БИЛИМ БУЛАГЫ

Водород

Водород выделен Г. Кавендишем в 1766 году. Наименование водорода произошло от латинского слова «Hidrogenium» (гидрогениум) - «рождающий воду», а М.В. Ломоносов перевел его как «водород». Отсюда химический символ – Н (аш). Относительная атомная масса, A(r) = 1,008 (1,0) а.е.m. Это элемент IА группы и во всех соединениях водород проявляет валентность равную 1. Молекула водорода состоит из двух атомов Н₂. Водород горит в воздухе и в чистом кислороде.

Водород образует три изотопа: - легкий водород (Протий), - тяжелый водород (Дейтерий) и - сверхтяжелый водород (Тритий). Электроотрицательность водорода по Полингу – 2,1.

Мeталлы < Электроотрицательность (Н) 2,1< Неметаллы

На Земле водород находится в связанном виде в составе воды, нефти, минералов, живых существ. 95% всех химических веществ содержат водород. Как самый лёгкий газ обнаруживается в верхних слоях атмосферы, в космосе – 63%, в литосфере – 0,15%, в гидросфере – 4%.

Водород - газ без цвета, запаха. В 14,5 раз легче воздуха, температура кипения -252,8 ^оС, плохо растворим в воде. Обладает высокой теплопроводностью. Хорошо растворяется в некоторых металлах (Pt, Pd, Ni). Горит в воздухе.

Смесь 2 объемов H₂ + 1 объема O₂ – взрывоопасна, называется «гремучий газ».

Водород входит в состав воды – H₂O, сероводорода – H₂S, галогеноводородов – HCl, HBr, HF, HJ, аммиака– NH₃, метана – CH₄, фосфина – PH₃, гидридов металлов –NaH, CaH₂. Все кислоты содержат водород. Водород проявляет себя как окислитель в реакциях образования гидридов металлов и как восстановитель в реакциях с неметаллами. Восстанавливает металлы из их оксидов при нагревании .

Реакция восстановления оксида меди II водородом.

Водород реагирует с неметаллами серой, хлором , йодом, азотом. Получают водород в лаборатории взаимодействием металлов с кислотой .

В промышленности водород получают из метана: , .

Применяют водород для заполнения аэростатов, зондов, как восстановитель для получения тугоплавких, редких и особо чистых металлов (Мо,W); в установках водородной сварки, водородных горелках.

Водород используется как сырьё для получения NH₃-аммиака, HCl - хлороводорода, CH₃OH - метанола.

Жидкий водород используется как топливо для ракет.

• 

  Метеозонды накачивают водородом

• 

  В ракетостроении водород используют в качестве топлива

• 

  Подъемная сила водорода используется и в аэроплавании

• 

  Водород горит с большим выделением тепла, его используют в качестве сварки

Кислород

Химический символ О - (Oxigenium) - «рождающий кислоту», слово, переведенное на русский язык М.В.Ломоносовым - «кислород».

Заряд ядра +8, A(r)=16 а.е.m. Электроотрицательность по Полингу 3,5. Валентность-всегда 2, хотя и стоит он в VIА группе ПСЭ; степени окисления: -2, -1, 0, +2.

Молекула состоит из двух атомов - О₂ . Образует аллотропное видоизменение - О₃ (озон) с М (О₃) = 48 г/моль.

Кислород - самый распространенный элемент на Земле - 49% (по массе). Атмосферный воздух содержит - 21% кислорода по объему, литосфера - 47,2%. В связанном виде кислород входит в состав воды, минералов, органических веществ: (50-85% массы растений или животных состоят из кислорода.)

Состав воздуха: О₂ - 21%, N₂ - 78%, инертные газы -1%. (Средняя масса воздуха = 29 г/моль). Кислород - газ без цвета, запаха, вкуса, тяжелее воздуха. Плотность 1,43 г/л, t_кип -183°С. В воде кислород малорастворим - 0,04 г/л. Жидкий кислород голубоватого цвета, парамагнитен. Кислород образует соединения со всеми веществами, кроме гелия, неона, аргона. Не реагирует напрямую с фосфором, хлором, золотом, с платиновыми металлами.

Кислород всегда окислитель. (Кроме вещества ОF₂). Реагирует с металлами и неметаллами образуются оксиды (СаО, Р₂О₅).

С щелочными металлами образуются пероксиды (Na₂O₂). Все реакции элементов с кислородом - экзотермичны - идут с выделением тепла и света, Горят органические и неорганические вещества. Бурное окисление называется горением. В чистом кислороде вещества горят интенсивней, чем в воздухе, например в воздухе аммиак не горит, а горит только в кислороде

Сероводород горит на воздухе (или при недостатке кислорода) по сравнению с чистым кислородом, образуя разные продукт реакции (в воздухе), (в чистом кислороде). Органические вещества в кислороде сгорают до углекислого газа и воды (CO2 и H2O): .

В промышленности при восстановлении металлов для получения оксидов обжигают сульфиды: .

В лаборатории кислород получают, разлагая богатые им вещества:

2KMnO₄ K₂MnO₂ + MnO₂ + O₂↑,

2KClO₃ 2KCl + 3O₂↑,

2H₂O₂ 2H₂O + O₂↑ (MnO₂ – катализатор).

В промышленности кислород получают разложением воды электрическим током: 2Н₂О 2Н₂↑+О₂↑ или фракционной перегонкой жидкого воздуха.

Из жидкого воздуха в первую очередь будет испаряться азот, а затем кислород. При многократном проведении такого процесса в ректификационных колоннах – можно получить достаточно чистый кислород с незначительной примесью азота.

Озон (О₃) – аллотропное видоизменение кислорода - более сильный окислитель, чем кислород. Озон применяется для обеззараживания питьевой воды и сточных вод. А также в медицине как дезинфицирующее средство.

Углерод

Углерод – (С) –Carbonium-(карбониум), по латыни первая буква читается «Ц». Углерод известен с древних времен, признан химическим элементом в 1775г. (Лавуазье, Франция). Является 13-м по распространенности на Земле, встречается как в свободном состоянии, так и в виде соединений. Наиболее распространены неорганические соединения углерода – мел, известняк, мрамор - (CaCO₃), доломит – (CaCO₃ • MgCO₃), сидерит – (FeCO₃). В атмосфере углерод находится в виде CO₂ (0,03%). Соединения углерода – основной компонент нефти, природного газа и каменного угля. Считается, что на Земле встречается 5-15 миллионов химических соединений, содержащих углерод.

В свободном состоянии углерод образует 5 аллотропных видоизменений, но наиболее известны алмаз и графит. Недавно открыт фуллерен. Аллотропные формы углерода различаются строением кристаллической решетки. Алмаз не проводит электрический ток. Кристаллы алмазов обладают сильным преломляющим свет свойством. Графит – серые кристаллы с металлическим блеском, имеет слоистое строение. Слои могут смещаться относительно друг друга. Графит проводит электрический ток. Фуллерен - представляет собой полые сферы состава С₆₀, С₇₀. Были получены искусственным путем, а позже обнаружены в саже.

• 
  
  
  Графит
• 
  Алмаз
• 
  Фуллерен

При низкой температуре все аллотропные виды углерода инертны. При нагревании углерод реагирует со многими простыми и сложными веществами. С металлами углерод образуют карбиды Al₄C₃, Mg₂C, с кислородом два оксида CO, CO₂, реагирует с серой и галогенами CS₂ (сероуглерод), CCl₄ (тетрахлорметан, четырехлористый углерод). Углерод является важнейшим восстановителем, отбирая кислород у оксидов металлов. C + CuO Cu + CO, 2C + PbO₂ Pb + 2CO

При пропускании водяного пара над раскаленным углеродом образуется водяной газ - смесь угарного газа и водорода: C + H₂O (пар) CO + H₂ (водянной газ).

Все органические вещества, содержащие углерод горят в воздухе, выделяя тепло, углекислый газ и воду.

Молекула Угольной кислоты (H₂CO₃)

Молекула Угольной кислоты (H₂CO₃)

Угольная кислота (Н₂СО₃) – образованная реакцией углекислого газа с водой (известна как газированная вода).

Она образует два вида солей: карбонаты (средние соли) Na₂CO₃ – кальцинированная сода, – кристаллическая сода, К₂СО₃ – поташ и гидрокарбонаты (кислые соли) NaHCO₃ – питьевая сода.

Богатством планеты является - углеродное топливо. Оно бывает: твердое – уголь, торф, сланцы, дрова, кизяк, кокс; жидкое – нефть, нефтепродукты; газы - природные, попутные.

Различают 3 вида углей: антрацит (сдержит 95% углерода ), каменный (90-70% С), бурый (65-70% С). При нагревании угля без доступа воздуха выделяются летучие соединения, аммиачная вода и остается твердый продукт - древесный уголь, содержащий систему пустот и каналов и обладающий способностью поглощать газы, яды, это сорбционные или сорбирующие способности древесного угля. Торф - это продукт первой стадии образования угля. При сухой перегонки из торфа получают торфяной кокс.

Нефть - смесь 150 водородных соединений углерода. При термической обработке получают: бензин, керосин, газойль, мазут. Попутные газы, растворенные в нефти, отделяют от нефти при выстаивании. Существуют самостоятельные месторождения природного газа, состоящие в основном из метана (95% - СН₄). Углеводородные соединения – высококалорийное топливо.

Кремний и его соединения

Si – кремний В земной коре содержится 26% кремния. 50% земной коры состоит из песка или кремнезема (SiO₂), и алюмосиликатов: K₂O •Al₂O₃ • 6SiO₂ – ортоклаз (полевой шпат), Al₂O₃ • 2SiO₂ •2H₂O - каолинит (белая глина), K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ • H₂O – слюда.

Получают кремний при нагревании чистого песка с коксом SiO₂ + 2C Si +2CO, а в лаборатории восстановление кремния из оксида активными металлами: SiO₂ + 2Mg Si + 2MgO, 3SiO₂ + 4Al 3Si +2Al₂O₃

Полученный аморфный кремний очень реакционноспособен, проводит электрический ток. Это элемент IVА группы, проявляет валентности 2,4, а степени окисления от -4 до +2, +4.

При обычной температуре кремний реагирует только с фтором, при нагревании с хлором, бромом; при очень высоких температурах с азотом и углеродом с образованием карбида кремния или карборунда (SiC). В кислороде кремний сгорает. Кислоты на кремний не действуют. Кремний реагирует с водными растворами щелочей.

SiO₂ – кислотный оксид, нерастворимый в воде. Оксид кремния реагирует только с плавиковой кислотой SiO₂ + HF SiF₄ + H₂O. Эта реакция используется для травления стекла (смотри метки на хим. посуде).

Оксиду кремния соответствует кремневая очень слабая кислота (H₂SiO₃). В воде она практически нерастворима, а в смеси с NaCI известна как конторский или силикатный клей, который при длительном хранении выпадает в осадок. Соли кремниевой кислоты силикаты натрия и калия (Na₂SiO₃, K₂SiO₃) называются жидкими стеклами, они растворимы в воде, используются для пропитки древесины и тканей для придания им негорючести. Силикаты являются основой строительных материалов. Из них получают стекло и цемент, а так же керамику, фарфор и фаянс.

Азот

Азот наименование от греческого азотикос - (безжизненный), так как не поддерживает дыхание; с латинского Nitrogenium – рождающий селитру. Открыт азот Джоном Резерфордом в 1772г. Д. Резерфорд обнаружил, что в воздухе есть газ, не поглощающийся щелочью. Идентифицирован азот Карлом Шееле. (Швеция, 1772г) Это элемент VIА группы, с валентностями 1,2,3,4,5. Степени окисления от -3 до 0, +1, +2, +3, +4, +5.

N₂ – азот - газ без цвета, вкуса и запаха. t_кип -196^oС, t_пл. -210^oС. Входит в состав воздуха в количестве 78,1%. Инертен. Сгущается в жидкость при –140^oС. Получают азот конденсацией из воздуха, в лаборатории разложением нитрита аммония: NH₄NO₂ N₂ + 2H₂O

При обычных условиях азот реагирует только с литием , а при повышенной температуре реагирует с другими металлами (Mg,Ca). Может быть как окислителем (NH₃), так и восстановителем (NO). С водородом образует аммиак NH₃ - газ с характерным раздражающим запахом.

С водой аммиак образует NH₄OH - гидроксид аммония – очень слабое основание, но растворимое в воде.

По принципу донорно-акцепторной связи аммиак образует соли аммония, чаще всего используемые как удобрения: NH₄H₂PO₄, (NH₄)₂HPO₄. При действии щелочи на любую соль аммония выделяется характерный запах аммиака.

Азот образует газообразные оксиды; N₂O - «веселящий газ», вдыхание которого вызывает наркотическое состояние и используется при проведении хирургических операций , NO, NO₂ - называемый «лисий хвост» по цвету газа.

Азот образует азотную кислоту (HNO₃).

8Sc +30HNO3(очень разб)  8Sс(NO3)3 +3NH4NO3 +9H2O

Сера

Сера (S) – элемент VIA группы, типичный неметалл - аморфное вещество желтого цвета. Сера известна с древних времен. Еще в Египте серу применяли для лечения кожных заболеваний, из нее делали краски.

В свободном виде сера образует несколько аллотропных модификаций, наиболее известны три вида: ромбическая (α-сера), имеющая состав (S₈), моноклинная (β-сера), пластическая (каучукоподобная) с циклическими цепочками серы различной длины.

Добывают серу, закачивая по трубам перегретый пар воды в пласты месторождений. И уже в расплавленном виде сера поднимается по другой трубе, охлаждаясь, превращается в ромбическую серу. Любой минерал, содержащий серу, может стать источником ее получения. Сера входит в состав шерсти животных, перьев птиц, растительных и животных остатков, каменного угля.

В природе сера встречается в составе – пирита Fe₂S (железный колчедан), медного блеска СuS, - серебряного блеска Ag₂S, свинцового блеска PbS, а также в виде сульфатов CaSO₄•2H₂O - природный гипс, Na₂SO₄•10H₂O - мирабилит, глауберова соль, MgSO₄•7H₂O - горькая (английская) соль, FeSO₄•7H₂O - железный купорос. Сера реагирует с металлами (Al, Fe) и неметаллами (C, P, H₂) На воздухе и в чистом кислороде сера горит голубоватым пламенем S + O₂ SO₂.

Из сложных веществ сера реагирует с серной, азотной кислотами и щелочами.

Сера образует – сероводород (Н₂S) – газ с запахом тухлых яиц. Этот устойчивый гидрид серы ядовит, плохо растворим в воде (2,5 объема на 1 литр воды), водный раствор H₂S является кислотой.

• Сера образует два оксида - SO₂ - оксид серы (IV) - диоксид серы, сернистый газ - бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха в 2 раза, хорошо растворимый в воде (40V), при этом образуется слабая сернистая кислота (H₂SO₃).

• Второй оксид (SO₃) – оксид серы (VI) - бесцветная легкокипящая жидкость при .+17^oC превращающаяся в белые, очень гигроскопичные кристаллы, хорошо растворимые в воде и образующие сильную серную кислоту (H₂SO₄). SO₃ способен растворяться в серной кислоте, образуя олеум H₂SO₄ + nSO₃ H₂SO₄ • nSO₃ (олеум). Концентрированная серная кислота окисляет углерод до углекислого газа и обугливает органические вещества.

Серная кислота применяется как осушитель газов в промышленности и в лаборатории, в производстве других кислот, для получения удобрений и красителей. Большинство солей серной кислоты - сульфаты являются кристаллогидратами: CuSO₄•5H₂O – медный купорос, FeSO₄• 7H₂SO₄ – железный купорос.

Галогены

F, Cl, Br, I, At – галогены, (солероды), элементы VII A группы.

Фтор (F) – самый сильный окислитель, проявляет валентность 1 и степень окисления -1.

Все остальные галогены (солероды) являются как окислителями, так и восстановителями.

Хлор (Cl) – представитель элементов VII A группы – Галогенов – сильный окислитель, электроотрицательность которого равна 3,0 и имеющий 7 электронов на внешней электронной оболочке. Поэтому валентности хлора 1,3,5,7. Хлор выделен Шееле (Швеция) в1774 году. Одиннадцатый элемент по распространенности. Входит в состав морской воды, в состав растений, в хлорофилл, находится в тканях животных – в составе плазмы крови, желудочного сока. В земной коре его 0,05%.

Желто – зеленый газ хлор (Cl₂) реакционноспособен и ядовит, в 2,5 раза тяжелее воздуха, образует хлороводород, при растворении в воде которого получается соляная кислота (HCl). В природе хлор встречается только в виде солей в каменной соли, галите - (NaCl, сильвините – (KCl • NaCl), карнаилите - (KCl • MgCl • H₂O), каините – (KCl • MgSO₄ • H₂O). Хлор реагирует с серой, фосфором, натрием.

Йод (I₂) – черно-фиолетовые кристаллы. При нагревании испаряются, минуя жидкое состояние. Это свойство называется возгонка или сублимация.

Фосфор

Фосфор – (P) от греч. Phosphorus - (светонесущий). Фосфор открыт Брандтом в 1669 г. в опытах по поиску «философского камня» в остатках мочи после ее выпаривания. В природе встречается только в составе минералов, в виде солей. В животных и растительных организмах фосфор входит в состав костей, зубов, каменистых клеток растений. В земной коре фосфора всего 0,12%. Основной минерал, содержащий фосфор – это фосфорит Са₂(РО₄)₃, он образует крупные месторождения, еще встречается апатит – это смесь Са₂(РО₄)₃ с СаСl₂ или CaF₂.

Фосфор как простое вещество образует три аллотропные модификации: белый, красный, черный фосфор – все это твердые, кристаллические или аморфные вещества. Красный фосфор проявляет чисто неметаллические свойства. Черный фосфор похож на графит, жирен на ощупь, является полупроводником, проявляет металлические свойства. Белый фосфор – активный неметалл, реагирует с фтором, хлором, серой, кислородом.

При нагревании фосфор реагирует с активными металлами – натрием, кальцием. Белый фосфор используется для получения красного фосфора. Красный фосфор используется в производстве спичек. Фосфор расходуется на производство фосфорной кислоты, из которой получают удобрения.

Свободный фосфор получают из фосфата кальция Ca₃(PO₄)₂. Фосфор образует фосфин (PH₃) – газ без цвета, с запахом гниющей рыбы, очень ядовит и два оксида: Р₂О₃ – оксид фосфора(III) – белое кристаллическое вещество, сильно ядовитое, ему соответствует Н₃РО₃ – фосфористая кислота и Р₂О₅ – оксид фосфора (V) – белые гигроскопичные (жадно поглощающие пары воды) кристаллы. Этому оксиду соответствуют две кислоты - метафосфорная кислота (НРО₃) и ортофосфорная кислота или Фосфорная кислота (Н₃РО₄), – это – бесцветное кристаллическое вещество, плавящееся при +42^оС., не ядовита, хорошо растворима в воде, В промышленности фосфорную кислоту получают экстракционным методом, обрабатывая фосфориты и апатиты концентрированной серной кислотой.

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ 3CaSO₄ ↓ + 2H₃PO₄.

Соли фосфорной кислоты используются как удобрения.

Полезные ссылки

Глоссарий

Ассимилировать – усваивать.

Возгонка или сублимация - испарение из твердого состояния до газообразного, минуя жидкое состояние. Свойство характерно для иода - (I₂).

Вулканизация – процесс превращения каучука в резину под действием серы.

Гидратация – присоединение воды.

Донорно-акцепторная связь – это такая связь, при которой один атом (донор) предоставляет неподеленную пару электронов, которая становится общей между этим и другим атомом (акцептором).

Идентификация – отождествление, установление совпадения.

Изотоп – атомы одного и того же химического элемента, ядра которых содержат одинаковое число протонов, но разное число нейтронов.

Инертный – бездеятельный.

Инсектицид – средства борьбы с вредными насекомыми.

Парамагнетизм – свойство вещества намагничиваться в направлении, совпадающим с направлением поля.

Сфера – форма шара.

Электроотрицательность – свойство атомов оттягивать на себя электроны от атомов других элементов в соединениях.

Эндотермический – теплопоглощающий.

Библиография

• А.А. Журин «Химические формулы». Москва «Аквариум» 1997г.
• А.А. Карцова, А.А.Макаров, А.В.Трухин. Справочник школьника. Химия. Биология.Экология. Санкт-Петербург. «Сова». Москва.»ЭКСМО-ПРЕСС». 2002.
• А.В. Мешельский. Химия в экзаменационных вопросах и ответах. Справочник для учителей , репетиторов и абитуриентов. Изд. 2. Минск, «Белорусская энциклопедия». 1999.
• А.Г. Кульман. «Общая химия». Изд. 3. Москва «Колос». 1979.
• А.Годмен «Иллюстрированный химический словарь» Москва «Мир» 1988.
• А.И. Бусеев, И.П. Ефимов. Словарь химических терминов. Москва «Просвещение» 1971.
• А.П. Крешков «Основы аналитической химии». Москва «Химия» 1976.
• Большой справочник для школьников и поступающих в Вузы. «Химия». /Л.Л.Андреева, Д.Ю. Добротин, О.С. Габриелян и др./ «Дрофа», Москва, 2004
• В.А. Волков, Е.В. Вонский, Г.И. Кузнецова. «Химики» Биографический справочник. Киев «наукова Думка» 1984.
• В.А. Рабинович. З.Я.Хавин. «Краткий химический справочник» изд. 3 Ленинград. «Химия». 1991г.
• В.В Писаренко. Справочник химика – лаборанта. Изд. 2 Москва. «Высшая школа» 1974.
• В. Рич. «В поисках элементов». Москва «Химия» 1985г.
• В. Рич «Охота за элементами». Москва «Химия» 1982г.
• Г.Е. Рудзитис. Ф.Г. Фельдман «Химия 8». Учебник для 8 класса средней школы. Изд.2 Москва «Просвещение». 1991.
• Г.П. Хомченко «Химия для поступающих в ВУЗы». Изд. 2. Москва «Высшая школа» 1994г.
• Д. Верзейм. К. Ослейд. Д. Ватерхаус «Химия». Школьный иллюстрированный справочник. (перевод с латинского) РОСМЭН. First published. Лондон 1986г.
• Д.И. Менделеев «Основы химии» Изд. 13. 1947г., 2 тома Москва - Ленинград. (Санкт – Петербург, 1872)
• Д.М. Кирюшкин. В.С. Полосин «Методика обучения химии». Москва «Просвещение» 1970г.
• Дж.А. Кемпбел «Современная общая химия» в 3 т. (перевод с английского). Москва «Мир» 1975г.
• З. Энгельс, А. Новок «По следам элементов» (пер с нем.) Москва «Металлургия» 1983г.
• И.В. Кузьменко, В.В. Ерёмин, В.А. Попков «Начала химии. Современный курс для поступающих в ВУЗы» 2 т. Москва 1-я книготорговая компания. 1979г.
• И.В. Кузьменко. В.В. Ерёмин. В.А. Попков. «Химия для школьников старших классов и поступающих в ВУЗы» Москва «Дрофа» 1985 г.
• И.В. Шиманович. М.Л. Павлович. В.Ф. Тикавый. П.М. Малашко. (ред. В.Ф. Тикавого). Общая химия в формулах, определениях, схемах. Минск «Унiверсiтэцкае» 1996г.
• И.Т. Гороновский. Ю.П. Назаренко. Е.Ф. Некряч «Краткий справочник по химии». Изд. 4. Киев «Наукова Думка» 1974.
• К.Я. Парменов «Химический эксперимент в средней школе». Изд. Академии педагогических наук РСФСР. Москва 1959г.
• Книга для чтения по химии. Часть I (сост. К.Я. Парменов, Л.М. Сморгонский). Изд. 3. Государственное учебно-педагогическое издательство министерства просвещения РСФСР. Москва 1961г.
• Л.М. Монастырский «Физика за 2 года». Ростов-на-Дону «Феникс» 1995г.
• Л.Полинг «Химия» (перевод с английского). Москва «Мир» 1968г.
• М. Колтун «Мир химии» Москва «Детская литература». 1988.
• М. Колтун «Превращения черного дракона» Москва. «Детская литература» 1990.
• М. Льис Химия. Школьный курс в 100 таблицах. Москва. Аст-Пресс 1997.
• М.М. Петров, М.А. Михелев, Ю.Н. Кукушкин. «Неорганическая химия». Изд 2 Ленинград «Химия» 1976 г.
• М. Фримант «Химия в действии» в 2х частях. (пер. с английского) Москва «Мир» 1991.
• М.И. Гельфман, В.П. Юстратов «Химия». Санкт – Петербург. Издательство «Лань» 2000 г.
• Н.И. Кошкин. М.Г. Ширкевич. «Справочник по элементарной физике» Москва «Наука» 1966.
• Н.С. Ахметов «Неорганическая химия», в 2-х частях, изд. III, Москва «просвещение». 1992г.
• Общая и педагогическая химия. Методические указания. Москва. «Высшая школа» 1990г.
• П.И Воскресенский «Техника лабораторных работ». Изд. 10е. Москва «Химия» 1973г.
• П.Р. Таубе «От водорода, до …?» Москва «Высшая школа» 1964 г.
• Популярная библиотека химических элементов (сост. В.В. Станцо, М.В. Черченко) Москва «Наука» 1983.
• Р.А. Лизин «Справочник по общей и неорганической химии». Москва «Просвещение» 1997г.
• Р.П. Суровцева. Л.С. Гузей Н.И. Останний, А.О. Тамур. «Тесты. Химия». 8-9 класс. Москва. Издательский дом «Дрофа» 1997.
• С.Б. Шустов. Л.В. Шустова. Химические основы экологии». Москва «Просвещение» 1995.
• Н.А.Варкентина, Р.Х.Дженлода «Химические элементы в школьном курсе химии». Бишкек, «Азия Технографика», 2010 г.
• Урок окончен – занятие продолжаются. (ред. Э.Г. Злотникова) Москва «Просвещение» 1992 г.
• Учебный справочник школьника «Дрофа». Москва. 2002. 4-е издание. Ред.Н.Е. Рудомазина и др.
• Ф.Г. Фельдман, Г.Е. Рудзитис «Химия 9» учебник для 9 класса средней школы. Москва «Просвещение».
• Физика и химия. «Универсальная энциклопедия школьника». Минск. «Валев». 1995г.(сост. А.А.Воротников).
• Химическая энциклопедия том 1-2. (ред. И.Л. Кнунянц) Москва. Издательство «Советская энциклопедия». 1988.
• Химия в формулах. Справочное пособие. 8-11 класс. Состав В.В. Ерёмин. Москва. Издательский дом «Дрофа».
• Химия. (пер. с немецкого В.А. Молочко. С.В. Крынкиной). Москва «Химия» 1989.
• Химия. Пособие – репетитор. (ред. А.Ф. Егоров) изд. 2 Ростов-на-Дону «Феникс» 2000г.
• Химия. Справочник школьника (научная разработка и составление М. Кременчугской и С. Васильева) Филологическое общество «Слово» Компания «Ключ-С». ТКОАСТ. Центр гуманитарных наук при факультете журналистики МГУ им. Ломоносова. Москва 1997.
• Химия. Справочное руководство (пер. с немецкого) оед. Ф.Г. Гаврюченкова, М.И. Курочкиной, А.А. Потехина. В.А Рабиновича). Ленинград «Химия»
• Химия: справочные материалы ( под ред. Ю.Д. Третьякова I-III изд. Москва «Просвещение» 1984, 1988, 19993 г.
• Э. Гроссе. Х. Вайсмантель «Химия для любознательных». Изд.2 Ленинград «Химия».1985г.
• Энциклопедический словарь юного химика. (ред. М.А. Прокофьев) Москва «Педагогика» 1990 г.
• Энциклопедия для детей «Аванта». Москва. 2000г. Гл. ред. В.А. Володин
• Ю.Ю. Лурье. «Справочник по аналитической химии». Изд. 4. Москва «Химия» 1971.
• Я.А. Угай. «Общая и неорганическая химия». Изд. 2. Москва «Высшая школа» 2000г.
• Я познаю мир. Детская энциклопедия. Химия. (Авт.-сост.Л.А.Савина). Москва. АСТ. 1995г.
• В.А. Волков, Е.В.Вонский, Г.И. Кузнецова «Химики». Изд. «Наукова думка». Киев. 1984 г.