Что такое findslide.org?

FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.

Для правообладателей

Обратная связь

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Яндекс.Метрика

Презентация на тему Лекция 6. Химическая кинетика

Содержание

Химическая кинетика - то раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций.
Лекция 6Химическая кинетика Химическая кинетика - то раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций. 6.1 Понятие о скорости и механизме химических реакций.6.2 Влияние концентрации реагирующих веществ Большинство биохимических реакций являются гомогенными (протекающими в одной фазе). Они могут быть Средняя скорость гомогенной реакции (υ) равна изменению концентрации вещества в единицу времени: υ [A]0_ и [A] – исходная и конечная концентрация вещества, моль/лτ - Средняя скорость гетерогенной реакции, протекающей на границе раздела фаз, равна изменению количества где ν0 и ν – количество вещества в начальный и конечный момент Чтобы произошла химическая реакция, необходимо взаимодействие между молекулами реагирующих веществ. Это Во всем многообразии столкновений выделяют элементарные стадии процесса. Элементарная стадия – это Характеристикой элементарной стадии является ее молекулярность, т.е. число участвующих в ней частиц. Механизм химической реакции – это число и последовательность элементарных стадий процесса. Химические реакциипростые по механизму представляет собой многократное чередование одной элементарной стадиисложные по 6.2 Уравнения, описывающие влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций, называются кинетическими уравнениями. Кинетические уравнения составляют на основе закона действующих масс (Гульдберг и Вааге,1867): скорость Математическое выражение ЗДМ для реакции:аА + bВ + cС → Рυ = k зависит от температуры и природы веществ и не зависти от их Порядок реакции определяется только экспериментально. Он является величиной формальной и может принимать Только для простых реакций порядок и молекулярность совпадают:H2 + I2 → 2HIυ = k [H2][I2] Кинетическое описание простых реакций.Реакции нулевого порядка (n=0)Примеры: фотохимические, каталитические и ферментативные реакции (при высокой концентрации субстрата). Условное уравнение:Константаскорости [A]0 - [A]Кинетическая кривая реакций нулевого порядкаυ Время полуреакции (τ ½) –это время, необходимое для уменьшения концентрации исходного вещества Реакции первого порядка (n=1)Примеры: каталитические и ферментативные реакции (при низкой концентрации субстрата), Условное уравнение:Константаскорости k = Кинетическая кривая реакции первого порядка[A]υ Время полуреакции:τ ½ =ℓn 2k Кинетика сложных реакций1) обратимые реакцииA B k1k2Кинетическое ABCk1k2KClO32) Параллельные реакцииKCl + O2KCl + KClO4Кинетическое уравнение:υ = k1 ([A]0 – Скорость реакции равна скорости ее лимитирующей стадии: υ = k2 [B]3) υT 6.3 Влияние температуры на скорость может быть различным. Скорость тримолекулярных реакций с ростом температуры уменьшается υTВзрывной режим Радикальные реакции Ферментативные реакцииυT600C Для большинства химических реакций выполняется правило Вант-Гоффа:при повышении температуры на каждые 10 υT2=υT1γT2 – T110где Т1 и Т2 - начальная и конечная температура,- температурный Значительно точнее зависимость скорости и температуры описывается уравнением Аррениуса: -Еак/RTυ = υ 0ek = k0e-Еак/RT где υ0 и k0 - коэффициенты пропорциональности, называемые предэкспоненциальными множителями,Еак - энергия активации, кДж/моль. С точки зрения теории активного комплекса, энергия активации (энергетический барьер химической реакции) Активный комплекс- промежуточная частица, в которой старые связи еще не полностью разорвались, Схема химической реакции :А + В А...В РА...В - активный комплекс Энергетическая диаграмма экзотермической реакцииA … BPA+BEaкКоордината реакцииЭнергия, кДж/моль Энергетическая диаграмма эндотермической реакцииA … BPA+BEaкКоордината реакцииЭнергия, кДж/моль Энергия активации (Еак) зависит от природы реагирующих веществ и не зависит от температуры. С повышением температуры в реакционной смеси возрастает доля активных молекул, способных преодолеть 6.4 Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость химической реакции, но не изменяющиеся С точки зрения теории активного комплекса механизм действия катализаторов в том, что Координата реакцииПоложительный катализатор снижает энергетический барьер реакцииЭнергия, кДж/мольБез катали-затораС положи-тельным катализато-ром Под воздействием положи-тельного катализатора в реакционной смеси возрастает доля активных молекул при Координата реакцииОтрицательный катализатор повышает энергетический барьер реакцииЭнергия, кДж/мольБез катали-затораС отрица-тельным ка-тализатором Под воздействием отрицательного катализатора в реакционной смеси снижается доля активных молекул при Практически все биохимические реакции являются ферментативными. Фермен-ты (биокатализаторы) – это вещества белковой Ферменты отличаются от обычных катализаторов:а) более высокой каталитической активностью;б) высокой специфичностью, т.е. избирательностью действия. Механизм односубстратной ферментативной реакции можно представить схемой:P+KMk2Лимитирующая стадия Е – фермент,S – Характеристикой первой стадии ферментативной реакции является КМ – константа Михаэлиса. KMKM = 10‾5–10‾3 моль/л Чем меньше КМ, тем устойчивее комплекс . Кинетическое уравнение ферментативной реакции:υ = k2 [ES], (1)где k2 k2 равна числу молекул субстрата, превращающихся в продукт под воздействием одной молекулы Из-за невозможности экспериментального определения [ES], уравнение (1) преобразовали, выразив [ES] через легко измеряемые параметры реакции. υ =[E]общ [S]KM + [S]k2 Кинетическое уравнение ферментативных реакций (уравнение Михаэлиса-Ментен) 1913 Произведение k2×[E]общ является величиной постоянной, которую обозначают υmax (максимальная скорость) υ =υmax [S] KM + [S] При низкой концентрации субстрата KM >> [S], поэтомуυ =υmaxKM[S]Кинетическое уравнение реакции 1-го порядка 2) При высокой концентрации субстрата Км Кинетическая кривая ферментативной реакции[S]υРеакция нулевого порядкаРеакция первого порядка На активность ферментов оказывают влияние:а) температура,б) кислотность среды, в) наличие ингибиторов pHрНоптВлияние кислотности растворов на активность ферментовk2 Ингибиторы ферментов – это вещества, занимающие часть активных центров молекул фермента, в В роли ингибиторов выступают катионы тяжелых металлов, органические кислоты и другие соединения. Благодарим за внимание !!!
Слайды презентации

Слайд 2 Химическая кинетика - то раздел химии, изучающий скорость

Химическая кинетика - то раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций.

и механизм химических реакций.

Слайд 3 6.1 Понятие о скорости и механизме химических реакций.
6.2

6.1 Понятие о скорости и механизме химических реакций.6.2 Влияние концентрации реагирующих

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций.
6.3

Влияние температуры на скорость химических реакций.
6.4 Ферментативный катализ

План

Слайд 4 Большинство биохимических реакций являются гомогенными (протекающими в одной

Большинство биохимических реакций являются гомогенными (протекающими в одной фазе). Они могут

фазе). Они могут быть как быстрыми (реакции, лежащие в

основе передачи нервного импульса, протекают практически мгновенно), так и медленными (время обновления белков на половину составляет 70 дней).

Слайд 5 Средняя скорость гомогенной реакции (υ) равна изменению концентрации

Средняя скорость гомогенной реакции (υ) равна изменению концентрации вещества в единицу

вещества в единицу времени:
 
υ =
[A] - [A]0

τ

Слайд 6 [A]0_ и [A] – исходная и конечная

[A]0_ и [A] – исходная и конечная концентрация вещества, моль/лτ

концентрация вещества, моль/л
τ - время реакции, с., мин.,
(+) –

вещество образуется,
(–) – вещество расходуется.

Слайд 7 Средняя скорость гетерогенной реакции, протекающей на границе раздела

Средняя скорость гетерогенной реакции, протекающей на границе раздела фаз, равна изменению

фаз, равна изменению количества вещества в единицу времени на

единице площади поверхности раздела фаз:

υ =

ν - ν0 S ×τ

Полное обновление костной ткани составляет от 4 до 7 лет.

Слайд 8 где ν0 и ν – количество вещества в

где ν0 и ν – количество вещества в начальный и конечный

начальный и конечный момент времени, моль
S – площадь поверхности

раздела фаз, м2

Слайд 9 Чтобы произошла химическая реакция, необходимо взаимодействие между молекулами

Чтобы произошла химическая реакция, необходимо взаимодействие между молекулами реагирующих веществ. Это

реагирующих веществ. Это взаимодействие происходит в форме столкновения

молекул.

Слайд 10

Слайд 11 Во всем многообразии столкновений выделяют элементарные стадии процесса.

Во всем многообразии столкновений выделяют элементарные стадии процесса. Элементарная стадия –

Элементарная стадия – это столкновение молекул реагирующих веществ, приводящее

к образованию молекул продуктов.

Слайд 12 Характеристикой элементарной стадии является ее молекулярность, т.е. число

Характеристикой элементарной стадии является ее молекулярность, т.е. число участвующих в ней

участвующих в ней частиц. Стадии могут быть:
мономолекулярными I2

→ 2I
бимолекулярными Н2 + I2 → 2HI
тримолекулярными 2NO + O2 → 2NO2


Слайд 13 Механизм химической реакции – это число и последовательность

Механизм химической реакции – это число и последовательность элементарных стадий процесса.

элементарных стадий процесса.

Слайд 14 Химические реакции
простые по механизму представляет собой многократное чередование

Химические реакциипростые по механизму представляет собой многократное чередование одной элементарной стадиисложные

одной элементарной стадии
сложные по механизму протекают в несколько элементарных

стадий

Слайд 15 6.2 Уравнения, описывающие влияние концентрации реагирующих веществ на

6.2 Уравнения, описывающие влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций, называются кинетическими уравнениями.

скорость химических реакций, называются кинетическими уравнениями.

Слайд 16 Кинетические уравнения составляют на основе закона действующих масс

Кинетические уравнения составляют на основе закона действующих масс (Гульдберг и Вааге,1867):

(Гульдберг и Вааге,1867): скорость химических реакций прямо пропорциональна произведению

концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторые показатели степени.

Слайд 17 Математическое выражение ЗДМ для реакции:
аА + bВ +

Математическое выражение ЗДМ для реакции:аА + bВ + cС → Рυ

cС → Р
υ = k [A]x [B]y [C]z
где k

– константа скорости, являющаяся фундаментальной кинетической характеристикой реакций.

Слайд 18 k зависит от температуры и природы веществ и

k зависит от температуры и природы веществ и не зависти от

не зависти от их концентрации;
[A], [B], [C] – концентрации

реагирующих веществ, моль/л;
x, y и z – порядок реакции по веществам.
Общий порядок реакции (n) равен: n = x + y + z

Слайд 19 Порядок реакции определяется только экспериментально. Он является величиной

Порядок реакции определяется только экспериментально. Он является величиной формальной и может

формальной и может принимать любые значения: положительные, отрицательные, целые

, дробные, а также 0.



Слайд 20 Только для простых реакций порядок и молекулярность совпадают:
H2

Только для простых реакций порядок и молекулярность совпадают:H2 + I2 → 2HIυ = k [H2][I2]

+ I2 → 2HI

υ = k [H2][I2]

Слайд 21 Кинетическое описание простых реакций.
Реакции нулевого порядка (n=0)
Примеры: фотохимические,

Кинетическое описание простых реакций.Реакции нулевого порядка (n=0)Примеры: фотохимические, каталитические и ферментативные реакции (при высокой концентрации субстрата).

каталитические и ферментативные реакции (при высокой концентрации субстрата).

Слайд 22 Условное уравнение:
Константа
скорости

Условное уравнение:Константаскорости [A]0 - [A]k =

[A]0 - [A]
k =

τ

А → Р

Кинетическое уравнение:

υ = k [A]0= k

Слайд 23 [A]
Кинетическая кривая реакций нулевого порядка

υ

[A]Кинетическая кривая реакций нулевого порядкаυ

Слайд 24 Время полуреакции (τ ½) –это время, необходимое для

Время полуреакции (τ ½) –это время, необходимое для уменьшения концентрации исходного

уменьшения концентрации исходного вещества в два раза.

[A]0
τ ½ =
2k

Слайд 25 Реакции первого порядка (n=1)
Примеры: каталитические и ферментативные реакции

Реакции первого порядка (n=1)Примеры: каталитические и ферментативные реакции (при низкой концентрации

(при низкой концентрации субстрата), радиоактивный распад, выведение лекарственных препаратов

из организма человека.

Слайд 26 Условное уравнение:
Константа
скорости

Условное уравнение:Константаскорости k =


k =




1

τ

[A]0

[A]

ℓn

А → Р

Кинетическое уравнение:

υ = k [A]

Слайд 27 Кинетическая кривая реакции первого порядка
[A]
υ

Кинетическая кривая реакции первого порядка[A]υ

Слайд 28 Время полуреакции:
τ ½ =
ℓn 2
k

Время полуреакции:τ ½ =ℓn 2k

Слайд 29 Кинетика сложных реакций

1) обратимые реакции

A

Кинетика сложных реакций1) обратимые реакцииA B k1k2Кинетическое уравнение: υ = k1[A] – k2[B]

B

k1
k2
Кинетическое уравнение:
υ = k1[A] –

k2[B]

Слайд 30
A
B
C
k1
k2
KClO3
2) Параллельные реакции
KCl + O2



KCl + KClO4
Кинетическое уравнение:
υ

ABCk1k2KClO32) Параллельные реакцииKCl + O2KCl + KClO4Кинетическое уравнение:υ = k1 ([A]0

= k1 ([A]0 – [B]) + k2 ([A]0 –

[C])

Слайд 31
Скорость реакции равна скорости ее лимитирующей стадии:

Скорость реакции равна скорости ее лимитирующей стадии: υ = k2 [B]3)

υ = k2 [B]
3) Последовательные реакции
A B

C

k1

k2

быстрая

медленная
(лимитирующая)



Слайд 32 υ
T

6.3 Влияние температуры на скорость может быть

υT 6.3 Влияние температуры на скорость может быть различным. Скорость тримолекулярных реакций с ростом температуры уменьшается

различным. Скорость тримолекулярных реакций с ростом температуры уменьшается

Слайд 33 υ
T

Взрывной режим
Радикальные реакции

υTВзрывной режим Радикальные реакции

Слайд 34

Ферментативные реакции
υ
T
600C

Ферментативные реакцииυT600C

Слайд 35 Для большинства химических реакций выполняется правило Вант-Гоффа:

при повышении

Для большинства химических реакций выполняется правило Вант-Гоффа:при повышении температуры на каждые

температуры на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает в

2-4 раза.

T

υ

Слайд 36
υT
2
=
υT
1
γ
T2 – T1
10
где Т1 и Т2 - начальная

υT2=υT1γT2 – T110где Т1 и Т2 - начальная и конечная температура,-

и конечная температура,
- температурный коэффициент реакции
2 < γ

< 4

Слайд 37 Значительно точнее зависимость скорости и температуры описывается уравнением

Значительно точнее зависимость скорости и температуры описывается уравнением Аррениуса: -Еак/RTυ = υ 0ek = k0e-Еак/RT

Аррениуса:


-Еак/RT

υ = υ 0e
k = k0e
-Еак/RT

Слайд 38 где υ0 и k0 - коэффициенты пропорциональности, называемые

где υ0 и k0 - коэффициенты пропорциональности, называемые предэкспоненциальными множителями,Еак - энергия активации, кДж/моль.

предэкспоненциальными множителями,

Еак - энергия активации, кДж/моль.

Слайд 39 С точки зрения теории активного комплекса, энергия активации

С точки зрения теории активного комплекса, энергия активации (энергетический барьер химической

(энергетический барьер химической реакции) - это энергия образования активного

комплекса из реагирующих веществ.

Слайд 40 Активный комплекс
- промежуточная частица, в которой старые связи

Активный комплекс- промежуточная частица, в которой старые связи еще не полностью

еще не полностью разорвались, а новые - не полностью

образовались.

Слайд 41 Схема химической реакции :
А + В

Схема химической реакции :А + В А...В РА...В - активный комплекс

А...В Р
А...В - активный комплекс


Слайд 42

Н

Н I
Н2 + I2 ⮀ → 2HI
Н I

AK

Слайд 43 Энергетическая диаграмма экзотермической реакции
A … B
P
A+B
Eaк
Координата реакции
Энергия, кДж/моль

Энергетическая диаграмма экзотермической реакцииA … BPA+BEaкКоордината реакцииЭнергия, кДж/моль

Слайд 44 Энергетическая диаграмма эндотермической реакции
A … B
P
A+B
Eaк
Координата реакции
Энергия, кДж/моль

Энергетическая диаграмма эндотермической реакцииA … BPA+BEaкКоордината реакцииЭнергия, кДж/моль

Слайд 45 Энергия активации (Еак) зависит от природы реагирующих веществ

Энергия активации (Еак) зависит от природы реагирующих веществ и не зависит от температуры.

и не зависит от температуры.

Слайд 46 С повышением температуры в реакционной смеси возрастает доля

С повышением температуры в реакционной смеси возрастает доля активных молекул, способных

активных молекул, способных преодолеть энергетический барьер химической реакции, что

приводит к увеличению ее скорости.

Слайд 47 6.4 Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость химической

6.4 Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость химической реакции, но не

реакции, но не изменяющиеся в ходе процесса ни качественно,

ни количественно. Они не входят в состав продуктов реакции.

Слайд 48 С точки зрения теории активного комплекса механизм действия

С точки зрения теории активного комплекса механизм действия катализаторов в том,

катализаторов в том, что они изменяют высоту энергетического барьера

химической реакции.

Слайд 49 Координата реакции
Положительный катализатор снижает энергетический барьер реакции
Энергия, кДж/моль
Без

Координата реакцииПоложительный катализатор снижает энергетический барьер реакцииЭнергия, кДж/мольБез катали-затораС положи-тельным катализато-ром

катали-затора
С положи-тельным катализато-ром

Слайд 50 Под воздействием положи-тельного катализатора в реакционной смеси возрастает

Под воздействием положи-тельного катализатора в реакционной смеси возрастает доля активных молекул

доля активных молекул при данной температуре.

Скорость реакции увеличивается.

Слайд 51 Координата реакции
Отрицательный катализатор повышает энергетический барьер реакции
Энергия, кДж/моль
Без

Координата реакцииОтрицательный катализатор повышает энергетический барьер реакцииЭнергия, кДж/мольБез катали-затораС отрица-тельным ка-тализатором

катали-затора
С отрица-тельным ка-тализатором

Слайд 52 Под воздействием отрицательного катализатора в реакционной смеси снижается

Под воздействием отрицательного катализатора в реакционной смеси снижается доля активных молекул

доля активных молекул при данной температуре. Скорость реакции уменьшается.

Слайд 53 Практически все биохимические реакции являются ферментативными. Фермен-ты (биокатализаторы)

Практически все биохимические реакции являются ферментативными. Фермен-ты (биокатализаторы) – это вещества

– это вещества белковой природы, активированные катионами металлов.

Слайд 54 Ферменты отличаются от обычных катализаторов:
а) более высокой каталитической

Ферменты отличаются от обычных катализаторов:а) более высокой каталитической активностью;б) высокой специфичностью, т.е. избирательностью действия.

активностью;
б) высокой специфичностью, т.е. избирательностью действия.

Слайд 55 Механизм односубстратной ферментативной реакции можно представить схемой:



P+

KM
k2
Лимитирующая стадия

Механизм односубстратной ферментативной реакции можно представить схемой:P+KMk2Лимитирующая стадия

Слайд 56 Е – фермент,
S

Е – фермент,S – субстрат,ЕS –

– субстрат,
ЕS –

фермент-
субстратный комплекс,
Р – продукт

Слайд 57 Характеристикой первой стадии ферментативной реакции является КМ –

Характеристикой первой стадии ферментативной реакции является КМ – константа Михаэлиса.

константа Михаэлиса. КМ является величиной, обратной

константе равновесия.

Слайд 58
KM
KM = 10‾5–10‾3 моль/л
Чем меньше КМ, тем

KMKM = 10‾5–10‾3 моль/л Чем меньше КМ, тем устойчивее комплекс .

устойчивее комплекс .

Слайд 59 Кинетическое уравнение ферментативной реакции:
υ = k2 [ES],

Кинетическое уравнение ферментативной реакции:υ = k2 [ES], (1)где k2 –

(1)
где k2 – константа скорости, называемая числом

оборотов или молекулярной активностью фермента.

Слайд 60 k2 равна числу молекул субстрата, превращающихся в продукт

k2 равна числу молекул субстрата, превращающихся в продукт под воздействием одной

под воздействием одной молекулы фермента за 1 минуту при

250С
1×104 < k2 < 6×106 мин‾1

Слайд 61 Из-за невозможности экспериментального определения [ES], уравнение (1) преобразовали,

Из-за невозможности экспериментального определения [ES], уравнение (1) преобразовали, выразив [ES] через легко измеряемые параметры реакции.

выразив [ES] через легко измеряемые параметры реакции.

Слайд 62
υ =
[E]общ [S]
KM + [S]
k2
Кинетическое уравнение ферментативных

υ =[E]общ [S]KM + [S]k2 Кинетическое уравнение ферментативных реакций (уравнение Михаэлиса-Ментен) 1913

реакций (уравнение Михаэлиса-Ментен) 1913

Слайд 63 Произведение k2×[E]общ является величиной постоянной, которую обозначают υmax

Произведение k2×[E]общ является величиной постоянной, которую обозначают υmax (максимальная скорость) υ =υmax [S] KM + [S]

(максимальная скорость)
υ =
υmax [S]
KM + [S]

Слайд 64 При низкой концентрации субстрата KM

При низкой концентрации субстрата KM >> [S], поэтомуυ =υmaxKM[S]Кинетическое уравнение реакции 1-го порядка

>> [S],
поэтому

υ =
υmax
KM
[S]

Кинетическое уравнение реакции 1-го порядка

Слайд 65 2) При высокой концентрации субстрата Км

2) При высокой концентрации субстрата Км

поэтому
Кинетическое уравнение реакции 0-го порядка

υ = υmax

Слайд 66
Кинетическая кривая ферментативной реакции
[S]
υ
Реакция нулевого порядка
Реакция первого порядка

Кинетическая кривая ферментативной реакции[S]υРеакция нулевого порядкаРеакция первого порядка

Слайд 67 На активность ферментов оказывают влияние:
а) температура,
б) кислотность среды,

На активность ферментов оказывают влияние:а) температура,б) кислотность среды, в) наличие ингибиторов


в) наличие ингибиторов

Слайд 68
pH
рНопт
Влияние кислотности растворов на активность ферментов
k2

pHрНоптВлияние кислотности растворов на активность ферментовk2

Слайд 69 Ингибиторы ферментов – это вещества, занимающие часть активных

Ингибиторы ферментов – это вещества, занимающие часть активных центров молекул фермента,

центров молекул фермента, в результате чего скорость ферментативной реакции

уменьшается.

Слайд 70 В роли ингибиторов выступают катионы тяжелых металлов, органические

В роли ингибиторов выступают катионы тяжелых металлов, органические кислоты и другие соединения.

кислоты и другие соединения.

  • Имя файла: lektsiya-6-himicheskaya-kinetika.pptx
  • Количество просмотров: 127
  • Количество скачиваний: 0
- Предыдущая Комплект слайдов по дисциплине Инновационный менеджмент
Следующая - Аттестационная работа. Планирование работы школы в области исследовательской/ проектной деятельности

Похожие презентации

Алкины Алкины 178
Презентация по химии на тему Предмет химии Презентация по химии на тему Предмет химии 133
Презентация по химии Кислоты Презентация по химии Кислоты 151
Спирти Спирти 147
Соли Соли 127
Влияние тяжелых металлов на высшие растения Влияние тяжелых металлов на высшие растения 163
Атомы химических элементов Атомы химических элементов 130
Амины урок Амины урок 104
Сахароза Сахароза 182
ОСОБЕННОСТИ КИМ ЕГЭ 2015 ГОДА ПО ХИМИИ ОСОБЕННОСТИ КИМ ЕГЭ 2015 ГОДА ПО ХИМИИ 173
Презентация Ионы и ионная химическая связь Презентация Ионы и ионная химическая связь 146
Схема получения моноизотопного кремния Схема получения моноизотопного кремния 91
Драгоценные камни Драгоценные камни 128
Моносахариды Моносахариды 125
Пластмаси Пластмаси 112
Вплив радіонуклідів на живі організми Вплив радіонуклідів на живі організми 130
Физические свойства металлов Физические свойства металлов 99
Щелочноземельные металлы Щелочноземельные металлы 190
ПРЕЗЕНТАЦИЯ по ХИМИИ: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ПРЕЗЕНТАЦИЯ по ХИМИИ: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ 136
Презентация Лекарства химия 9 класс Презентация Лекарства химия 9 класс 227
Свойства железа Свойства железа 125
Качественные реакции Качественные реакции 120
Инертные газы Инертные газы 130
Презентация по химии Сплавы(9 класс) Презентация по химии Сплавы(9 класс) 279
Витамины и их роль в нашей жизни. Характеристика витаминов группы B Витамины и их роль в нашей жизни. Характеристика витаминов группы B 148
Презентация по химии Прием ФИШБОУН на уроках химии Презентация по химии Прием ФИШБОУН на уроках химии 220
Теория электролитической диссоциации Теория электролитической диссоциации 138
Влияние внешних условий на рост кристаллов различных солей Влияние внешних условий на рост кристаллов различных солей 115
Почему воздушный шарик улетает? Почему воздушный шарик улетает? 118
БЕТА-ЛАКТАМАЗЫ БЕТА-ЛАКТАМАЗЫ 116