Степень окисления железа при взаимодействии с хлором
Степень окисления железа является важным химическим параметром, который учитывается при поиске руды, технологии производства металла и формировании сплавов.
Физические и химические свойства железа
- Химический элемент №26 является самым распространенным в Солнечной системе, уступая место только алюминию. По данным исследований, его содержание в ядре Земли составляет 85,5%.
- В чистом виде металл имеет белый цвет со свойственным серебристым оттенком и пластичностью. Он является ферромагнетиком со свойственным реагированием на магнит.
- Для химического элемента характерен полиморфизм, то есть различное структурное строение. Металл имеет свою кристаллическую решетку, которая изменяется под влиянием внешних факторов, например при нагревании.
- В природных условиях повышенная концентрация химического элемента сосредоточена в местах извержения пород. Промышленные месторождения формируются в результате внешних и внутренних процессов, происходящих в земной коре, в процессе разрушения и отложения пород, миграции химического элемента.
Содержание металла в речной воде — приблизительно 2 мг/л, а в морской воде его меньше в 100–1000 раз.
- Химический элемент имеет несколько степеней окисления, определяющих его геохимическую особенность нахождения в определенной среде. В нейтральной форме металл находится в ядре Земли.
- Соединение металла с кислородом является основной формой нахождения в природе. Степени окисления химического элемента характеризуют его месторасположения в верхней части земной коры. В зависимости от состава осадочных образований меняется валентность химического элемента.
- С уменьшением температуры увеличивается содержание элемента в минералах. Металл обладает средней активностью, а основные степени окисления составляют +2, +3. При высоких температурах и повышенной влажности железо подвергается коррозии.
Простые соединения металла
- В зависимости от воздействия внешней среды происходит окисление железа. Например, на воздухе в присутствии влаги металл ржавеет. Под влиянием воды и кислорода образуется гидроокись химического элемента со степенью окисления +3. В природе это соединение находится в минерале лимонит.
- Раскаленная проволока из чистого материала горит в кислороде. При этом образуется оксид металла с валентностью II и III. При температуре 700–900 °C химический элемент реагирует с парами воды с выделением водорода.
- В процессе нагревания химический элемент реагирует с неметаллами: бромом, серой, хлором. При воздействии разбавленных соляной и серной кислот образуются соли металла со степенью окисления +2 и выделяется водород.
- Реакции с кислотами проводятся без доступа воздуха из-за изменения степени окисления железа под влиянием кислорода. Окислительно-восстановительные реакции в концентрированных кислотах происходят при нагревании. При этом железо сразу переходит в катион Fe3+. На холоде под влиянием концентрированной серной и азотной кислоты образуется тонкая пленка, которая предотвращает реакцию.
- Химический элемент вытесняет из растворов другие металлы. Например, если погрузить в раствор медного купороса железный гвоздь, то он постепенно покроется чистой медью.
- Под воздействием концентрированных щелочей при нагревании химический элемент проявляет амфотерность, способность проявлять основные и кислотные свойства.
Практическое применение химических параметров материала
В естественных условиях образуются окисды железа. Ценный компонент извлекают из руды путем ее обогащения с использованием различных методов. Технический материал представляет собой сплавы, содержащие примеси и лигатурные добавки:
- углерод;
- серу;
- свинец;
- марганец;
- никель;
- хром;
- кремний.
Их присутствие придает составам новые свойства, устойчивость к воздействию внешней среды, твердость, ковкость.
Для производства чугуна — сплава железа с углеродом, применяют доменный процесс производства, который включает такие стадии:
- обжиг карбонатных и сульфидных руд, содержащих соединения железа;
- сжигание кокса с использованием горячего продува;
- восстановление оксида металла угарным газом;
- соединение углерода с железом и расплавление чугуна.
В чугуне в виде зерен всегда находятся включения графита и соединения железа с углеродом (цементит). Из чугуна производят сталь путем переплавки в мартеновских, электрических печах.
Для получения разных марок стали в состав материала вводятся лигатурные добавки других компонентов. Химически чистое железо в промышленности производят путем электролиза раствора солей металла или восстановлением оксидов водородом.
Состав материала определяет сферы его применения. Чистый металл используется в производстве особых сплавов, предназначенных для изготовления сердечников для электромагнитов. Из чугуна путем литья изготовляют посуду, его используют как материал для производства стали.
Оксиды металла и их нахождение в природе
Реакция окисления железа происходит в естественных условиях. В зависимости от степени окисления соединение приобретает свойства, определяющие его применение.
- Простой оксид железа FeO является амфотерным соединением с преобладающими основными свойствами. Он не взаимодействует с водой, восстанавливается водородом и медленно окисляется на воздухе. Соединение применяют в качестве компонента минеральных красок и керамических изделий.
- Двойной оксид металла в природе находится в магнетите. Соединение является термически устойчивым, его наносят на поверхности изделий из стали. Этот процесс обработки известен под названием воронение или чернение металла.
- В оксиде металла Fe2O3 преобладают основные свойства, он медленно реагирует со щелочами и кислотами. Гематит является рудным сырьем, содержащим соединение металла. Его применяют при выплавке чугуна, в качестве катализатора при производстве аммиака, производстве красок, цемента, как полирующий материал для стекла и стали.
Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова "хром" берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.
Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 - амфотерные, +6 - кислотные.
В природе хром встречается в виде следующих соединений.
- Fe(CrO2)2 - хромистый железняк, хромит
- (Mg, Fe)Cr2O4 - магнохромит
- (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 - алюмохромит
В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из его оксида.
-
Реакции с неметаллами
Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома III - Cr2O3 - происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.
Протекает в раскаленном состоянии.
Реакции с кислотами
С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.
Реакции с солями менее активных металлов
Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.
Соединения хрома II
Соединение хрома II носят основный характер. Оксид хрома II окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы - оксида хрома III, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.
Гидроксид хрома II, как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.
Соединения хрома III
Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома III гидроксид хрома III.
Оксид хрома III реагирует как с растворами щелочей, образуя комплексные соли, так и с кислотами.
Cr2O3 + NaOH + H2O = Na3[Cr(OH)6] (нет прокаливания - в водном растворе, гексагидроксохромат натрия)
Cr2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления)
Оксид хрома III реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).
При окислении соединение хрома III получают соединения хрома VI (в щелочной среде).
Соединения хрома VI
В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома VI - CrO3, и две кислоты, находящиеся в растворе в состоянии равновесия: хромовая - H2CrO4 и дихромовая кислоты - H2Cr2O7.
Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет, а дихроматы - в оранжевый цвет.
Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.
Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый - образуется хромат.
Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название "вулканчик" :)
В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.
Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.
Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.
В природе железо встречается в виде следующих соединений:
- Fe2O3 - красный железняк, гематит
- Fe3O4 - магнитный железняк, магнетит
- Fe2O3*H2O - бурый железняк, лимонит
- FeS2 - пирит, серый или железный колчедан
- FeCO3 - сидерит
Получают железо восстановлением из его оксида - руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.
Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.
-
Реакции с неметаллами
Fe + S = FeS (t > 700°C)
Fe + S = FeS2 (t 2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью - K3[Fe(CN)6] - гексацианоферратом III калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).
Качественной реакцией на ионы Fe 2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок зеленого цвета.
Соединения железа III проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа III реагирует и с кислотами, и с щелочами.
Fe(OH)3 + KOH = K3[Fe(OH)6] (гексагидроксоферрат калия)
При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.
Гидроксид железа III - ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании легко распадается на воду и соответствующий оксид.
Качественной реакцией на ионы Fe 3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6]. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).
Реакция хлорида железа III с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко красного цвета.
И еще одна качественная реакция на ионы Fe 3+ - взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок бурого цвета.
Соединения железа VI - ферраты - соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными окислительными свойствами.
Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)3 в щелочи.
Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.
Основные степени окисления меди +1, +2.
Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:
- CuFeS2 - медный колчедан, халькопирит
- Cu2S - халькозин
- Cu2CO3(OH)2 - малахит
Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.
Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди более активными металлами, например - железом.
Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.
CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (медь - на катоде, кислород - на аноде)
-
Реакции с неметаллами
Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.
При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.
4Cu + O2 = (t) 2Cu2O (при недостатке кислорода)
2Cu + O2 = (t) 2CuO (в избытке кислорода)
Реакции с кислотами
Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной - реакция идет.
Реагирует с царской водкой - смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO3 к 3 объемам HCl.
С оксидами неметаллов
Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.
Cu + SO2 = (t) CuO + S
Cu + NO = (t) CuO + N2↑
В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди I можно получить путем восстановления соединений меди II.
Оксид меди I можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.
Оксид меди I окисляется кислородом до оксида меди II.
Оксид меди I вступает в реакции с кислотами.
Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.
Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)2. Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.
Оксид меди II получают в реакциях термического разложения гидроксида меди II, реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.
-
Реакции с кислотами
CuO + CO = Cu + CO2
Гидроксид меди II - Cu(OH)2 - получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.
При нагревании гидроксид меди II, как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.
Реакции с кислотами
Реакции с щелочами
Как сказано выше, гидроксид меди II носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства. В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.
Реакции с кислотными оксидами
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Задание 14. Железо является окислителем в реакции:
Окислитель – это элемент, принимающий электроны в ходе протекания химической реакции. Рассмотрим, в каких реакциях железо получает электроны. Для этого вычислим его степени окисления до реакции и после.
1) Изначально, степень окисления железа Fe равна 0. После реакции, в соединении Fe(NO3)3 степень окисления железа равна +3. Это вычисляется так. Ион NO3- имеет заряд -1 и три иона дают заряд, равный -3, который компенсируется зарядом железа. Поэтому степень окисления железа +3. Кратко это можно записать так:
2) В соединении Fe2O3 степень окисления железа равна +3, так как кислород имеет степень окисления -2. После реакции железо имеет степень окисления 0:
3) В соединении FeCl2 степень окисления железа +2, а после реакции, в соединении FeCl3 степень окисления равна +3, то есть
4) Изначально степень окисления железа равна 0, после реакции имеем соединение Fe3O4 – это смешанный оксид, который можно записать как FeO∙Fe2O3, то есть железо здесь имеет двойную степень окисления +2 и +3, то есть железо является восстановителем.
Feo – 2e = Fe+2 – восстановитель
- Все задания варианта
- Наша группа Вконтакте
- Наш магазин
- Наш канал
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 1
- Вариант 1. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 2
- Вариант 2. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 3
- Вариант 3. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 4
- Вариант 4. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 5
- Вариант 5. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 6
- Вариант 6. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 7
- Вариант 7. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 8
- Вариант 8. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 9
- Вариант 9. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 10
- Вариант 10. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 11
- Вариант 11. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 12
- Вариант 12. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 13
- Вариант 13. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 14
- Вариант 14. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 15
- Вариант 15. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 16
- Вариант 16. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 17
- Вариант 17. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 18
- Вариант 18. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 19
- Вариант 19. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 20
- Вариант 20. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 21
- Вариант 21. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 22
- Вариант 22. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 23
- Вариант 23. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 24
- Вариант 24. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 25
- Вариант 25. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 26
- Вариант 26. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 27
- Вариант 27. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 28
- Вариант 28. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 29
- Вариант 29. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
- Вариант 30
- Вариант 30. Задания ОГЭ 2017. Химия. А.С. Корощенко. 30 вариантов
- Решения заданий по номерам
- 1
- 2
- 3
- 4
- 5
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- 18
- 19
- 20
- 21
- 22
Для наших пользователей доступны следующие материалы:
- Инструменты ЕГЭиста
- Наш магазин
- Наш канал
Читайте также: