БИЛИМ БУЛАГЫ

Щелочные

Щелочноземельные

Алюминий

Железо

Щелочные

Щелочноземельные

Алюминий

Железо

---

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.

Опыт № 98

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.

Опыты № № 1, 8.

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

Опыт № 2

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 .

Опыт № 68

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

Опыты № 81. 100

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.

Рисунки аэростата и зондов.

Рисунок сварки

Водород используется как сырьё для получения NH₃-аммиака, HCl - хлороводорода, CH₃OH - метанола. Жидкий водород используется как топливо для ракет.

Рисунок. Взлет легкой ракеты

В начало

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 = 29г/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).

Опыт № 67

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

ОПЫТЫ №3,4,5,

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): .

Опыты № 43,50, 58

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).

Опыт № 97

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.

В начало

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.

Углерод - элемент IVА группы, проявляет валентности 2,4, и степени окисления от - 4 до +2, +4.

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).

CO₂ - углекислый газ - оксид углерода (II), образуется в процессе дыхания любых живых существ. Углекислый газ не ядовит, однако, не поддерживая дыхания, может вызвать удушье.

Опыты №№ 45,67, 86,90

СО₂ ассимилируется зелеными листьями растений и в процессе фотосинтеза превращается в глюкозу, при этом в атмосферу выделяется кислород 6СО₂ + 6Н₂О С₆Н₁₂О₆ + 6О₂.

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

Опыты №№ 54,57,58, 43

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). Углеводородн – соединения – высококалорийное топливо.

В начало

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.

В начало

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.

Опыт№ 35,36,

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

Опыт № 34

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). Среди всех кислот – это самый сильный окислитель, бесцветная жидкость с резким запахом, легко испаряется, кипит при 86^oС. При хранении приобретет желтый цвет, разлагаясь с образованием NO₂ и O₂. Пожароопасна. Тлеющая лучина возгорается над поверхностью азотной кислоты.

Опыты №№37,38,39,96.

В промышленности азотную кислоту получают окислением аммиака кислородом в присутствии катализатора с последующей гидратацией в присутствии кислорода. В лаборатории азотную кислоту можно получить из её солей действием концентрированной серной кислоты. Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются с выделением оксидов азота и кислорода, поэтому при их хранении следует соблюдать все правила противопожарной безопасности.

Азотная кислота весьма специфично реагирует с металлами и неметаллами, выделяя разнообразные продукты реакций.

Реакции азотной кислоты с металлами всегда окислительно-восстановительные, с изменением степени окисления как металлов, так и азота в составе азотной кислоты и его оксидов.

Взаимодействие HNO₃ с неметаллами:

• 4HNO_3(конц.) + C CO₂ +4NO₂ +2H₂O
  • (с углеродом взаимодействует только концентрированная кислота и реакция идет с выделением NO₂, т. к. у углерода очень крепкая кристаллическая решетка)
• P + 5HNO_3(конц) HPO₃ + 5NO₂ + 2H₂O
• 3P +5HNO_3(разб) 3H₃PO₄ +5NO+ 2H₂O
• S +6HNO_{3 (конц)} H₂SO₄ +6NO₂ +2H₂O
• 2S +2HNO_3(разб) H₂SO₄ +2NO
• B + HNO_3(конц) H₃BO₃ +3NO₂
  • (Бор реагирует только с концентрированной азотной кислотой)

Степень окисления азота в оксидах зависит от концентрации HNO₃: концентрированная кислота дает выделение NO₂, а разбавленная дает выделение NO (а иногда и ниже).

Азотная кислота

Взаимодействие HNO₃ c металлами:

1. При реакции азотной кислоты с металлами никогда не выделяется водород (Н₂).
2. Как газообразные продукты, выделяются оксиды азота с различными степенями окисления или аммиак.
3. Степень окисления газообразных продуктов реакции зависит от концентрации кислоты.
4. Степень окисления газообразных продуктов реакции зависит от плотности металла (тяжелые металла с плотность выше 5 г/см³ или легкие с плотностью ниже 5 г/ см³).

Закономерности взаимодействия азотной кислоты с металлами:

• Металлы, образующие оксиды со степенью окисления равной +3 концентрированной азотной кислотой (HNO₃) пассивируются, т. к. покрываются очень тонкой пленкой своего оксида, который предохраняет металл от действия кислоты: (Fe, Cr, Al, Au, Pt, Ir, Tl.)

3Al + 12HNO₃ Al(NO₃)₃ +Al₂O₃ +9NO₂ +6H₂O (толщина пленки Al₂O₃=10^–5 метра).

• Концентрированная HNO₃ не действует на платиновые металлы (Pt, Au, Ir, Tl).
• Тяжелые металлы с концентрированной HNO₃ выделяют NO₂

Cu + 4HNO_3(конц) Cu(NO₃)₂ +2NO₂ + H₂O

• Тяжелые металлы с разбавленной HNO₃ выделяют NO

3Cu +8HNO_3(разб) 3Cu(NO₃)₂ +2NO +4H₂O

• Легкие металлы с концентрированной HNO₃ выделяют N₂O, а иногда N₂ - (в зависимости от концентрации азотной кислоты)

4Mg +10HNO_3(конц) 4Mg(NO₃)₂ +N₂O +5H₂O

5Mg +12HNO_3(разб) 5Mg(NO₃)₂ +N2 +6H₂O (для Mg, Zn).

• Легкие металлы с разбавленной HNO₃ реагирует с выделением NH₃, однако аммиак тут же взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата аммония:

NH₃ + HNO₃ NH₄NO₃

4Mg +10HNO_{3(очень разб)} 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ +5H₂O

4Zn +10HNO_{3(очень разб)} 4Zn(NO₃)₂ +NH₄NO₃ +5H₂O

• Легкий трехвалентный металл Al реагирует с сильно разбавленной HNO3, но с выделением NO

Al +4HNO_3(разб) Al(NO₃)₃ +NO +2H₂O

• Скандий ведет себя как типичный легкий металл, проявляя степень окисления равную +3.

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

• Очень (ну, очень) разбавленные растворы HNO³ c Ca, Mg могут вытеснять водород (рассматривается как исключение).

Меры безопасности: при попадании на кожу азотной кислоты - смыть большим количеством воды и нейтрализовать раствором соды, иначе растительные и животные ткани будут разъедаться, особенно концентрированной азотной кислотой (HNO3) и окрасятся в желтый цвет.

В начало

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.

Рисунки

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.

Опыт №71

Опыт № 3

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.

Опыты №№ 43, 93

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.

Серная кислота

Взаимодействие H2SO4 с неметаллами:

С + H₂SO₄ CO₂↑ + SO₂↑ + H₂O

S + 2H₂SO₄ 3SO₂↑ + 2H₂O

Взаимодействие серной кислоты с металлами:

1. Концентрированная серная кислота пассивирует Fe, Cr и Al, поэтому ее перевозят в железных или алюминиевых цистернах.
2. Малоактивные металлы (начиная с меди (Cu)) реагируют только с концентрированной серной кислотой и при нагревании, при этом в качестве газообразного продукта выделяется оксид серы (IV).

Cu + 2H₂SO_4(конц.) CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

1. Взависимости от концентрации H₂SO₄ при взаимодействии с активными металлами выделяются разные продукты реакции:

• Zn + H₂SO_4(конц.) ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
• 3Zn + H₂SO_4(50%) 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O
• 4Zn + 5H₂SO_4(20%) 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O
• Zn + H₂SO_4(5-8%) ZnSO₄ + H₂Шаблон:Arrowup (для металлов, стоящих до водорода)

В начало

Полезные ссылки

Канал Thoisoi на YouTube где вы сможете увидеть необычные эксперименты и узнать еще больше о химических элементах

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.

В начало

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.

Интересное
о водороде

• Водород – самый распространенный элемент во Вселенной.
• На Земле общее количество водорода- 1% от веса земной коры.
• Во Вселенной водород играет роль «космического топлива», дающим энергию звездам, в том числе нашему Солнцу.
• Водород не ядовит.
• В свободном виде водород выделяется с вулканическими газами.
• На 5000 атомов Протия приходится 1 атом Дейтерия.
• 1 атом Трития приходится на миллиард миллиардов Протия.
• Тяжелая вода, содержащая Дейтерий замерзает при температуре 3,8 градуса, а кипит при101,4 градуса.
• Высокая температура горения водорода в кислороде используется для плавления кварца, тугоплавких металлов, разрезания стальных плит.
• При огромных давлениях был получен металлический водород.

Пять интересных фактов
о кислороде

• Благодаря реакции регенерации воздуха 2Na₂O₂ + 2CO₂ 2Na₂CO₃ + O₂ ↑, люди могут длительное время находиться в ограниченных пространствах, например на подводных лодках.

• В случаях снижения окислительных процессов в организме, озон в малых дозах приносит пользу, например лечение в барокамерах воздухом под давлением, обогащенным озоном.

• Озоновый слой задерживает ультрафиолетовое излучение, опасное для живых организмов, хотя общее его содержание соответствует слою газа толщиной всего 3 миллиметра.

• Если бы озон задерживал все ультрафиолетовое излучение, у организмов бы не вырабатывался витамин D и развитие было бы невозможным.

• Изобретателем резки металла кислородно-водородным пламенем явился взломщик несгораемых сейфов в 1890 году.

Интересное
о углероде

• Атомы углерода могут неограниченно соединяться в цепи: линейные, разветвленные, циклические
• Алмазы полируются только собственным порошком.
• При t=3000 ^oС и давлении 10¹⁰Па графит превращается в алмаз.
• Карбин – аллотропная форма углерода, найден в кратерах вулканов, образованных при падении метеоритов.
• Все карбиды гидролизуются с образованием оснований и углеродосодержащих газов:

Al₄C₃ + 3H₂O Al(OH)₃ + 3CH₄

Полупромышленный способ получения ацетилена происходит по реакции:

CaC₂ + 2H₂O Ca(OH)₂ + C₂H₂.

Ацетилен используется для газовой сварки металлов, потому, что он дает наивысшую температуру при сгорании в кислороде среди химических реакций – 3000^oС.

Способ получения карбида кальция обжигом известняка происходит в две стадии:

CaCO₃ CaO + CO₂

CaO + 3C CaC₂ + CO

• Активные металлы могут гореть в углекислом газе 2Mg + CO₂ 2MgO + C

Лайфхак

В этом видео вы узнаете как сварить яйца без огня.

Химия в лицах

Академик
Курнаков Николай Семенович

6.12.1860, Нолинск Вятской губ. – 19.03.1941, Барвиха Московской обл.

Советский химик. Разработал физико-химический анализ растворов и сплавов металлов. Для анализа состава сплавов он создал новые методы и приборы.

Чернов
Дмитрий Константинович

Заслуги Д. К. Чернова перед наукой огромны. Он выражал новые, передовые идеи в области металлургии.

Русский металлург. Разработал в 1868 году наилучшие условия отливки, ковки и термической обработки стали. С тех пор стальные орудия вытеснили бронзовые. Предсказал преимущества применения кислородного дутья в конвекторном процессе.

Аносов
Павел Петрович

Павел Петрович Аносов в чине генерал-майора. Портрет 1851 года.

Русский металлург, горный инженер. Он был первым исследователем, применившим еще в 1831 году микроскоп для изучения структуры стали. Изобрел способ закалки стальных изделий в струе сжатого воздуха. Получил литую сталь и усовершенствовал многие заводские механизмы.