function view_name($link) { require ("connect.php"); $query = "SELECT name FROM `menu1` WHERE id='$link' limit 1"; $result = mysql_query($query); $row = mysql_fetch_array($result); $name = $row["name"]; echo $name; } function view_name_test($link) { require ("connect.php"); $query = "SELECT name FROM `menu_test` WHERE id='$link' limit 1"; $result = mysql_query($query); $row = mysql_fetch_array($result); $name = $row["name"]; echo $name; } function view_name_test2($link) { require ("connect.php"); $query = "SELECT name FROM `test` WHERE id='$link' limit 1"; $result = mysql_query($query); $row = mysql_fetch_array($result); $name = $row["name"]; echo $name; } function colvo_test($link) { require ("connect.php"); $query = "SELECT sum FROM `test` WHERE id='$link' limit 1"; $result = mysql_query($query); $row = mysql_fetch_array($result); $sum = $row["sum"]; return $sum; } function colvo_book($link) { require ("connect.php"); $query = "SELECT id FROM `info` WHERE parent_menu='$link'"; $result = mysql_query($query); $n=mysql_numrows($result); echo $n; } function img_resize($src, $dest, $width, $height, $rgb=0xFFFFFF, $quality=75) { if (!file_exists($src)) return false; $size = getimagesize($src); if ($size === false) return false; $format = strtolower(substr($size['mime'], strpos($size['mime'], '/')+1)); $icfunc = "imagecreatefrom" . $format; if (!function_exists($icfunc)) return false; $isrc = $icfunc($src); $idest = imagecreatetruecolor($width, $height); imagecopyresampled($idest, $isrc, 0, 0, 0, 0, ImageSX($idest), ImageSY($idest), ImageSX($isrc), ImageSY($isrc)); imagejpeg($idest, $dest, $quality); imagedestroy($isrc); imagedestroy($idest); return true; } function menu_obraz_res($id) { $query = "SELECT cleft, cright FROM `adv_catalogue` WHERE id='$id' limit 1"; $result = mysql_query($query); $row = mysql_fetch_array($result); $cleft = $row["cleft"]; $cright = $row["cright"]; $query = "SELECT cleft FROM `adv_catalogue` WHERE cleft>'$cleft' AND cleft<'$cright'"; $result = mysql_query($query); $row = mysql_fetch_array($result); $cleft = $row["cleft"]; echo $name; } function encode($in_str, $charset) { $out_str = $in_str; if ($out_str && $charset) { // define start delimimter, end delimiter and spacer $end = "?="; $start = "=?" . $charset . "?B?"; $spacer = $end . "\r\n " . $start; // determine length of encoded text within chunks // and ensure length is even $length = 90- strlen($start) - strlen($end); $length = floor($length/2) * 2; // encode the string and split it into chunks // with spacers after each chunk $out_str = base64_encode($out_str); $out_str = chunk_split($out_str, $length, $spacer); // remove trailing spacer and // add start and end delimiters $spacer = preg_quote($spacer); $out_str = preg_replace("/" . $spacer . "$/", "", $out_str); $out_str = $start . $out_str . $end; } return $out_str; } function strings_isemail($string) { return preg_match('%[-\\.\\w]+@[-\\w]+(?:\\.[-\\w]+)+%', $string); } function strings_clear($string) { $string = trim($string); $string = stripslashes($string); return htmlspecialchars($string, ENT_QUOTES); } function strings_stripstring($text, $wrap, $length) { $text = preg_replace('%(\\S{'.$wrap.'})%', '\\\\1 ', $text); return substr($text, 0, $length); } function sovp($num) { switch($num%10) { case "1": echo""; break; case "2": echo""; break; case "3": echo""; break; case "4": echo""; break; default: echo""; break; } } ?> if (isset($_POST['auth_name'])) { $name=mysql_real_escape_string($_POST['auth_name']); $pass=mysql_real_escape_string($_POST['auth_pass']); $query = "SELECT name FROM user WHERE log='$name' AND pass='$pass'"; $res = mysql_query($query) or trigger_error(mysql_error().$query); if ($row = mysql_fetch_assoc($res)) { session_start(); $_SESSION['user_id'] = $row['id']; $_SESSION['ip'] = $_SERVER['REMOTE_ADDR']; $_SESSION['name'] = $row['name']; } header("Location: http://".$_SERVER['HTTP_HOST'].$_SERVER['REQUEST_URI']."?link=$_POST[l]&type=$_POST[t]"); exit; } if (isset($_GET['action']) AND $_GET['action']=="logout") { session_start(); session_destroy(); header("Location: http://".$_SERVER['HTTP_HOST']."/"); exit; } if (isset($_REQUEST[session_name()])) session_start(); ?>
|
||||||||||||
: , 4 2024
|
Галогены
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. ЭЛЕМЕНТЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ2. ГалогеныСвойства элементов VII A группы.
Электронные конфигурации внешнего валентного слоя галогенов относятся к типу ns2np5 (n == 2, (n == 2, 3, 4 и 5 соответственно у фтора, хлора, брома и иода). Такие электронные конфигурации обусловливают типичные окислительные свойства галогенов — способностью присоединять электроны обладают все галогены, хотя при переходе к иоду окислительная способность галогенов ослабляется.При обычных условиях галогены существуют в виде простых веществ, состоящих из двухатомных молекул типа Hal2 с ковалентными связями. Физические свойства галогенов существенно различаются: при нормальных условиях фтор — газ, который трудно сжижается, хлор — также газ, но сжижается легко, бром — жидкость, иод — твердое вещество. галогенов существенно различаются: при нормальных условиях фтор — газ, который трудно сжижается, хлор — также газ, но сжижается легко, бром — жидкость, иод — твердое вещество.Химические свойства. В отличие от всех других галогенов фтор во всех своих соединениях проявляет только одну степень окисления 1- и не проявляет переменной валентности. Для других галогенов наиболее характерной степенью окисления также является 1-, однако, благодаря наличию свободных d-орбиталей на внешнем уровне они могут проявлять и другие нечетные степени окисления от 1+ до 7+ за счет частичного или полного распаривания валентных электронов. В отличие от всех других галогенов фтор во всех своих соединениях проявляет только одну степень окисления 1- и не проявляет переменной валентности. Для других галогенов наиболее характерной степенью окисления также является 1-, однако, благодаря наличию свободных d-орбиталей на внешнем уровне они могут проявлять и другие нечетные степени окисления от 1+ до 7+ за счет частичного или полного распаривания валентных электронов. Наибольшей активностью обладает фтор. Большинство металлов даже при комнатной температуре загорается в его атмосфере, выделяя большое количество теплоты, например: ns2np5 (n == 2, (n == 2, 3, 4 и 5 соответственно у фтора, хлора, брома и иода). Такие электронные конфигурации обусловливают типичные окислительные свойства галогенов — способностью присоединять электроны обладают все галогены, хотя при переходе к иоду окислительная способность галогенов ослабляется.При обычных условиях галогены существуют в виде простых веществ, состоящих из двухатомных молекул типа Hal2 с ковалентными связями. Физические свойства галогенов существенно различаются: при нормальных условиях фтор — газ, который трудно сжижается, хлор — также газ, но сжижается легко, бром — жидкость, иод — твердое вещество. галогенов существенно различаются: при нормальных условиях фтор — газ, который трудно сжижается, хлор — также газ, но сжижается легко, бром — жидкость, иод — твердое вещество.Химические свойства. В отличие от всех других галогенов фтор во всех своих соединениях проявляет только одну степень окисления 1- и не проявляет переменной валентности. Для других галогенов наиболее характерной степенью окисления также является 1-, однако, благодаря наличию свободных d-орбиталей на внешнем уровне они могут проявлять и другие нечетные степени окисления от 1+ до 7+ за счет частичного или полного распаривания валентных электронов. В отличие от всех других галогенов фтор во всех своих соединениях проявляет только одну степень окисления 1- и не проявляет переменной валентности. Для других галогенов наиболее характерной степенью окисления также является 1-, однако, благодаря наличию свободных d-орбиталей на внешнем уровне они могут проявлять и другие нечетные степени окисления от 1+ до 7+ за счет частичного или полного распаривания валентных электронов. Наибольшей активностью обладает фтор. Большинство металлов даже при комнатной температуре загорается в его атмосфере, выделяя большое количество теплоты, например: 2 с ковалентными связями. Физические свойства галогенов существенно различаются: при нормальных условиях фтор — газ, который трудно сжижается, хлор — также газ, но сжижается легко, бром — жидкость, иод — твердое вещество. галогенов существенно различаются: при нормальных условиях фтор — газ, который трудно сжижается, хлор — также газ, но сжижается легко, бром — жидкость, иод — твердое вещество.Химические свойства. В отличие от всех других галогенов фтор во всех своих соединениях проявляет только одну степень окисления 1- и не проявляет переменной валентности. Для других галогенов наиболее характерной степенью окисления также является 1-, однако, благодаря наличию свободных d-орбиталей на внешнем уровне они могут проявлять и другие нечетные степени окисления от 1+ до 7+ за счет частичного или полного распаривания валентных электронов. В отличие от всех других галогенов фтор во всех своих соединениях проявляет только одну степень окисления 1- и не проявляет переменной валентности. Для других галогенов наиболее характерной степенью окисления также является 1-, однако, благодаря наличию свободных d-орбиталей на внешнем уровне они могут проявлять и другие нечетные степени окисления от 1+ до 7+ за счет частичного или полного распаривания валентных электронов. Наибольшей активностью обладает фтор. Большинство металлов даже при комнатной температуре загорается в его атмосфере, выделяя большое количество теплоты, например: Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (водородом, S, С, Si, P), выделяя при этом также большое количество теплоты: При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме: по схеме: где Hal = Cl, Br, I, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома и иода равны 1+. Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными газами: Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер: Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов, например: Для этих реакций, как и для всех других, очень важны условия их протекания. Так, при комнатной температуре хлор с водородом не реагирует; при нагревании эта реакция протекает, но оказывается сильно обратимой, а при мощном облучении протекает необратимо (со взрывом) по цепному механизму. Хлор вступает в реакции со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами: Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами: а также обратимо реагирует с водой: Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой. Хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала 1- (в НС1), у других 1+ (в хлорноватистой кислоте НОС1). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами. Химическая активность брома меньше, чем фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора. Являясь более “мягким” реагентом, бром находит широкое применение в органической химии. Отметим, что бром, так же как и хлор, растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую “бромную воду”, тогда как иод практически в воде нерастворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует “йодной воды”. Получение галогенов. Наиболее распространенным технологическим методом получения фтора и хлора является электролиз расплавов их солей. Бром и иод в промышленности, как правило, получают химическим способом. Наиболее распространенным технологическим методом получения фтора и хлора является электролиз расплавов их солей. Бром и иод в промышленности, как правило, получают химическим способом.В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту, например: 1- (в НС1), у других 1+ (в хлорноватистой кислоте НОС1). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами. Химическая активность брома меньше, чем фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора. Являясь более “мягким” реагентом, бром находит широкое применение в органической химии. Отметим, что бром, так же как и хлор, растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую “бромную воду”, тогда как иод практически в воде нерастворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует “йодной воды”. Получение галогенов. Наиболее распространенным технологическим методом получения фтора и хлора является электролиз расплавов их солей. Бром и иод в промышленности, как правило, получают химическим способом. Наиболее распространенным технологическим методом получения фтора и хлора является электролиз расплавов их солей. Бром и иод в промышленности, как правило, получают химическим способом.В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту, например: Еще более эффективно окисление проводится перманганатом калия. Галогеноводороды. Все галогеноводороды при обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду HF — НС1 — HBr — HI падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде. Так, при комнатной температуре в 1 объеме воды можно растворить около 400 объемов НСl, 530 объемов HBr и около 400 объемов HI.При растворении галогеноводородов в воде происходит их диссоциация на ионы и образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Причем при растворении HI, HBr и НС1 диссоциируют почти полностью, поэтому образующиеся кислоты относятся к числу сильных. В отличие от них фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой. Это объясняется ассоциацией молекул HF вследствие возникновения между ними водородных связей. Таким образом, сила кислот уменьшается от HI к НF. Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Н+. Поэтому кислоты HHal реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.Все галогениды металлов, за исключением солей Ag и РЬ, хорошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов серебра позволяет использовать обменную реакцию типа Все галогеноводороды при обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду HF — НС1 — HBr — HI падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде. Так, при комнатной температуре в 1 объеме воды можно растворить около 400 объемов НСl, 530 объемов HBr и около 400 объемов HI.При растворении галогеноводородов в воде происходит их диссоциация на ионы и образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Причем при растворении HI, HBr и НС1 диссоциируют почти полностью, поэтому образующиеся кислоты относятся к числу сильных. В отличие от них фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой. Это объясняется ассоциацией молекул HF вследствие возникновения между ними водородных связей. Таким образом, сила кислот уменьшается от HI к НF. Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Н+. Поэтому кислоты HHal реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.Все галогениды металлов, за исключением солей Ag и РЬ, хорошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов серебра позволяет использовать обменную реакцию типа +. Поэтому кислоты HHal реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.Все галогениды металлов, за исключением солей Ag и РЬ, хорошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов серебра позволяет использовать обменную реакцию типа как качественную для обнаружения соответствующих ионов. В результате реакции AgCl выпадает в виде осадка белого цвета, AgBr — желтовато-белого, AgI — ярко-желтого цвета.В отличие от других галогеноводородных кислот плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV): цвета. AgI — ярко-желтого цвета.В отличие от других галогеноводородных кислот плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV): цвета.В отличие от других галогеноводородных кислот плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV): Так как оксид кремния входит в состав стекла, то плавиковая кислота разъедает стекло, и поэтому в лабораториях ее хранят в сосудах из полиэтилена или тефлона. Кислородсодержащие соединения галогенов. Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в которых они обладают положительной степенью окисления. Наиболее важными из таких соединений являются кислородсодержащие кислоты галогенов типа НСlOn (n = 1— 4) и соответствующие им соли и ангидриды. Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в которых они обладают положительной степенью окисления. Наиболее важными из таких соединений являются кислородсодержащие кислоты галогенов типа НСlOn (n = 1— 4) и соответствующие им соли и ангидриды.Рассмотрим структурные формулы этих кислот: Хлорноватистая Хлористая Хлорноватая Хлорная Для диссоциации по кислотному типу необходим разрыв связи О—Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO — HClO2 — НClO3 — НClO4? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи О—С1 оттягивается некоторая доля электронной плотности. В результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи О—Н, которая за счет этого ослабляется.Такая закономерность — усиление кислотных свойств с возрастанием степени окисления центрального атома — характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кислота HNO3, в которой степень окисления азота равна 5+, является более сильной кислотой, чем азотистая кислота HNO2 (степень окисления азота 3+); серная кислота H2SO4 (S6+SO4 (S6+) — более сильная, чем сернистая кислота Н2SО3 (S4+).). 2 — НClO3 — НClO4? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи О—С1 оттягивается некоторая доля электронной плотности. В результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи О—Н, которая за счет этого ослабляется.Такая закономерность — усиление кислотных свойств с возрастанием степени окисления центрального атома — характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кислота HNO3, в которой степень окисления азота равна 5+, является более сильной кислотой, чем азотистая кислота HNO2 (степень окисления азота 3+); серная кислота H2SO4 (S6+SO4 (S6+) — более сильная, чем сернистая кислота Н2SО3 (S4+).). 3, в которой степень окисления азота равна 5+, является более сильной кислотой, чем азотистая кислота HNO2 (степень окисления азота 3+); серная кислота H2SO4 (S6+SO4 (S6+) — более сильная, чем сернистая кислота Н2SО3 (S4+).).Из солей кислородсодержащих кислот хлора наибольшее значение имеют бертолетова соль (хлорат калия) КсlO3 и хлорная (“белильная”) известь. В лабораторной практике КClO3 широко используется для получения О2 (в присутствии MnO2 в качестве катализатора).Хлорную известь получают действием хлора на гидроксид кальция (“гашеную известь”): 3 и хлорная (“белильная”) известь. В лабораторной практике КClO3 широко используется для получения О2 (в присутствии MnO2 в качестве катализатора).Хлорную известь получают действием хлора на гидроксид кальция (“гашеную известь”): Получаемую смесь называют хлорной известью. Если формально просуммировать состав хлорной извести, то его можно выразить как CaOCl2. Таким образом, хлорная известь представляет собой смешанную соль — хлорид-гипохлорит кальция.Галогениды. Хлорид натрия (другие названия: каменная соль, поваренная соль, галит) NaCl является приправой к пище, служит сырьем для получения гидроксида натрия, хлора, соляной кислоты, соды и др.; используется для консервирования пищевых продуктов. Хлорид калия КСl — ценное калийное удобрение. Хлорид цинка ZnCl2 используется для пропитки древесины в целях предохранения от гниения; применяется также при паянии для смачивания поверхности металла (устраняет пленку оксида и припой хорошо пристает к металлу); известны кристаллогидраты ZnCl2 Ч nН2О. Хлорид бария . Хлорид бария BaCl2 — ядовитое вещество, применяемое для борьбы с вредителями сельского хозяйства (свекловичным долгоносиком, луговым мотыльком и др.). Хлорид кальция CaCl2 (безводный) — широко применяется для осушки газов (при этом образуется кристаллогидрат соли СаСl2 Ч 6Н2OO2 Ч 6Н2OO) и в медицине. Хлорид алюминия АlCl33 (безводный) часто используется как катализатор при органических синтезах. Хлорид ртути (II), или сулема, HgCl2 — — сильный яд; очень разбавленные растворы соли применяются как сильнодействующее дезинфицирующее средство; используется также для протравливания семян, дубления кожи, в органическом синтезе. Хлорид серебра ; очень разбавленные растворы соли применяются как сильнодействующее дезинфицирующее средство; используется также для протравливания семян, дубления кожи, в органическом синтезе. Хлорид серебра AgCl — малорастворимая соль, используется в фотографии. 2. Таким образом, хлорная известь представляет собой смешанную соль — хлорид-гипохлорит кальция.Галогениды. Хлорид натрия (другие названия: каменная соль, поваренная соль, галит) NaCl является приправой к пище, служит сырьем для получения гидроксида натрия, хлора, соляной кислоты, соды и др.; используется для консервирования пищевых продуктов. Хлорид калия КСl — ценное калийное удобрение. Хлорид цинка ZnCl2 используется для пропитки древесины в целях предохранения от гниения; применяется также при паянии для смачивания поверхности металла (устраняет пленку оксида и припой хорошо пристает к металлу); известны кристаллогидраты ZnCl2 Ч nН2О. Хлорид бария . Хлорид бария BaCl2 — ядовитое вещество, применяемое для борьбы с вредителями сельского хозяйства (свекловичным долгоносиком, луговым мотыльком и др.). Хлорид кальция CaCl2 (безводный) — широко применяется для осушки газов (при этом образуется кристаллогидрат соли СаСl2 Ч 6Н2OO2 Ч 6Н2OO) и в медицине. Хлорид алюминия АlCl33 (безводный) часто используется как катализатор при органических синтезах. Хлорид ртути (II), или сулема, HgCl2 — — сильный яд; очень разбавленные растворы соли применяются как сильнодействующее дезинфицирующее средство; используется также для протравливания семян, дубления кожи, в органическом синтезе. Хлорид серебра ; очень разбавленные растворы соли применяются как сильнодействующее дезинфицирующее средство; используется также для протравливания семян, дубления кожи, в органическом синтезе. Хлорид серебра AgCl — малорастворимая соль, используется в фотографии. Хлорид натрия (другие названия: каменная соль, поваренная соль, галит) NaCl является приправой к пище, служит сырьем для получения гидроксида натрия, хлора, соляной кислоты, соды и др.; используется для консервирования пищевых продуктов. Хлорид калия КСl — ценное калийное удобрение. Хлорид цинка ZnCl2 используется для пропитки древесины в целях предохранения от гниения; применяется также при паянии для смачивания поверхности металла (устраняет пленку оксида и припой хорошо пристает к металлу); известны кристаллогидраты ZnCl2 Ч nН2О. Хлорид бария . Хлорид бария BaCl2 — ядовитое вещество, применяемое для борьбы с вредителями сельского хозяйства (свекловичным долгоносиком, луговым мотыльком и др.). Хлорид кальция CaCl2 (безводный) — широко применяется для осушки газов (при этом образуется кристаллогидрат соли СаСl2 Ч 6Н2OO2 Ч 6Н2OO) и в медицине. Хлорид алюминия АlCl33 (безводный) часто используется как катализатор при органических синтезах. Хлорид ртути (II), или сулема, HgCl2 — — сильный яд; очень разбавленные растворы соли применяются как сильнодействующее дезинфицирующее средство; используется также для протравливания семян, дубления кожи, в органическом синтезе. Хлорид серебра ; очень разбавленные растворы соли применяются как сильнодействующее дезинфицирующее средство; используется также для протравливания семян, дубления кожи, в органическом синтезе. Хлорид серебра AgCl — малорастворимая соль, используется в фотографии.
|
:
" -2006" 1 " -2007"
-2010
-2010 V - () 90- : : : . : : , : 2010 - - - - (16 - 17 2010 .) - (25 - 26 2010 .) - (2 - 3 2010 .) - (4 - 5 2010 .) " . " " . " 2007/2008 2008/2009 2009/2010 III - 2009 IV - IV - " " . Intel " " " Intel" |
|