Учебнометодический комплекс по дисциплине для подготовки дипломированного специалиста по направлению 240000 Химическая и биотехнологии

• Название: Учебнометодический комплекс по дисциплине для подготовки дипломированного специалиста по направлению 240000 Химическая и биотехнологии
• Дата: 08.09.2022
• Размер: 1.18 Mb.
• Имя файла: 301-001049.pdf
• Тип: Учебно-методический комплекс; #667640
• страница: 11 из 11

Тема
1. Предмет и содержание курса физической химии.
Значение физической химии для химической технологии. Исторические этапы развития физической химии.
Теоретические методы физической химии: термодинамический, квантово-механический, квантово-статистический, молекулярно- кинетический. Экспериментальные методы физической химии.
Тема
2. Химическая термодинамика, ее понятия и определения.
Система и фаза. Закрытые, открытые, изолированные системы. Гомогенные и гетерогенные системы. Однородные и неоднородные системы. Простые и смешанные фазы. Состояние системы. Параметры состояния системы. Термодинамическая система.
Уравнение состояния. Уравнение Клапейрона. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
Внутренняя энергия. Круговые процессы. Обратимые и необратимые процессы.
Квазистатические процессы. Изотермические, изохорные и изобарные процессы.
Теплоприемник и теплоотдатчик. Полная энергия системы. Экзотермические и эндотермические процессы. Энтальпия. Тепловой эффект реакции. Термохимические уравнения. Температура, давление, работа. Факторы интенсивности и экстенсивности.
Тема
3. Работа расширения идеальных газов.
Работа как вид энергии. Работа изобарного, изотермического, изохорного и адиабатного расширения газов.
Тема
4. Первый закон термодинамики. Закон Гесса и следствия.
Закон сохранения энергии в применении к термодинамическим процессам. Закон эквивалентности. Первый закон термодинамики. Закон Гесса и следствия. Зависимость тепловых эффектов от температуры. Закон Кирхгофа. Теплота образования. Теплота растворения. Теплота сгорания. Теплота нейтрализации.
Тема
5. Теплоемкость системы.
Теплоемкость системы. Истинная теплоемкость. Удельная и мольная теплоемкость. Изохорная и изобарная теплоемкость. Теплоемкость для идеальных и реальных газов. Кинетическая теория теплоемкости одно-, двух- и многоатомных молекул. Теплоемкость жидких и твердых веществ.
Тема
6. Второй закон термодинамики.
Сущность закона, его значение, статистическая природа, формулировки.
Термодинамический коэффициент полезного действия. Теорема Карно - Клаузиуса.
Обратимый цикл Карно. Аналитическое выражение второго закона термодинамики.
Тема
7. Энтропия.
Изменение энтропии в химических процессах. Энтропия и закон Гесса.
Математическое выражение 1 и 2 законов термодинамики для обратимых и необратимых

99 процессов. Энтропия и термодинамическая вероятность системы. Энтропийный фактор.
Расчет энтропии системы в химических реакциях, протекающих в стандартных условиях.
Тема
8. Химический потенциал. Правило фаз.
Химический потенциал как термодинамическая функция состояния системы.
Химический потенциал идеальных и реальных газов. Фугитивность, коэффициент фугитивности.
Фазовое равновесие. Основные понятия. Правило фаз. Закономерности фазового перехода чистого вещества. Диаграммы состояния. Однокомпонентные системы на примере фазовых диаграмм состояния воды, диоксида углерода и серы. Уравнение
Клапейрона-Клаузиуса.
Тема
9. Характеристические функции.
Характеристические функции. Термодинамические потенциалы. Энергия Гиббса.
Энергия Гельмгольца. Уравнение Гиббса-Гельмгольца. Критерии самопроизвольного протекания процессов.
Тема
10. Уравнения изотермы, изобары, изохоры химической реакции.
Константа равновесия и способы ее выражения. Зависимость константы равновесия от температуры, давления и объема. Расчеты константы равновесия химических процессов. Принцип Ле-Шателье.
Тема
11. Основные понятия и определения химической кинетики.
Элементарные реакции. Скорость химических реакций в закрытой и открытой системах. Скорости гомогенных и гетерогенных, простых и сложных химических реакций.
Методы измерения скорости реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Закон действия масс Гульдберга и Вааге. Зависимость скорости химических реакций от температуры Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
Тема
12. Молекулярность и порядок химических реакций.
Молекулярность и порядок реакции. Методы определения порядка реакции: интегральный, дифференциальный, метод подстановки, метод Оствальда-Нойеса.
Односторонние реакции нулевого, первого, второго и п- порядка. Принцип независимости протекания реакций. Формальная кинетика простых реакций в реакторах идеального вытеснения и идеального смешения при стационарном процессе.
Тема
13. Формальная кинетика сложных реакций.
Параллельные и последовательные реакции. Метод квазистационарных концентраций.
Тема
14. Теория элементарного химического акта.
Теория активных соударений. Теория активированного комплекса. Теория абсолютных скоростей.

100
Тема
15. Цепные реакции и особенности их кинетики.
Простые и разветвленные цепи. Возникновение и обрыв цепей. Кинетика цепных реакций.
Тема
16. Катализ и катализаторы.
Механизм каталитической реакции. Специфичность катализа. Активность и селективность катализаторов, промотирование и отравление катализаторов. Особенности кинетики каталитических реакций.
Тема
17. Гомогенный катализ.
Виды гомогенного катализа. Кислотно-основной гомогенный катализ: общий и специфический. Особенности кинетики гомогенно-каталитических реакций. Гомогенный катализ в газовой фазе.
Тема
18. Гетерогенный катализ.
Виды гетерогенного катализа. Механизм гетерогенного катализа. Адсорбция на поверхности катализатора. Макрокинетика гетерогенного катализа. Области протекания гетерогенного катализа: внешнекинетическая, адсорбционная и промежуточная; внешне- диффузионная и промежуточная; внутридиффузионная и внутрикинетическая.
Тема
19. Фотохимические реакции.
Законы фотохимии: Гротгуса-Дрепенра, Эйнштейна-Штарка, Вант - Гоффа.
Кинетика фотохимических реакций. Закон Ламберта-Беера.
Тема
20. Идеальные и предельно разбавленные растворы.
Идеальные и предельно разбавленные растворы. Химический потенциал компонентов в идеальном и реальном растворах. Законы Рауля и Генри для идеальных растворов. Отклонения реальных растворов от законов идеальных систем. Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности, их экспериментальное определение.
Тема
21. Законы Коновалова и основные принципы разделения жидких бинарных
смесей
.
Законы Коновалова и основные принципы разделения жидких бинарных смесей.
Диаграммы равновесия системы жидкость-пар для простых и азеотропных смесей.
Давление пара над системой взаимно нерастворимых жидкостей. Принцип перегонки с водяным паром.
Тема
22. Разбавленные растворы и их свойства.
Разбавленные растворы и их свойства: давление пара (закон Рауля), понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов. Криоскопическая и эбулиоскопическая константы и их использование для определения молярной массы неэлектролитов. Электролиты. Изотонический коэффициент и его связь с кажущейся степенью диссоциации электролита в растворе.

101
Тема
23. Осмос. Уравнения Вант-Гоффа и Нернста-Шилова.
Уравнение Вант-Гоффа для осмотического давления. Его практическое применение. Уравнение Нернста-Шилова и его применение для расчета экстракции из растворов.
Тема
24. Электрохимия растворов.
Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Степень диссоциации и факторы на нее влияющие. Закон разведения Оствальда. Уравнение Вант-Гоффа.
Основные понятия теории сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Активность и коэффициент активности электролитов в растворе и их зависимость от ионной силы.
Водородный показатель растворов и его измерение. Буферные растворы, буферная емкость.
Тема
25. Электропроводность растворов электролитов.
Удельная, молярная и эквивалентная электропроводности растворов электролитов, взаимосвязь между ними. Их зависимость от концентрации. Подвижность ионов и факторы ее определяющие. Числа переноса ионов в растворе электролита.
Тема
26. Электрический потенциал на границе электрод-раствор.
Возникновение скачка электрического потенциала на границе электрод-раствор.
Строение двойного электрического слоя. Понятие об электрохимическом потенциале и условие электрохимического равновесия на границе раздела фаз. Диффузионный потенциал. Уравнение Нернста. Классификация электродов и зависимость их потенциалов от состава растворов.
Тема
27. Гальванические элементы и их классификация. Реакции на электродах.
Классификация гальванических элементов. Схемы гальванических элементов.
Полуреакции на электродах и расчет ЭДС. Использование измерений ЭДС для расчета термодинамических характеристик, окислительно-восстановительных реакций, коэффициентов активности электролитов в растворах, стандартных потенциалов электродов. Электроды первого и второго рода. Газовые и амальгамные электроды.
Окислительно-восстановительные электроды.
Тема
28. Электролиз растворов и расплавов электролитов. Законы Фарадея.
Сущность электролиза. Процессы, протекающие на электродах. Особенности электролиза растворов и расплавов электролитов. Законы Фарадея, математическое выражение законов Фарадея. Практическое их значение.
Вопросы для самостоятельного изучения
1.
Диаграмма состояния воды.
2.
Диаграмма состояния диоксида углерода.
3.
Диаграмма состояния серы
4.
Ионная сила раствора. Правило постоянства ионной силы Льюиса и Рендала.
5.
Теория электродного потенциала Писаржевского-Изгарышева-Герни

102 6.
Химические и концентрационные цепи.
7.
Кинетика реакций в реакторе идеального вытеснения.
8.
Кинетика реакций в реакторе идеального смешения.
9.
Адсорбция, как стадия гетерогенных каталитических реакций. Изотерма адсорбции по
Лэнгмюру.
10.
Кинетика гетерогенно-каталитических реакций на равнодоступной поверхности.
11.
Макрокинетика гетерогенно-каталитических процессов. Внешняя диффузия. Внутренняя диффузия. Области протекания гетерогенно-каталитических реакций
12.
Окислительно-восстановительный гомогенный катализ.
Задачи для самостоятельной работы
1.
Превращение пероксида бензоила в диэтиловый эфир (реакция первого порядка) при 333К прошло за 10 мин на 75,2%. Вычислите константу скорости реакции.
2.
Определите работу изобарного обратимого расширения 3 моль идеального газа при его нагревании от 298 до 400 К.
3.
Раствор сахара концентрации 0,3 моль/л в течение 30 мин инвертируется на 33%.
Через какое время инвертируется 80 и 90% сахара?
4.
Определите тепловой эффект реакции А1 2
0 3
корунд
+ 3S0 3
→
A1 2
(S0 4
)
3 кр.
+ ДU
х
, если реакция протекает при 298К в автоклаве при постоянном объеме, а тепловой эф- фект при Р = const равен - 573,4 кДж.
5.
Определите ДН
0
, ДU
0
, ДА
0
, ДG°, ДS
0
при стандартных условиях и 298К для реакции
С
2
Н
2
+ 2Н
2 0
(Ж)
= СНзСООН
(
ж) + Н
2 6.
На какую величину при Т = 298К отличается тепловой эффект сгорания нафталина при постоянном давлении Q
P
ОТ теплового эффекта при постоянном объеме Q
v согласно реакции C
10
H
8
(т) + 12O
2
= 10 СO
2
+ 4 Н
2 0 (ж) + Q
P
7.
Определите порядок реакции превращения цианата аммония в мочевину по следующим данным:
С, кмоль/моль ............... 0,2 0,1 0,05 ф, ч ...................................... 9,45 19,15 37,07 8.
В некоторой мономолекулярной реакции половина вещества распадается за 1000 с.
Сколько времени необходимо для разложения 0,9 ч первоначального количества?
9.
При омылении гидроксидом натрия в течение 10 мин омыляется 20% метилацетата, если начальные концентрации растворов составляют 0,01 моль/л. Какова будет концентрация метилового спирта через 30 мин после начала реакции?
10.
Энтальпии образования С
2
Н
2
, СO
2
и Н
2
O (ж) соответственно равны 226,5; - 393,1 и
- 285,6 кДж/моль. Сколько теплоты можно получить при сгорании 5 моль ацетилена?
11.
В некоторой реакции при изменении начальной концентрации от 0,502 до 1,007 моль/л период полупревращения уменьшается от 51 до 25 с. Вычислите порядок и константу скорости реакции,
12.
Рассчитайте теплоту испарения диэтилового эфира по уравнению Клапейрона -
Клаузиуса, если при нормальной температуре кипения (307,9 К) температурный коэффициент давления насыщенного пара равен 3,53 *10 Па/К, а давление 1 моля

103 идеального пара вещества равно 1,0132 * 10 Па.
13.
При изучении кинетики реакция превращения бензальдегида в бензоил получены данные:
Т, К
313,2 323,1 333,2
К
-1
, мин
0,026 0,048 0,089
Определите энергию активации этого превращения.
14.
Рассчитайте теплоту испарения диэтилового эфира по уравнению Клапейрона-
Клаузиуса, если при нормальной температуре кипения (307,9 К) температурный коэффициент давления насыщенного пара равен 3,53 *10 3
Па/К, а давление 1 моля идеального пара вещества равно 1,0132 * 10 Па.
15.
Определите температуру кипения водного раствора, содержащего 0,02 моль нелетучего вещества в 400 г воды (К
эб
. воды = 0,512 град/моль).
16.
Раствор, содержащий 0,8718 моль/л тросникового сахара, при температуре 291 К изоосмотичен с раствором хлорида натрия, содержащего 0,5 моль/л NaCl.
Определите кажущуюся степень диссоциации и коэффициент Вант-Гоффа для хлорида натрия.
17.
Для 0,01 н раствора KCl удельное сопротивление равно 709,22 Ом
-1
*см. Вычислите удельную ч и эквивалентную л электрические проводимости.
18.
Определите ионную силу раствора, содержащего 0,001 моль H
2
SO
4 и MgSO
4 на
1000 г воды при 298 К.
19.
При пропускании электрического тока через слаборазбавленную серную кислоту выделяется на катоде в течение 5 минут 40 мл водорода, измеренного при 298 К и 1 атм. Какие процессы идут на электродах? Определите силу тока, проходящего через электролит.
20.
Вычислите степень диссоциации воды при 298 К, используя удельную электрическую проводимость воды, плотность и подвижности ионов.

104
V. Текущий контроль студентов
1. Неупорядоченный способ передачи энергии:
1.
Совершение работы
2.
Теплообмен
2. Величина, зависящая только от природы вещества и состояния системы, называется:
1.
Константа
2.
Функция процесса
3.
Функция состояния
3. Количество энергии, необходимое для нагрева 1 моля или 1 г вещества на 1 К – это:
1.
Энтропия
2.
Энергия Гиббса
3.
Теплоемкость
4.
Универсальная газовая постоянная
4. Изохорно-изотермический потенциал:
1.
Энергия Гиббса
2.
Энергия Гельмгольца
3.
Энтальпия
4.
Энтропия
5. Условие термодинамического равновесия в изолированной системе:
1.
ДG=0 2.
ДG<0 3.
ДS=0 4.
ДS>0 6. 9
MN #M
0
;
0
=
MN #M
O
=
O
;
– работа расширения идеального газа в:
1.
Изохорных условиях
2.
Изобарных условиях
3.
Изотермических условиях
4.
Изобарно-изотермических условиях
7. Разница между энтальпийной составляющей и энтропийной составляющей процесса есть:
1.
Свободная энергия
2.
Энергия Гиббса
3.
Внутренняя энергия
8.
P
N
1.
Уравнение Гиббса-Гельмгольца
2.
Уравнение Клапейрона

105 3.
Уравнение Майера
9. Химическое равновесие системы характеризует:
1.
Химический потенциал
2.
Константа равновесия
3.
Изменение внутренней энергии
10. Химический потенциал это:
1.
Отношение изменения величины термодинамического потенциала вещества к изменению количества этого вещества в системе
2.
Характеристика реакционной способности вещества
3.
Сумма кинетической и потенциальной энергий взаимодействия частиц в ходе химической реакции
11. Согласно уравнению Кирхгоффа, температурный коэффициент теплового эффекта реакции равен:
1.
Изменению теплоемкости при реакции
2.
Универсальной газовой постоянной
3.
Стандартной энтропии
12. При фазовом переходе:
1.
Величина энтропии не меняется
2.
Изменяется скачкообразно
3.
Всегда больше нуля
4.
Изменяется линейно
13. Условие термодинамического равновесия в закрытой системе:
1.
ДG=0 2.
ДG<0 3.
ДS=0 4.
ДS>0 14. Моляльность – это:
1.
Количество молей вещества в 1 литре раствора
2.
Количество молей вещества, отнесенное к сумме молей вещества и растворителя
3.
Количество молей в 1 кг раствора
15. К коллигативным свойствам относятся:
1.
Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания
2.
Повышение температуры кипения и осмотическое давление
3.
Повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания и осмотическое давление

106 16.
Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его …. в растворе:
1.
Мольной доле
2.
Молярности
3.
Моляльности
17. Зависит ли криоскопическая константа растворителя от температуры раствора:
1.
Изменяется пропорционально температуре
2.
Изменяется обратно пропорционально температуре
3.
Не зависит
18. Осмотическое давление раствора имеет зависимость от температуры и концентрации вида:
1.
р=CRT
2.
р=C
RT
3.
р=CRT
2 19. Для учета отклонений коллигативных свойств растворов электролитов от законов
Рауля и Вант-Гоффа применяется:
1.
Степень диссоциации
2.
Константа диссоциации
3.
Изотонический коэффициент
20. Повышение температуры кипения раствора с концентрацией 1 моль/кг – это:
1.
Криоскопическая постоянная
2.
Эбулиоскопическая постоянная
3.
Коэффициент Вант-Гоффа
21. Качественная теория, описывающая сильные электролиты:
1.
Теория Аррениуса
2.
Теория Дебая-Хюккеля
3.
Теория электролитической диссоциации
22. Отношение числа молекул распавшихся на ионы к общему числу молекул вещества в растворе:
1.
Изотонический коэффициент
2.
Коэффициент Вант-Гоффа
3.
Степень диссоциации
4.
Константа диссоциации
23. Что является условием истинного термодинамического равновесия между фазами в гетерогенной системе:
1.
Равенство химических потенциалов каждого компонента во всех фазах, в которых этот компонент содержится
2.
Равенство значений энергий Гиббса компонента во всех фазах, в которых этот

107 компонент содержится
3.
Значение константы равновесия равное 1 4.
Значение константы равновесия равное 0 24. Согласно правилу фаз Гиббса, для системы, равновесие в которой зависит только от давления и температуры, число степеней свободы равняется:
1.
s=k + n – f
2.
s=k + 3 – f
3.
s=k + 2 – f
25. Согласно принципу соответствия, каждому сочетанию фаз в равновесной системе на диаграмме состояния соответствует …:
1.
Определенный геометрический образ
2.
Линия равновесия
3.
Уравнение зависимости S=f(P,T)
26. Вещества обладающие полиморфизмом:
1.
Не имеют тройной точки
2.
Имеют более одной тройной точки
3.
Не бывают в жидком агрегатном состоянии
4.
В твердом виде существуют в нескольких кристаллических модификациях
27. Константа скорости реакции:
1.
Величина постоянная
2.
Величина постоянная для данной реакции при данной температуре
3.
Величина постоянная для данной реакции
28. V=k·C
2
– это кинетическое уравнение реакции:
1.
0-го порядка
2.
1-го порядка
3.
2-го порядка
29. Число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического превращения – это:
1.
Порядок реакции
2.
Молекулярность реакции
3.
Сумма стехиометрических коэффициентов
30. Минимальная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести к химическому взаимодействию – это:
1.
Внутренняя энергия
2.
Энергия активации
3.
Кинетическая энергия молекулы

108 31. Влияние температуры на скорость реакции описывается:
1.
Уравнением Вант-Гоффа
2.
Уравнением Аррениуса
3.
Обоими из представленных уравнений
4.
Ни одним из представленных уравнений
32. В каких реакциях передача энергии для активации вступающих во взаимодействие молекул осуществляется в виде квантов электромагнитного излучения:
1.
В фотохимических
2.
В цепных
3.
В электрохимических
33. Что происходит в каталитических реакциях с энергией активации:
1.
Увеличивается
2.
Уменьшается
3.
Остается неизменной
34. Каталитическая реакция, идущая на поверхности раздела фаз:
1.
Диффузия веществ к поверхности катализатора
2.
Гетерогенный катализ
3.
Ферментативный катализ
35. Процесс каталитического ускорения реакции одним из продуктов ее реакции:
1.
Гетерогенный катализ
2.
Автокатализ
3.
Промотирование
36. При протекании нескольких параллельных реакций отношением концентрации основного продукта к сумме концентраций всех продуктов, называется:
1.
Выход реакции
2.
Селективность
3.
Выход главной реакции
4.
Интегральная селективность
37. Для реакции вида 9
:
;
< 4
:
=
< с ростом соотношения k
2
/k
1
максимум на кинетической кривой для промежуточного вещества:
1.
Становится выше
2.
Смещается от начала координат
3.
Становится выше и смещается от начала координат
4.
Становится ниже и смещается к началу координат
5.
Становится выше и смещается к началу координат
38. Может ли катализатор вызывать ускорение реакции при условии ДG>0:
1.
Да
2.
Нет

109
VI. БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
Основная учебная литература
1. Афанасьев, Б. Н. Физическая химия [Электронный ресурс] : учебное пособие для студентов вузов, обучающихся по направлениям «Химическая технология»,
«Биотехнология» и «Энерго- и ресурсосберегающие процессы в химической технологии, нефтехимии и биотехнологии» / Б. Н. Афанасьев, Ю. П. Акулова ; Издательство "Лань"
(ЭБС).
–
Санкт-Петербург : Лань, 2012. – 464 с. – Режим доступа: http://e.lanbook.com/view/book/4312/.
Дополнительная учебная, учебно-методическая литература
1.
Горшков, В. И. Основы физической химии [Электронный ресурс] : учебник для студентов вузов, обучающихся по направлению и специальности «Биология» / В. И.
Горшков, И. А. Кузнецов ; Университетская библиотека онлайн (ЭБС). – Москва :
БИНОМ.
Лаборатория знаний,
2011.
–
408 с.
–
Режим доступа: http://www.biblioclub.ru/book/95504/.
2.
Кругляков, П. М. Физическая и коллоидная химия [Текст] : учеб. пособие для студ., обучающихся по строительным спец. / П. М. Кругляков, Т. Н. Хаскова. – 2-е изд., испр. – Москва : Высш. шк., 2007. – 319 с.
3.
Физическая и коллоидная химия. Практикум [Электронный ресурс] : учебное пособие для студентов, обучающихся по направлениям «Техносферная безопасность»
(профиль «Инженерная защита окружающей среды»), «Строительство» (профиль
«Производство строительных материалов, изделий и конструкций»), «Эксплуатация транспортно-технологических машин и комплексов» (профиль «Автомобильные дороги и аэродромы») / П. М. Кругляков [и др.] ; Издательство "Лань" (ЭБС). – Санкт-Петербург :
Лань, 2013. – 288 с. – (Учебники для вузов. Специальная литература). – Режим доступа: http://e.lanbook.com/view/book/5246/.
Дополнительная литература
1. Журнал физической химии [Текст]. – Выходит ежемесячно.
2010 № 1-6;
2. Краткий справочник физико-химических величин [Текст] / А. М. Пономарева, А.
А. Равдель, Н. М. Барон . – 10-е изд., испр. и доп. – Санкт-Петербург : Иван Федоров,
2003. – 272 с.
3. Краткий справочник физико-химических величин [Текст] : справочное издание / под ред. К. П. Мищенко, А. А. Равделя. – Изд. 7-е, испр. – Ленинград : Химия, 1974. – 200 с.
4. Новый справочник химика и технолога : Химическое равновесие. Свойства растворов [Текст] : научное издание / [ред. С. А. Симанова]. – Санкт-Петербург :
Профессионал, 2006. – 998 с.
5. Новый справочник химика и технолога. Основные свойства неорганических, органических и элементоорганических соединений [Текст] : научное издание / [ред. Н. К.
Скворцов [и др.]. – Санкт-Петербург : Профессионал, 2007. – 1276 с.
6. Рабинович, В. А. Краткий химический справочник [Текст] / В. А. Рабинович, З.
Я. Хавин ; под общ. ред. : А. А. Потехина, А. И. Ефимова. – Ленинград : Химия, 1991. –
432 с.