответ: ω (Hg(NO3)2) = 18,0 % [1, с 281].

9. К 200 г 16 %-ного раствора сульфата меди прилили 200 г 29,8 %-ного раствора хлорида калия и полученный раствор подвергли электролизу с инертными электродами. Электролиз закончили, когда массовая доля сульфат-ионов в растворе стала равна 5,61 %. Рассчитайте массы продуктов, выделившихся на электродах, и количество электричества, прошедшего через раствор.

моль;

Суммарная масса раствора 400 г; электролиз закончили, когда масса конечного раствора, исходя из массовой доли сульфат-ионов, стала равной:

г.

Для полного выделения меди (0,2 моль) из раствора необходимо 0,4 моль электронов, а хлора (0,4 моль) — 0,8 моль электронов.

Рассчитаем массу раствора при прохождении через электролизёр 0,8 моль электронов (так как число молей электронов, прошедших через электроды одинаково, то на катоде, кроме меди, выделилось 0,2 моль водорода):

г,

что не соответствует условию задачи (342,3 г). Следовательно, электролиз продолжается с разложением воды на обоих электродах.

Выразим массу конечного раствора:

г.

г.

моль, что соответствует 1,8 моль электронов.

По уравнению электролиза воды

рассчитаем массы водорода и кислорода, образующихся при разложении 0,9 моль воды:

г;

г.

Итак, в целом выделилось 12,8 г меди и 0,4+1,8=2,2 г водорода, на аноде — 28,4 г хлора и 14,4 г кислорода, а через электролизёр прошло 0,8+1,8=2,6 моль электронов.

По закону Фарадея количество электричества, прошедшего через раствор:

Кл.

Ответ: на катоде 12,8 г Cu и 2,2 г H2; на аноде 28,4 г Cl2 и 14,4 г О2;

1. Кузьменко Н. Е./ Химия: формула успеха на вступительных экзаменах/ Н. Е. Кузьменко, В. И. Теренин, О. Н. Рыжова, О. В. Архангельская, В. В. Еремин, Е. А. Еремина, Н. В. Зык, С. И. Каргов, Л. И. Ливанцова, Г. Н. Мазо, И. В. Морозов, М. В. Обрезкова, Ф. Н. Путилин.—М.: Издательство Московского университета: Наука, 2006.—337 с.

2. Кузьменко Н. Е./ Вступительные экзамены и олимпиады по химии: опыт Московского университета/ Н. Е. Кузьменко, В. И. Теренин, О. Н. Рыжова, Р. Л. Антипин, О. В. Архангельская, В. В. Еремин, Н. В. Зык, С. И. Каргов, Е. В. Карпова, Л. И. Ливанцова, А. Г. Мажуга, Г. Н. Мазо, И. В. Морозов, М. В. Обрезкова, С. Б. Осин, Д. А. Пичугина, Ф. Н. Путилин.—М.: Издательство Московского университета—М. Издательство Московского университета, 2011.—624 с.

Источник