ГОУ ВПО Кемеровская государственная медицинская академия
Федерального агентства по здравоохранению и социальному развитию
Л. И. Маренкова, О. И. Бибик, Н. Г. Демидова
РУКОВОДСТВО
К ЛАБОРАТОРНО-ПРАКТИЧЕСКИМ ЗАНЯТИЯМ
ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ
Рекомендовано Учебно-методическим объединением вузов России
в качестве учебного пособия для студентов, обучающихся по специальностям
060101 – Лечебное дело, 060103 – Педиатрия,
060104 – Медико-профилактическое дело
Кемерово
КемГМА
2008
Стр.3
УДК 546 (075)
Маренкова, Л. И., Бибик, О. И., Демидова, Н. Г. Руководство к лабораторно-практическим
занятиям по общей химии: учебное пособие для
студентов. – Кемерово: КемГМА, 2008. – 67 с.
Руководство к лабораторно-практическим занятиям для студентов специальностей:
лечебное дело, педиатрия, медико-профилактическое дело.
Данный лабораторный практикум содержит описание и порядок выполнения
лаборат6рных работ, принципы обработки эксперимента и вопросы по
защите работ, а также вопросы для подготовки по разделам программы
общей химии. Содержание большинства экспериментальных опытов отражает
методы, используемые в клинических и санитарно-гигиенических исследованиях.
Руководство предназначено для аудиторной и внеаудиторной
работы студентов I курса лечебного, педиатрического и медикопрофилактического
факультетов, и позволяет приобрести навыки и умения
самостоятельной работы в лаборатории.
Рецензенты:
Некрасова М. Ф. – д. м. н., проф., зав. кафедрой общей и биоорганической
химии Новосибирской государственной медицинской академии;
Юсубов М. С. – д. х. н., проф., зав. кафедрой химии Сибирского государственного
медицинского университета.
© Кемеровская государственная медицинская академия, 2008.
2
Стр.4
СОДЕРЖАНИЕ
ПРЕДИСЛОВИЕ
Занятие 1. Введение в практикум
Занятие 2. Способы выражения состава раствора
Занятие 3. Титриметрические методы количественного анализа.
Кислотно-основное титрование
Занятие 4. Ациди- и алкалиметрия
4
5
9
11
14
Занятие 5. Оксидиметрия (для МПФ) 18
Занятие 6. Химическая термодинамика. Химическое равновесие
Занятие 7. Химическая кинетика
Занятие 8. Катализ
Занятие 9. Лигандообменные процессы и равновесия
Занятие 10. Коллоквиум № 1
Занятие 11. Редокс-процессы и редокс-равновесия
Занятие 12. Потенциометрия
Занятие 13. Осмотические свойства растворов
Занятие 14. Свойства растворов электролитов
Занятие 15. Протолитические процессы и равновесия
Занятие 16. Буферные растворы и их свойства
Занятие 17. Коллоквиум № 2
Занятие 18. Физико-химия поверхностных явлений
Занятие 19. Физико-химия дисперсных систем
ЛИТЕРАТУРА
23
25
28
29
34
36
39
42
46
49
52
55
56
62
67
3
Стр.5
ПРЕДИСЛОВИЕ
Химия – одна из фундаментальных наук и важный инструмент исследования
и познания процессов в живых системах, поэтому лабораторно-практические
работы по химии являются основным этапом учебного
процесса, позволяющим совершенствовать теоретическую и практическую
подготовку студентов.
Данное руководство к лабораторно-практическим занятиям составлено
в соответствии с программой по дисциплине «Общая химия» для студентов
медицинских вузов (2002 г.) и учитывает направления развития
преподавания современной общей химии.
Цель издания – оказать помощь студентам в самостоятельной подготовке
к занятиям и выполнении лабораторных работ.
Руководство содержит все материалы, необходимые студентам для
полной ориентации в объеме курса: вопросы самостоятельной подготовки
к занятиям; правила безопасной работы в химической лаборатории; рекомендации
по ходу выполнения экспериментальных заданий; контрольные
вопросы. Многие задания пособия рассчитаны на получение количественных
результатов, что способствует более глубокому изучению химии.
В руководстве учтены новые рекомендации ИЮПАК, касающиеся
уточнения терминов «эквивалент», «концентрация».
Содержание некоторых лабораторных опытов отражает методы, используемые
в клинических и санитарно-гигиенических исследованиях.
Данное руководство позволит студентам приобрести навыки и умения
самостоятельной работы в лаборатории и использовать знания в будущей
деятельности.
Авторы выражают благодарность за ценные замечания рецензентам:
д. м. н., проф. М. Ф. Некрасовой и д. х. н., проф. М. С. Юсубову.
4
Стр.6
Занятие 1
Тема: Введение в практикум
Цель занятия:
1. Ознакомиться с правилами безопасной работы в химической лаборатории.
2. Ознакомиться со способами выражения состава растворов.
1. Правила безопасной работы в химической лаборатории.
При работе в химической лаборатории необходимо знать и соблюдать
следующие правила:
1) Все работы в химической лаборатории проводить в специальной
одежде (халатах).
2) На рабочих столах не должно быть посторонних предметов.
3) Работать можно только с исправным оборудованием и приборами.
4) Лабораторную работу можно начинать только после изучения методики
и ознакомления с правилами работы на соответствующих приборах.
Проводить только те опыты, которые предусмотрены в соответствующем
руководстве.
5) На склянках с реактивами и растворами должны быть этикетки с отчетливыми
названиями реактивов. Все склянки с растворами держать закрытыми.
6) Опыты с легко воспламеняющимися веществами проводить вдали от огня.
7) Опыты с летучими, ядовитыми и сильно пахнущими веществами
проводить только в вытяжном шкафу. Особенно осторожно работать с соединениями
мышьяка (As), ртути (Hg) и другими ядами. Остатки ядовитых
веществ собрать в специальные склянки.
8) При разбавлении концентрированных кислот, особенно серной (H2SO4),
кислоту в воду (а не наоборот!) вливать осторожно и небольшими порциями.
9) При нагревании растворов в пробирке пользоваться держателем и
отверстие пробирки всегда направлять в сторону от работающего и соседей
по рабочему столу.
10)Со стеклянной посудой и приборами следует обращаться бережно
и осторожно. Осколки разбитой посуды убирать.
11)После выполнения любых опытов необходимо тщательно вымыть руки.
12)В лаборатории запрещается принимать пищу.
13)В конце занятия дежурный (назначается преподавателем на первом
занятии) проверяет порядок на рабочих местах, закрывает водопроводные
краны, выключает электроприборы и ставит в известность лаборанта.
2. Оказание первой помощи.
Для оказания первой помощи пострадавшему необходимо:
1) При попадании на кожу (рук, лица и т. д.) концентрированных кислот
(серной (H2SO4), азотной (HNO3) и др.) немедленно промыть обожжённое
место большим количеством воды, после чего наложить повязку со
спиртовым раствором таннина или 3-процентным раствором перманганата
5
Стр.7
3) Результаты эксперимента занесите в таблицу 2.
4) Сделайте вывод, в котором укажите точность приготовленного раствора.
Таблица 2
Данные приготовления раствора заданной массовой доли
Заданный
раствор
(ω),
%
Плотность
(ρтеор.),
г/см3
Масса для
приготовления
раствора,
г
соли воды
Плотность
(ρэксп),
г/см3
Концентрации
приготовленного
раствора
С (х),
моль/л
С(1/z х),
моль/л
г/см3
Т,
Относительная
погрешность,
%
Вопросы к защите лабораторной работы:
1) Какими весами пользовались для взвешивания соли?
2) Какова точность взвешивания для приготовления процентных растворов?
3) С какой точностью следует рассчитывать объем воды для отмеривания
мерным цилиндром?
4) Нужно ли выливать в цилиндр весь приготовленный раствор для
измерения плотности раствора?
Занятие 3
Тема: Титриметрические методы количественного анализа.
Кислотно-основное титрование
Цель занятия: научиться готовить растворы молярной и нормальной
концентрации из процентных, производить расчеты, связанные с их приготовлением,
и определять точную концентрацию титрованием.
Вопросы для подготовки к занятию:
1) Основные понятия титриметрического анализа (титрование (прямое
и обратное), анализируемый раствор, рабочий раствор (титрант), скачок
титрования, точка эквивалентности).
2) Классификация методов титриметрического анализа.
3) Сущность метода кислотно-основного титрования (метод нейтрализации).
4) Водородный показатель (рН) как мера кислотности и щелочности.
5) Кислотно-основные индикаторы (интервал изменения окраски,
выбор индикатора для титрования, кривые титрования).
6) Мерная посуда, применяемая в титриметрическом анализе (мерные
колбы, бюретки, пипетки) и правила работы с ней.
Решить задачи:
Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие
для вузов. – Л.: Химия, 1985. – № 417, 422, 438, 442, 444.
11
Стр.13
Таблица 5
№ опыта
Результаты определения щелочности воды
V, мл Н2О С ( z1
х) НCl, моль/л V НСl, мл
Щелочность,
мэкв/л
Вопросы к защите лабораторной работы:
1) Чем обусловлено несовпадение результатов отдельных титрований?
2) Почему фактор эквивалентности гидроксида натрия равен 1, а
щавелевой кислоты – 2?
3) Какую навеску щавелевой кислоты необходимо взять для приготовления
0,5 л раствора, применяемого для установки титра с приблизительной
концентрацией (С (1/Z NаОН) = 0,1 моль/л)?
4) Для определения общей кислотности желудочного сока 5 мл его
оттитровали раствором щелочи с концентрацией 0,095 моль/л в присутствии
фенолфталеина. На титрование пошло 2,8 мл раствора щелочи. Рассчитайте
кислотность анализируемого сока в титрационных единицах.
5) Для стимуляции желудочной секреции готовят отвар из сухой капусты:
21 г сухой капусты заливают 500 мл воды и кипятят 30–40 мин., пока
не останется 300 мл жидкости. Определите массовую долю (%) сухой
капусты в отваре (ρ = 1 г/мл).
Занятие 5
Тема: Оксидиметрия (для МПФ)
Цель занятия: научиться определять количество окислителей и восстановителей
методами перманганатометрии и йодометрии.
Вопросы для подготовки к занятию:
1) Оксидиметрия, классификация методов.
2) Сущность метода перманганатометрии (количественное определение
восстановителей, условия проведения определений):
– рабочие растворы: приготовление, установка титра;
– примеры определений.
3) Сущность метода йодометрии (количественное определение окислителей
и восстановителей, условия проведения определений):
– рабочие растворы: приготовление, установка титра;
– примеры определений.
4) Варианты титрования в перманганатометрии и йодометрии.
Решить задачи:
1) Вычислить молярную массу эквивалента перманганата калия в
кислой, нейтральной и щелочной среде.
18
Стр.20
Вопросы к защите лабораторной работы:
1) В какой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион?
2) Какой знак имеет энтальпия реакции образования иодокрахмала?
3) При растворении углекислого газа в воде устанавливается равновесие:
СО2 + Н2О ↔ Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3
–.
В каком направлении смещается равновесие при добавлении в систему
кислоты? Щелочи?
4) Нативное состояние белка ↔ денатурированное состояние белка.
каковы будут знак и величина ∆S0? Что это означает с точки зрения структуры
полимера?
5) Парциальное давление кислорода (Р(О2
90 мм. рт. ст., а в венозной – 40 мм. рт. ст. В каком направлении протекает
процесс оксигенации гемоглобина (Нb) в альвеолах легких? В тканях?
Занятие 7
Тема: Химическая кинетика
Цель занятия: Экспериментально изучить факторы, влияющие на
скорость реакции.
Вопросы для подготовки к занятию:
1) Кинетические закономерности, определяющие протекание химических
и биохимических процессов:
– скорость гомогенных химических реакций и методы ее измерения;
– закон действующих масс (ЗДМ) для скорости реакции;
– молекулярность и порядок реакции;
– кинетическое уравнение реакций первого порядка; период полупревращения.
2) Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент
скорости реакции и его особенности для биохимических процессов.
3) Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
Решить задачи:
Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие
для вузов. – Л.: Химия, 1985. – № 332, 335, 342, 343, 390.
При повышении температуры состояние равновесия этого процесса смещается
вправо:
а) Что можно сказать о знаке ∆Н0 в соответствии с принципом Ле-Шателье?
б) Если при некоторой температуре величина ∆G0 < 0, а ∆Н0 > 0, то
)) в артериальной крови 80–
25
Стр.27
Задание 2. Изучить специфическое действие фермента.
В одну пробирку налейте 1 мл 5-процентного раствора мочевины, во
тализаторов (Fe2+, J–, МnО2, каталаза).
2) Напишите формулы мочевины, тиомочевины, ацетамида и соответствующие
реакции, характеризующие действие фермента на субстрат.
3) Сделайте вывод о действии фермента уреазы на различные субстраты
(мочевину, тиомочевину). С чем связана специфичность действия
уреазы на данные субстраты?
Вопросы к защите лабораторной работы:
1) Зависит ли константа скорости реакции от наличия катализатора?
2) Отразится ли на величине константы скорости замена одного катализатора
другим?
3) Как согласуются экспериментальные данные (задание 1) с теоретическими
выводами, сделанными на основании анализа энергии активации реакции
разложения Н2О2, ЕА (кДж/моль): без катализатора – 71–75; в присутствии
J– – 56,5; в присутствии Fe2+ – 42,3; в присутствии МnО2 – 49,0; в присутствии
каталазы печени – 5,4; в присутствии каталазы крови – 7,1–33,0?
4) С чем связано появление розовой окраски раствора в пробирке с
мочевиной в присутствии индикатора фенолфталеина?
Занятие 9
Тема: Лигандообменные процессы и равновесия
Цель занятия: изучить способы получения, устойчивость комплексных
соединений и приобрести навыки определения направления протекания
лигандообменных процессов.
Вопросы для подготовки к занятию:
1) Основные понятия: комплексные соединения, комплексный ион, комплексообразователь,
лиганды, координационное число, дентатность лиганда.
2) Классификация комплексов по заряду и природе лигандов.
3) Номенклатура комплексных соединений.
4) Характеристика связей в комплексах с точки зрения метода валентных
связей.
5) Комплексообразующая способность s-, p-, d- элементов.
6) Хелатные комплексы: макроциклические, многоядерные (металлоферменты,
цитохромы, гемоглобин, хлорофилл, витамин В12).
29
вторую – 1 мл 5-процентного раствора тиомочевины или ацетамида. В обе
пробирки добавьте несколько капель раствора фенолфталеина и 5 мл фермента
уреазы (2-процентная суспензия). Содержимое пробирок перемешайте
и оставьте стоять при комнатной температуре на 15–20 мин. Отметьте
цвет растворов в пробирках.
Обработка результатов эксперимента:
1) Сделайте вывод о скорости реакции в присутствии различных ка
Стр.31
Занятие 11
Тема: Редокс-процессы и редокс-равновесия
Цель занятия: научиться определять окислительно-восстановительные
свойства веществ, имеющих медико-биологическое значение и прогнозировать
направление протекания редокс-процессов.
Вопросы для подготовки к занятию:
1) Окислительно-восстановительные (редокс) процессы (реакции):
– типы окислительно-восстановительных реакций;
– составление окислительно-восстановительных реакций методом
полуреакций.
2) Электрохимическая система. Электроды, их классификация.
3) Редокс-системы. Окисленная (ох) и восстановленная (red) формы
вещества.
4) Электродные и редокс-потенциалы:
– механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов;
– уравнения Нернста и Петерса;
– факторы, влияющие на величину электродных и редокспотенциалов;
–
влияние лигандного окружения центрального атома на величину
редокс-потенциалов.
5) Сравнительная сила окислителей и восстановителей.
6) Влияние условий на направление протекания редокс-процессов.
7) Прогнозирование направления протекания редокс-процессов:
по величине редокс-потенциалов;
по величине ЭДС (Е) редокс-системы;
по величине свободной энергии (∆G) редокс-системы.
8) Редокс-системы организма.
9) Токсическое действие окислителей (нитраты, нитриты, оксиды азота).
10)Применение редокс-реакций для детоксикации.
Решить задачи:
Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие
для вузов. – Л.: Химия, 1985. – № 610, 625, 631.
Лабораторная работа
Задание 1. Изучить влияние рН среды на протекание окислительновосстановительной
реакции.
Выполнение эксперимента:
В три пробирки внесите по 3–4 капли раствора перманганата калия. В
одну пробирку добавьте 2–3 капли разбавленного раствора серной кислоты,
во вторую – столько же воды, в третью – такое же количество концентрированного
раствора гидроксида калия (KOH). Во все три пробирки внесите кри36
Стр.38
Занятие 13
Тема: Осмотические свойства растворов
Цель занятия: изучить явление осмоса и научиться проводить криометрические
измерения на растворах неэлектролитов и электролитов.
Вопросы для подготовки к занятию:
1) Коллигативные свойства растворов неэлектролитов:
– понижение давления пара растворителя над раствором;
– понижение температуры замерзания раствора;
– повышение температуры кипения раствора;
– осмотическое давление раствора и их зависимость от концентрации
раствора (законы Рауля и Вант-Гоффа).
2) Коллигативные свойства растворов электролитов. Изотонический
коэффициент.
3) Осмос и изоосмия. Биологическое значение осмоса (лизис, плазмолиз,
гемолиз, кренация).
4) Осмолярность и осмоляльность биологических жидкостей и перфузионных
растворов.
5) Гипо-, гипер- и изотонические растворы, применение в медицине.
6) Принцип осмометрических и криометрических определений и их
применение в медико-биологических исследованиях.
Решить задачи:
Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие
для вузов. – Л.: Химия, 1985. – № 465, 473, 477, 483, 516, 519, 522.
Лабораторная работа
Задание 1. Изучить проницаемость воды через искусственные полупроницаемые
мембраны.
Выполнение эксперимента:
а) «Силикатный сад».
В стакан налейте 30–40 мл 10-процентного раствора силиката натрия
(Na2SiO3) и 5–6 мл раствора HCl (1:3). Затем бросьте в стакан крупные кристаллы
хлоридов меди (II), кобальта (II), никеля (II), железа (III). Понаблюдайте
за стаканом в течение нескольких минут и затем опишите наблюдаемые
явления.
б) «Клетка Траубе».
В стакан или большую пробирку с раствором соли меди (II) бросьте
кристаллик гексацианоферрата (II) калия и опишите наблюдаемые явления.
42
Стр.44
Занятие 15
Тема: Протолитические процессы и равновесия
Цель занятия: приобрести навыки экспериментального определения
водородного показателя (рН) и его расчета для водных растворов и биологических
жидкостей.
Вопросы для подготовки к занятию:
1) Основные положения протолитической теории кислот и оснований
Бренстеда – Лоури.
2) Изолированное и совмещенное протолитические равновесия.
3) Условия смещения протолитических равновесий.
4) Водородный показатель среды (рН); шкала кислотности и щелочности.
5) Расчет рН протолитических систем.
6) Сравнительная характеристика силы кислот и оснований по величинам
рН.
7) Принцип колориметрических и потенциометрических измерений рН.
8) Гидролиз солей в свете протолитической теории.
Решить задачи:
Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие
для вузов. – Л.: Химия, 1985. – № 540–543, 590, 596.
Лабораторная работа
Задание 1. Определить рН растворов и биологических жидкостей
колориметрическим методом.
Сущность метода. Колориметрический метод измерения рН растворов
основан на способности кислотно-основных индикаторов изменять
свою окраску в зависимости от активности ионов водорода в растворе. В
соответствии с законом Бугера – Ламберта – Бера для двух растворов, одинаково
поглощающих свет, произведение толщины слоя раствора «ℓ» на
его концентрацию при равных условиях есть величина постоянная:
C1· ℓ1 = C2· ℓ2 = const
Следовательно, концентрации двух растворов одного и того же вещества
будут равны, если при одинаковой толщине слоя они имеют одинаковую
окраску. На этом и основано визуальное колориметрирование по шкале эталонных
растворов с известными значениями рН; рН исследуемого раствора
равен тому значению, которое имеет равноокрашенный эталонный раствор.
Выполнение эксперимента:
а) Определить рН исследуемых растворов с помощью универсального
индикатора (приблизительное).
Для этого несколько капель исследуемого раствора поместите на индикаторную
бумагу и сравните полученную окраску на бумаге с окраской
бумажной цветной шкалы универсального индикатора.
49
Стр.51
Занятие 17
Тема: Коллоквиум № 2
Коллоквиум включает следующие вопросы по темам программы:
1. Редокс-равновесия и процессы.
1) Механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов.
2) Уравнение Нернста – Петерса.
3) Прогнозирование направлений редокс-процессов по величинам
редокс-потенциалов.
4) Потенциометрия (редоксметрия и ионометрия).
5) Измерение электродных потенциалов.
6) Стандартный водородный электрод.
7) Электроды сравнения и определения, применяемые в лабораторном
практикуме.
8) Влияние среды на окислительные свойства перманганата калия.
9) Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорода.
2. Коллигативные свойства растворов.
1) Закон Рауля и следствия из него: понижение температуры замерзания
и повышение температуры кипения растворов.
2) Криометрия и ее применение в медицине.
3) Осмос, осмотическое давление.
4) Закон Вант-Гоффа для осмотического давления, изотонический
коэффициент.
5) Осмомолярность и осмомоляльность биологических жидкостей.
6) Гипо-, гипер- и изотонические растворы.
7) Плазмолиз и цитолиз.
8) Онкотическое давление крови.
9) Эндосмос и экзосмос.
10)Объяснение наблюдаемых в лабораторном практикуме явлений:
«силикатный сад» и «клетка Траубе».
3. Ионные и гетерогенные равновесия.
1) Сильные и слабые электролиты, степень диссоциации.
2) Константа ионизации слабого электролита, закон разведения Оствальда.
3) Ионная сила раствора, активность и коэффициент активности ионов.
4) Кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов и способы
ее определения.
5) Электролиты в организме.
6) Константа растворимости, условия образования и растворения осадков.
7) Реакции, лежащие в основе образования неорганического вещества
костной ткани (гидроксидфосфата кальция) и замещение гидроксидионов
на ионы фтора, ионов кальция – на ионы стронция.
55
Стр.57
3) Сделайте вывод:
– Укажите природу адсорбента и его эффективность для адсорбции NH3;
– Какой из адсорбентов обладает наибольшей суммарной поверхностью?
Вопросы к защите лабораторной работы:
1) Что такое поверхностное натяжение и какими методами его измеряют?
2) Почему определение поверхностного натяжения исследуемых
растворов проводят в порядке возрастания концентраций?
3) Что такое поверхностно-активные вещества? Приведите примеры.
4) Как экспериментально можно определить адсорбцию на подвижной
поверхности раздела фаз?
5) Как экспериментально можно обнаружить адсорбцию из растворов
на твердом сорбенте?
6) Приведите примеры полярных и неполярных адсорбентов, наиболее
часто использующихся в практике.
7) Почему природа растворителя оказывает влияние на адсорбцию?
8) Как экспериментально можно определить влияние на адсорбцию
природы растворителя?
9) Перечислите основные этапы методики хроматографии на бумаге.
10)Почему полоску бумаги помещают в хроматографическую камеру
таким образом, чтобы пятна нанесенных проб не погружались в жидкость?
11)Под действием каких сил перемещается подвижная фаза в хроматографии
на бумаге?
12)Как рассчитывают величину Rf?
Занятие 19
Тема: Физико-химия дисперсных систем
Цель занятия: изучить основные методы получения лиозолей и их свойства.
Вопросы для подготовки к занятию:
1) Дисперсные системы и их классификация. Коллоидно-дисперсные
системы (КДС).
2) Методы получения коллоидных растворов:
– диспергационные методы (физические и химические);
– конденсационные методы (физические и химические).
3) Методы очистки коллоидных растворов:
– диализ, электродиализ;
– компенсационный (вивидиализ);
– ультрафильтрация.
4) Свойства КДС:
– молекулярно-кинетические свойства (броуновское движение,
диффузия, седиментация);
– оптические свойства (рассеивание света, конус Фарадея – Тиндаля);
62
Стр.64
Отпечатано редакционно-издательским отделом
Кемеровской государственной медицинской академии
650029, Кемерово,
ул. Ворошилова, 22а.
Тел./факс. +7(3842)734856;
epd@kemsma.ru
Подписано в печать 07.07.2008.
Гарнитура таймс. Тираж 200 экз.
Формат 21×30½ У.п.л. 3,9.
Печать трафаретная.
Требования к авторам см. на http://www.kemsma.ru/rio/forauth.shtml
Лицензия ЛР № 21244 от 22.09.97
68
Стр.70