Учебно-методический комплекс дисциплины ен. Ф. 04. Общая химия основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям) 050102 «Биология-География»

Скачать 1.23 Mb.

Название	Учебно-методический комплекс дисциплины ен. Ф. 04. Общая химия основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям) 050102 «Биология-География»
страница	3/12
Дата публикации	18.10.2014
Размер	1.23 Mb.
Тип	Учебно-методический комплекс

100-bal.ru > Химия > Учебно-методический комплекс

1 2 3 4 5 6 7 8 9 ... 12

1.7 Методические рекомендации по организации изучения дисциплины.

1.7.1 Тематика и планы практических занятий

по разделу «Общая химия».

Практическое занятие №1-2 (4 ч.)

Тема: Основные химические законы.
Расчёты по формулам химических соединений.

План:

1. Переходы от массы и объёма вещества к количеству вещества и обратно при нормальных и нестандартных условиях.

2. Определение молярных масс газообразных веществ по относительной плотности газов и по уравнению Менделеева – Клапейрона.

3. Определение количества структурных единиц вещества в его навеске или обьёме.

4. Мольные и объёмные отношения веществ в уравнениях химических реакций.

5. Вывод формул химических соединений по данным о его количественном составе.
Вопросы для обсуждения:

1. Относительные атомные и молекулярные массы. Молярная масса вещества.

2. Формулы определения количества вещества по известным данным о массе веществ, объёмах газов при нормальных и нестандартных условиях, а также количестве структурных единиц вещества.

3. Следствия из закона Авогадро.

4.Массовая доля элемента в соединениях.

5. Уравнения химических реакций как отражение закона сохранения массы вещества.
Задания для самостоятельной работы:

1. Какой объём при н.у. займут 6^. 10²³ атомов молекулярного азота N₂ ?

2. Исходя из мольной массы углерода определите абсолютную массу атома углерода в граммах.

3. Бороводород содержит 78,26 % бора. При давлении 99,0 кПа и температуре 20⁰С 9,2 г этого газа занимают объём 8,2 л. Определить формулу соединения.

4. Через раствор, содержащий 7,4 г гидроксида кальция, пропустили 3,36 л СО₂, взятого при нормальных условиях. Найти общую массу солей, образовавшихся в результате реакции.

Расчеты по химическим уравнениям.

План:

1. Вычисления, связанные с переходом от количества вещества к его массе и объему газообразных соединений и обратно.

2. Вычисления с использованием постоянной Авогадро.

3. Вычисления по уравнениям химических реакций, если один из реагентов содержит примеси.

4. Вычисления по уравнениям последовательных реакций, параллельных реакций

5. Вычисления количественного состава газовых смесей, если в них протекают химические реакции.

6. Вычисления с учетом практического выхода продукта.

7. Вычисления количественного состава смеси веществ по известным количественным данным о продуктах реакций.

8. Вычисления по термохимическим уравнениям.
Вопросы для обсуждения:

1. Основные химические понятия: химический элемент, атом, молекула, простые и сложные вещества;

2. Относительная атомная и молекулярная массы.

3. Моль, молярная масса, молярный объем.

4. Массовая доля.

5. Закон Авогадро и его следствия.
Расчетные задачи:

А. Задачи на определение молекулярных масс веществ в газовом состоянии, на молярный объем, закон Авогадро:

1) Плотность газа по воздуху 3,5. Найти массу молекулы газа.

2) Определить массу атома и молекулы гелия.

3) Масса 1 л газа (н.у.) равна 1,43г. Чему равна молярная масса этого газа?

Б. Задачи на газовые законы:

4) Давление воздуха в автомобильной шине 0,3 МПа при 15^оС. Как изменится давление, если шина нагреется до 50^оС?

5) Под каким давлением в сосуд вместимостью 5*10^-3м³ можно при температуре 27^оС собрать СО₂ массой 0,022 кг?

В.Задачи на вывод химических формул:

6) Вывести простейшую формулу фторида алюминия – калия, если в нем содержится 27,46%К , 19,02%Аl, 53,52F.

7) Из 0,462г пирита получено 1,77г сульфата бария. Определите содержание серы в пирите и его формулу.

Г. Расчеты по химическим формулами уравнениям с использованием понятий: моль, переход от количества вещества к массе и обратно, объемная и мольная доли:

8) Вычислить процентное содержание фторапатита Са₃(РО₄)₂*Са₂F₂ и примесей в хибинской руде, если в ней 30% оксида фосфора (V)

9) При пропускании сернистого газа через раствор едкого калия образовалось по 0,1 молю средней и кислой соли. Какой объем газа был пропущен через раствор?
Задания для самостоятельной работы:

1. Плотность газа по водороду равна 22. Определить плотность газа по хлору.

2. Какой объем занимают 6,02*10²³ атомов азота при н.у.?

3. Сколько атомов азота в 2,8 л оксида азота (III) (н.у.)?

4. Сколько литров водорода (20^оС и 100 кПа) выделится при взаимодействии 165 г Fe с 1 кг 30%-ого р-ра HCl? Сколько граммов HCl не войдет при этом в реакцию?

5. Из 1,568г железной руды получили осадок фосформолибдата состава Р₂О₅*24МоО₃ массой 0,427г. Каково содержание фосфора в руде в процентах?

6. 5 мл водорода сожгли с 10 мл воздуха. После сгорания объемов газов составил 8,7 мл. Какова объемная доля кислорода в воздухе, взятом для горения? Какова его мольная доля в воздухе?

7. Вещество содержит 75,76% мышьяка и кислород. Плотность паров по воздуху этого вещества 13,65. Какова формула этого соединения?
Литература:

Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.

Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.

Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

Практические занятия №3

Тема: Эквивалент. Закон эквивалентов.

План:

1. Химический эквивалент элемента в соединениях;

2. Химические эквиваленты сложных веществ; основные расчетные формулы;

3. Вычисления на основе закона эквивалентных отношений;

1) количество вещества эквивалентов (n_экв.(А));

2) молярная масса эквивалентов вещества: Э(А);

3) объем эквивалентов вещества: V_экв. (А);

4) закон эквивалентных отношений: m(А)/m (B)=Э(А)/Э(В)
Вопросы для обсуждения:

1) как определяется молярная масса эквивалентов:

элемента в соединении А_аВ_в;
оксида А₂О_в;
кислоты НаВ;
основания А(ОН)_в;
соли А_аВ_в;

2) как связаны между собой молярная и нормальная концентрации?

Расчетные задачи:

1) Одинаков ли эквивалент хрома в соединениях СrCl₃ и Сr(SO₄)₃. Ответ подтвердите расчетами.

2) На восстановление 1,8 г оксида металла израсходовали 833 мл Н₂ (н.у.). найти эквивалентные массы металла и оксида.

3) Содержание мышьяка в двух разных оксидах его равно 65,2% и 75,7% соответственно. Каковы величины эквивалентных масс мышьяка в этих оксидах? Составить формулы оксидов.
Задания для самостоятельной работы:

1) вычислите молярную массу эквивалентов Н₃РО₄ при реакциях обмена, в результате которых образуются:

а) Na₃PO₄

б) Nа₂НРО₄

в) NаН₂РО₄

2) один из металлов группы II А Периодической системы элементов массой 2,25 г при взаимодействии с соляной кислотой вытесняет 6,01 л водорода при 20^оС и 1,013*10⁵Па. Назовите металл.

3) гидрид металла содержит 4,76% водорода. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла и назовите металл.
Практические занятия №4 (2 ч.)

Тема: Строение атома. Химическая связь.

План:

1. Электронная конфигурация элемента.

2. Конфигурации атомов в возбужденном состоянии.

3. Валентные возможности атомов одного и того же элемента. Использование таблицы электроотрицательностей атомов.
Вопросы для обсуждения:

1. Дайте характеристику квантовых чисел состояния электрона.

2.Что означает запись 2 р²?

3. Опишите формулу орбитали с квантовыми числами: n=3; l=0; m=0. Могут ли быть орбитали другой формы при данном n?

4. Как происходит sp-, sp²-, sp³ – гибридизация? Приведите примеры.

5. Что такое «сигма» и «пи» - связь? Как они возникают?

6. Какая из конфигураций электронных оболочек возможна: 2s², 2p⁵, 3f³, 2d³, 3d¹¹, 2p⁸?

7. Какие типы кристаллических решеток вам известны?

8. Какие факторы влияют на прочность химической связи?

9. Какое влияние оказывают водородные связи на температуру кипения жидкостей?
Задания для самостоятельной работы:

1. Атомы каких из приведенных элементов являются изобарами:

_{40 42 40 40 112 112 136 138}

а. ₂₀ Ca и ₂₀Ca; b. ₁₈ Ar и ₁₉K; c. ₄₈Cd и ₅₀Sn; d. ₅₄Xe и ₅₆Ba ?

2. Какой подуровень в атомах - 3d или 3p и 6s или 5d - заполняется раньше:

3. Какова конфигурация валентных электронов в атоме технеция.

4. Сколько свободных 3d-орбиталей в атоме хрома.

5. Какие из электронных конфигураций соответствуют возбужденным состояниям:

a. ...2s²; b. ...3s² 3d¹; c. ... 4s² 3d²; d. ... 1s² 2s² p⁶ 3p¹?

6. Сколько электронов находится на 4d - подуровне атома гафния?

7. Атомы каких элементов - актиноидов имеют наибольшее число неспаренных f-электронов:

a. Pu; b. Am; c. Cm; d. Bk?

8. Какой из переходов электрона в атоме водорода требует поглощения фотона с минимальной энергией:

a. 1s → 2p; b. 1s → 4d; c. 2s → 4s; d. 2p → 3s?

9. Какие значения всех квантовых чисел (n, m_l, m , m_s) возможны для валентного электрона атома калия:

a. 4, 1, -1 , - 1/2; b. 4, 1 , +1 , +1/2; c. 4, 0, 0, + 1/2; d. 5, 0, +1, +1/2?

10. Какое из приведенных химических соединений имеет более прочную химическую связь: а) HI или НВr; б) Н₂О или Н₂S; в) NH₃ или PH₃?

Литература:

Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

Практическое занятие № 5 (2 ч.)

Тема: Основы химической термодинамики.

Кинетика химических реакций.
Термодинамика

План:

1. Основные понятия химической термодинамики.

2. Закон Гесса и его следствия.

3. Критерии самопроизвольного протекания процессов.

4. Термодинамика процессов растворения газов, жидкостей и кристаллических веществ в воде.
Вопросы для коллективного обсуждения:

1. Чему равен тепловой эффект химической реакции?

2. Какие уравнения реакций называют термохимическими?

3. Что называют стандартной энтальпией образования вещества?

4. Сформулируйте закон Гесса.

5. Сформулируйте следствия из закона Гесса.

6. Каким соотношением связаны энтальпия, энтропия и энергия Гиббса?

7. При каких условиях химические реакции протекают самопроизвольно?
Расчетные задачи:

1. На основании справочных данных рассчитайте стандартные изменения энтальпии в каждой из следующих химических реакций (предварительно подберите коэффициенты):

а) ZnS ₍_T₎+ O₂(г) = ZnO₍_T₎+SO₂(г)

б) AgNO3₍_T₎ =Ag₍_T₎+ NО_2(Г)+ O₂(г)

2. По термохимическому уравнению рассчитайте стандартную энтальпию образования продуктов:

4NO_2(Г) + О_2(г) + 2Н₂О_(Ж) = 4HNO_{3(Ж) ,} ∆Н ° ₂₉₈ = -256 кДж.

3. Определите возможность протекания реакции

P₂O₅(т)+H₂O(ж)→ O₂(г)+PH₃(г)

при стандартных условиях.
Задания для самостоятельной работы:

1. На основании справочных данных рассчитайте стандартные изменения энтальпии в каждой из следующих химических реакций (предварительно подберите коэффициенты):
а) (NH₄)₂CrО₄₍_T₎ = Cr₂O₃₍_T₎+N₂ +Н₂О_{(Ж) +}NH_3(Г)

б) SO₂(г) + H₂S(г) = S₍_T₎+ Н₂О_(Ж)
2. По термохимическому уравнению рассчитайте стандартную энтальпию образования продуктов:

2А1₂О_3(Т)+ 6SO_2(Г) + 3O_2(Г) = 2AI₂(SO₄)_3(Т), ∆Н ° ₂₉₈ = -1750 кДж;

3. Путем расчета определите уравнение реакции, по которому возможно разложение пероксида водорода при стандартной температуре:

а) Н₂О_2(Гг)= Н_2(Г) + O_2(Г)

б) Н₂О_2(Г) = Н₂О_(Ж) + 0,5 O_2(Г)

Литература:

Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.

Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.

Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.
Практическое занятие № 6 (2 ч.)

Тема: Кинетика химических реакций.

План:

Основные понятия химической кинетики.
Скорость химической реакции. Константа скорости реакции.
Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.

Вопросы для коллективного обсуждения:

Что такое скорость химической реакции и от каких факторов она зависит?
Что называют константой скорости реакции и каков физический смысл этой величины? Какие факторы влияют на нее?
Какова зависимость скорости реакции от температуры?
Что называется температурным коэффициентом скорости реакции? Какие значения он может иметь?
Что называют константой химического равновесия? От каких факторов она зависит?
Какие факторы влияют на состояние химического равновесия? Сформулируйте принцип Ле-Шателье.
Как изменится скорость реакции 2NO + О₂ → 2NO₂, протекающей в закрытом сосуде, если давление увеличить в 4 раза?
Как возрастет скорость реакции при повышении температуры от 50 до 100 °С, если температурный коэффициент равен 2?
В какую сторону сместится химическое равновесие при изменении температуры и давления в следующих случаях:
а) 2Н₂О ↔ 2Н₂ + О₂, ∆Н° > 0
б) О₂ + 2СО ↔ 2СО₂, ∆Н ° < 0
Как влияет на равновесие систем повышение давления? температуры?
а) 2SO₃ ↔ 2SO₂ + О₂, ∆Н ° > 0
б) N₂ + О₂ ↔ 2NO, ∆Н ° > 0
Напишите выражение константы равновесия системы, предварительно расставив коэффициенты:

NH₃ + О₂ ↔ NO + H₂O₍_пар₎

Каким образом можно сместить равновесие этой системы вправо?

Задания для самостоятельной работы:

Во сколько раз уменьшится скорость реакции при понижении температуры от 120 до 80 °С, если температурный коэффициент равен 3?
Взаимодействие между оксидом углерода (И) и хлором протекает по уравнению СО + С1₂ →СОС1₂. Концентрация оксида углерода (II) - 0,3 моль/дм³, хлора - 0,2 моль/дм³. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию оксида углерода (II) до 1,2 моль/дм³, а концентрацию хлора - до 0,6 моль/дм³?
В какую сторону сместится химическое равновесие при изменении температуры и давления в следующих случаях:
в) С + Н₂О ↔СО + Н₂, ∆Н ° > 0
г) N₂ + ЗН₂ ↔ 2NH₃, ∆Н ° < 0
Напишите выражение константы равновесия системы 4Н₂О_(пар) + 3Fe₍_T₎ ↔ Fe₃O₄₍_T₎ + 4Н_2(г), ∆Н ° < 0
Как следует изменить температуру, концентрацию и давление компонентов в равновесной системе 4НС1 + О₂ ↔ 2С1₂+ 2Н₂О, ∆Н Н° < 0, чтобы повысить выход хлора?
Укажите общий порядок реакции 2NO + Н₂ = N₂O + Н₂О и порядок реакции по каждому веществу. Напишите кинетическое уравнение реакции.
Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 37 до 47 °С, если энергия активации равна 74,5 кДж/моль?

Литература:

Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.

Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.

Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.
Практическое занятие №7 (2 ч.)

Тема: Количественный состав растворов.
План:

1. Способы выражения состава раствора:

Массовая доля растворенного вещества; молярная доля растворенного вещества и растворителя; молярная концентрация растворенного вещества (молярность); молярная концентрация эквивалентов вещества (нормальность); объемная доля в газовых растворах

2. Растворимость веществ.
Вопросы для обсуждения:

1) типы растворов, их компоненты;

2) гидраты и сольваты (кристаллогидраты)

3) способы выражения содержания растворенного вещества в растворе: массовая доля, молярная доля, молярная концентрация, объем и плотность растворов (расчетные формулы);

4) определение растворимости вещества;

5) зависимость растворимости газа от давления.

Расчетные задачи:

1) Сколько граммов соли и воды содержится в 800г раствора 12% NaNO₃?

2) Сколько граммов Na₂SO₄*2H₂O следует растворить в 250г воды для получения раствора, содержащего 5% безводной соли?

3) Сколько граммов 10%-ого раствора Н₂SO₄ потребуется для обменного взаимодействия с 100 мл 13,7%-го раствора Na₂CO₃ (плотность=1,145г/см³)?

4) Сколько миллиметров 96%-ной серной кислоты необходимо взять для приготовления 2 л 0,5 М раствора?

5) Вычислите растворимость Ba(NO₃)₂ в воде при 20 °С, если в 545 г раствора нитрата бария при этой температуре содержится 45 г соли.

6)Вычислите массовую долю K₂SO₄ и его коэффициент растворимости, если при 0 °С 50 г раствора содержат 3,44 г сульфата калия.

7) При охлаждении насыщенного при 90 °С раствора до 25 °С выкристаллизовалось 200 г соли. Какую массу воды и соли надо взять, если растворимость соли при 90 и 25 °С соответственно составляет 42,7 и 6,9 г?
Задания для самостоятельной работы:

Вычислите массу гидроксида натрия, необходимую для приготовления 2 л 20%-ного раствора NaOH .
Какой объем воды необходимо прибавить к 200 мл 68%-ного раствора серной кислоты, чтобы получить 10%-ный раствор кислоты?
Определите молярную концентрацию раствора серной кислоты, который получится, если к 100 мл 96%-ной серной кислоты прибавить 400 мл воды.
Кислота в автомобильном аккумуляторе (раствор серной кислоты) имеет плотность 1,2 г/см³. Какова массовая доля H₂SO₄ в этом растворе? Сколько миллилитров 96%-ной серной кислоты нужно взять для приготовления 1 л аккумуляторной кислоты?
Каково содержание (в массовых долях) NaOH в его растворе концентрацией 2 моль/л?
Коэффициент растворимости СаС1₂ в воде при 100 °С равен 159 г на 100 г Н₂О. Какая масса хлорида кальция при этой температуре содержится в 1,35 кг раствора?
Определите массовую долю СоС1₂ и растворимость хлорида кобальта, если 500 г его раствора при 20 °С содержат 173 г соли.
Растворимость CuSO₄ при 20 и 100 °С равна соответственно 20,2 и 77 г. Какая масса сульфата меди выпадет в осадок, если охладить 825 г раствора от 100 до 20 °С?
Определите массу карбоната калия, выпавшего в осадок из 770 г насыщенного при 100 °С раствора и охлажденного до 0 °С, если в 100 г растворителя при 100 °С содержится 155 г соли, а при 0 °С 111 г К₂СО₃.
Какой объем надо взять, чтобы растворить 250 г хлора при 10 °С и давлении 1,5-10⁵Па? Растворимость хлора при 10 °С и давлении 1,0133-10⁵ Па составляет 3,Н8 м³ на 1 м³ воды.

малорастворимых веществ
малодиссоциирующих веществ
газообразных веществ или летучих соединений.

Вопросы для обсуждения:

1. а) сильные и слабые электролиты;

б) степень и константа диссоциации;

в) ионные реакции и направление их протекания;

г)условия протекания реакций в растворах электролитов.

2. Упражнения в написании уравнений ионных реакций обмена:
1) Са(NO₃)₂ + K₂CO₃ →

2) HNO₃ + Ba(OH)₂ →

3) Ba(NO₂)₂ + K₂SO₄→

4) K₂CO₃ +HCl→

5) Na₂CO₃ + H₂SO₄→

6) NaOH +Fe(NO₃)₂→

7) Pb(NO₃)₂ + K₂SO₄→

8) Na₂SiO₃ +Ba(OH)₂→

9) FeCl₃ +CsOH→

10) FeSO₄ +Na₃PO₄ →

11) Pb(NO₃)₂ + K₂SO₄→

12) Na₂SiO₃ +Ba(OH)₂→

13) FeCl₃ +CsOH→

14) FeSO₄ +Na₃PO₄ →
Задания для самостоятельной работы:

1. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде:

а) Р₂О₅+ Са(ОН)₂ → з) FeCI₃ + NaOH→

б) ZnO + H₃PO₄ → н) СаО + СО₂ →

в) Sn(OH)₂ + NaOH → к) SО₃ + Са(ОН)₂ →

г) Sn(OH)₂ + НС1 → л) Pb(NO₃)₂ + KCI →

д) NaHCO₃ + HC1 → м) SO₂ + Н₂О →

Практическое занятие № 9 (2 ч.)

Тема: Окислительно-восстановительные реакции. Методы электронного и электронно-ионного баланса.
План:

1. Типы окислительно- восстановительных реакций (ОВР):

межмолекулярная;
внутримолекулярная;
реакция диспропорционирования

2. Роль среды в ОВР: разбор примеров ОВР и подборе коэффициентов уравнений методами электронного и электронно-ионного баланса:

1. Аg + HNO₃, конц. →

Аg + HNO₃, разб. →

Mg + HNO₃, конц. →

Mg + HNO₃, разб. →

Mg + HNO₃, очень разб. →

2. NaOH +S = Na₂S+Na₂SO₃

BaCrO₄ =BaO +Cr₂O₃ +O₂

Na₂SO₃ + KMnO₄ +KOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ +H₂O

FeSO₄ + KMnO₄+H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ +MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Na₂SO₃ + KMnO₄ +H₂O = Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH

H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = K₂SO₄ +Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

Вопросы для обсуждения:

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.
Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.

3. Окислительно-восстановительные реакции в мониторинге и защите окружающей среды.
Задания для самостоятельной работы:

Написать уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, и подобрать необходимые коэффициенты методом ионно-электронного баланса.

1) MnO₄^-+H⁺ +NaCl → Cl₂ + Mn²⁺+H₂O +…

2) Cr(OH)₄)^- + Br₂ + OH^- → CrO₄^2-+Br^- +H₂O+ …

3) Cr³⁺+ S₂O₈^2- + H₂O → Cr₂O₇^2-+ SO₄^2- +H⁺+ …

4) NaOH +S → Na₂S +Na₂SO₃ + ....

5) AgCl + Mn²⁺+OH^- → Ag+ MnO(OH)₂ + Cl^- + H₂O

6) SnCl₂ +H₂O₂ +H⁺ +Cl^- → SnCl₄ + H₂O+....
Литература:

Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.

Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.

Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

1.7.2 Тематика и планы лабораторных работ по изученному материалу.
Лабораторная работа № 1-2(4 ч.)

1 2 3 4 5 6 7 8 9 ... 12

	Учебно-методический комплекс дисциплины сд. 14 Биологическая химия... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)		Учебно-методический комплекс дисциплины сд. 14, Сд. Ф. 14 Биологическая... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Учебно-методический комплекс дисциплины фтд основы фитодизайна основная... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)		Учебно-методический комплекс дисциплины сд. 11, Сд. Ф. 11 Зоология... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Учебно-методический комплекс дисциплины дс. 5 Экология почв основная... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)		Учебно-методический комплекс дисциплины ен. Ф. 04. Химия: высокомолекулярные... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Учебно-методический комплекс дисциплины сд. 8, Сд. Ф. 8 Анатомия... «Биология с дополнительной специальностью География» 050103. 00 «География с дополнительной специальностью Биология»		Учебно-методический комплекс дисциплины сд. Ф ботаника с основами... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Учебно-методический комплекс дисциплины гсэ. В устойчивое развитие... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)		Учебно-методический комплекс дисциплины фтд. 4, Сд. В микология основная... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Учебно-методический комплекс дисциплины фтд. 5, Сд. В. 01 Альгология... Рецензенты: Макаров М. В., к б н., старший научный сотрудник лаборатории альгологии ммби кнц ран		Учебно-методический комплекс дисциплины сд. В 1, сд. В 1 водная токсикология... Автор программы: к б н., доцент, зав кафедрой биологии и химии Марина Николаевна Харламова
	Учебно-методический комплекс дисциплины сд. 12, Сд. Ф. 12 Зоология... Автор программы: к б н., доцент, зав кафедрой биологии и химии Марина Николаевна Харламова		Учебно-методический комплекс дисциплины фтд. 1 Основы кинезиологии... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Учебно-методический комплекс дисциплины опд. Ф. 11 Основы коммуникативной... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)		Учебно-методический комплекс дисциплины сд. Ф. 6 Экономика физической... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)

Практическое занятие №1-2 (4 ч.)

Похожие: