БИЛЕТ 18.

БИЛЕТ 18. Кислород

Билет 18.

1. Общая характеристика. Сера, селен, теллур Э.

Сера, селен, теллур – состав 16й группы, халькогены (от греч рождающие медные руды). В природе чаще всего встречаются в форме соединений меди: сульфидов, селенидов и т.п.

В основном состоянии атомы имеют электронную конфигурацию ns2np4 с четным числом валентных электронов, два из которых неспарены. При переходе от серы к теллуру размер атомов и их возможные координационные числа увеличиваются, а значения энергии ионизации и электроотрицательность – уменьшаются. Сера типичный неметалл, селен и теллур металлоиды с характерными металлическими свойствами.

Проявляют высшую степень окисления 6. Устойчивость Э 6 понижается от серы к теллуру. Окислительная способность селена в высшей степени окисления значительно выше, чем у теллура и серы. Объяснение этого явления обусловлена влиянием внутренней 4f электронной оболочки, электроны которых слабо экранируют заряд ядер атомов. (т.е. происходит сжатие электронных оболочек из за повышения заряда ядра).

Для серы, селена и теллура образование двух одинарных связей оказывается предпочтительнее, чем одной двойной. При переходе от кислорода к сере прочность одинарной σ — связи растет из-за ослабления межэлектронного отталкивания, а прочность π – связи понижается, что связано с ростом радиуса и уменьшением перекрывания атомных p – орбиталей по π – типу.

Способность атомов элементов соединяться в кольца или цепи называется катенацией. Наиболее характерна катенация для серы, селена и теллура: для них известны цепи, содержащие десятки и сотни тысяч атомов. Катенация характерна не только для простых веществ. Известны соединения, содержащие гомоатомные цепи и циклы, стабилизированные концевыми атомами –H, -Cl или группами –SO3

БИЛЕТ 18.

В свойствах серы прослеживается больше аналогий с селеном и теллуром. Так, в соединениях с отрицательными степенями окисления от серы к теллуру усиливаются восстановительные, а в соединениях с положительными степенями окисления – окислительные свойства, наиболее сильно выраженные у селена.

Химические и физические свойства.

Сера.

Ромбическая S(ромб.) и моноклинная S(мон.) модификации серы построены из циклических молекул S8, размещенных по узлам ромбической и моноклинной кристаллических решеток. Ромбическая сера желтого(tпл=112,8), а моноклинная сера бледно-желтого цвета(tпл=119,3). Малоустойчивая в обычных условиях пластическая сера состоит из нерегулярно расположенных зигзагообразных цепочек S. При t=200 сера становится темно-коричневой и вязкой, как смола происходит разрушение кольцевых молекул S8 и образование длинных цепей S. Дальнейшее нагревание выше 250оС ведет разрыву цепей, и жидкость снова становится более подвижной. При 444,6 сера закипает, в зависимости от температуры в парах образуются молекулы S8, S6, S4 и S2. При 1500 молекулы S2 диспропорционируют на атомы. Молекулы S2 парамагнитны, во всех других состояниях сера диамагнитна.

В воде сера практически нерастворима; некоторые ее модификации растворяются в органических жидкостях и в особенности в сероуглероде. Сера – достаточно активный неметалл. Даже при умеренном нагревании она окисляет многие простые вещества, но и сама довольно легко окисляется кислородом и галогенами. При нагревании в кипящих растворах щелочей сера диспропорционирует:

3S 6NaOH = 2Na2SO3 3H2O

Селен.

Как и сера, селен имеет полиморфные модификации. Наиболее устойчив гексагональный или серый селен. Его кристаллы образованы зигзагообразными цепями Se∞. При быстром охлаждении жидкого селена получается красно-коричневая стекловидная модификация. Она образована неупорядоченно расположенными молекулами Se разной длины. Кристаллические разновидности красного селена состоят из циклических молекул Se8, подобных S8. Серый селен – полупроводник.

Теллур.

У теллура устойчива гексагональная модификация. Это серебристо-белое металлоподобное кристаллическое вещество. Однако он хрупок, легко растирается в порошок. Его электрическая проводимость незначительна, но при освещении увеличивается, т.е. теллур – полупроводник. Аморфный теллур менее устойчив, чем аморфный селен, и при 25 С переходит в кристаллический.

Селен и теллур с водой и разбавленными кислотами не реагирует. Подобно другим неметаллам, окисляются концентрированной HNO3 до кислот. При кипячении в щелочных растворах Se и Te, подобно S, диспропорционируют:

3Э 6NaOH = 2Na2ЭO3 2K2Э 3H2O

При нагревании селен и теллур довольно легко окисляются кислородом и галогенами, при сплавлении взаимодействуют с металлами.

Нахождение в природе. Получение.

Халькогены в природе сконцентрированы в рудных месторождениях, где они связаны преимущественно с металлами. Значительная часть серы находится либо в самородном состоянии (вулканическая сера), либо в форме сульфидов и сульфатов. Из природных газов, содержащих сероводород, серу получают путем окисления части H2S до сернистого газа и взаимодействия образовавшегося SO2 с H2S в присутствии катализаторов на основе оксидо железа и алюминия:

2H2S SO2=3S↓ 2H2O

Основным источником селена и теллура служат остатки после электролитической очистки меди, содержащие также значительное количество серебра, золота и платиновых металлов, отходы сернокислотного и целлюлозо – бумажного производства, некоторые свинцово – цинковые и висмутовые руды. В них оба элемента содержатся в форме халькогенидов.
Теллур осаждается в виде гидратированного диоксида, а селенистая кислота осаждается в растворе. Из этого раствора действием SO2 осаждают красный селен чистотой 99,5%:

H2SeO3 2SO2 H2O=Se↓ 2H2SO4

Гидратированный TeO2 растворяют в щелочи и электролитически восстанавливают до теллура:

Na2TeO3 H2O БИЛЕТ 18. Te↓ 2NaOH O2

Окислительно-восстановительные свойства соединений Э.

Водородные соединения.

В водных растворах гидриды H2Э ведут себя как слабые двухосновные кислоты. Сила кислот возрастает от серы к теллуру благодаря понижению энергии связи Э-H и обеспечению ее разрыва при политропическом взаимодействии с водой:

H2Э H2О = H3О

Халькогеноводороды сгорают на воздухе с образованием диоксидов:

H2Э БИЛЕТ 18. О2 = ЭО2 H2О

Но при недостатке окислителя могут быть получены и простые вещества.

В кислых растворах H2Э ведут себя как мягкие восстановители. Восстановительные свойства H2Э усиливаются при переходе от H2O к H2Po. Кислород, галогены и другие типичные окислители(HNO3, KMnO4, KClO3) окисляют халькогеноводороды. Сероводород в зависимости от условий может окисляться в водном растворе до серы, сернистого газа, тиосульфата, политионатов, серной кислоты:

H2S 4Cl2 4H2O = H2SO4 8HCl

H2S I2 = 2HI S↓

Сульфиниды, селениды и теллуриды металлов.

Встречаются в природе как минералы и руды и служат сырьем для получения металлов.

В воде хорошо растворимы лишь сульфиды щелочных металлов, аммония и бария. Их водные растворы вследствие гидролиза имеют щелочную реакцию.

2CaS 2H2O = Ca(HS)2 Ca(OH)2

Процессы получения многих металлов сводятся к переработке их сульфидов металлов, например MS, с кислородом в зависимости от условий теоритически возможно образование оксидов:

2MS(тв.) 3O2 = 2MO(тв.) 2SO2↑,

Сульфатов:

MS(тв.) 2O2 = MSO4(тв.),

Или металлов:

MS(тв.) O2 = M(тв.) SO2↑.

Галогениды халькогенов.

Галогениды S, Se – жидкости и газы, кроме тв. SeCl4

Гигроскопичны, кроме SF6

SeCl4 3H2O = H2SeO3 4HCl гидролиз

SF6 6HI = 6HF 3I2 S

Галогениды теллура – твердые вещества, кроме TeF6

Бромиды и иодиды не реагируют с водой при н.у.

TeBr4 H2O ≠

TeCl4 3H2O = TeO2·H2O 4HCl

Оксиды халькогенов.

С увеличением размера атома халькогена в ряду SeO2—ТеO2—РоO2 ослабевают кислотные и, наоборот, усиливаются основные свойства. Твердый диоксид селена хорошо растворим в воде, и при этом образуется селенистая кислота:

SeO2 Н2O = H2SeO3

Оксиды ТеO2 в воде не растворяется в силу высокой энергии

кристаллической решетки. Диоксид теллура, подобно сернистому и селенистому ангидриду, взаимодействует со щелочами, образуя теллуриты металлов:

ТеO2 2NaOH = Na2TeO32O

В то же время он, проявляя амфотерные свойства, реагирует с кислотами-

окислителями:

2ТеO2 HNO3 = Te2O3(OH)NO3

а за счет комплексообразования — и с соляной кислотой:

ТеO2 6HC1 = Н2ТеС162O

Для диоксидов серы, селена и теллура характерна окислительно-восстановительная двойственность. Восстановительные свойства наиболее выражены у SO2 и ТеO2. Так, сернистый газ обесцвечивает йодную воду:

SO2 I22O = 2HI H2SO4

и раствор перманганата калия:

5SO2 2КMnO4 2H2O = 2MnSO4 2KHSO4 H2SO4

Окислительные свойства S02 проявляются при взаимодействии с сильными восстановителями:

SO2 2СО = S 2СO2 (при 5000С, Al2O3)

SO2 2H2 =S 2H2O

Серный ангидрид – одно из самых реакционноспособных соединений. Он проявляет окислительные свойства, например, превращает уголь в углекислый газ:

2SO3 С = 2SO2 СO2

Особенности взаимодействия SO3 с галогенводородами связаны с ростом

восстановительных свойств в ряду НС1—HBr— HI. Окислительные свойства SO3 усиливаются с ростом температуры. При слабом нагревании SO3 реагирует с газообразным НС1, образуя хлорсульфоновую кислоту HSO3C1:

SO3 НС1 = HO(Cl)SO2

При повышении температуры НСl восстанавливает SО3 до SО2 с одновременным образованием Сl2. При действии на НВг триоксида серы при 0°С выделяются SО2 и свободный бром:

2SО3 2HBr = SО2 Br2 H24

Йодистым водородом SО3 восстанавливается до H2S даже при охлаждении ниже 0°С:

SO3 8HI = H2S 4I2 3H2O

Селеновый ангидрид — сильнейший окислитель. Он окисляет хлороводород до хлора:

SeO3 2HC1 = H2SeO3 Cl2

а фосфор — до фосфорного ангидрида:

5SeO3 2Р = Р2O5 5SeO2

Окислительные свойства триоксида теллура выражены гораздо слабее, чем Se03, -он вытесняет хлор из соляной кислоты только при нагревании.

Оксокислоты халькогенов Э(IV).

Сернистая кислота H2S03 в индивидуальном состоянии не выделена. Селенистая кислота H2Se03 — белое кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Ее получают окислением селена разбавленной HN03:

3Se 4HN03 Н20 = 3H2Se03 4NO

Теллуристая кислота — это гидратированный диоксид Те02 • хН20. Она образуется в виде белого осадка при гидролизе тетрагалогенидов:

ТеС14 (2 х)Н20 = Те02 • хН20↓ 4HC1

Сила кислот уменьшается в ряду H2S03—H2Se03—Н2Те03. По мере роста радиуса и уменьшения электроотрицательности атом халькогена слабее смещает электронную плотность от атома кислорода гидроксильной группы и, таким образом, слабее поляризует связь О—Н.

Усиление окислительной способности:

H2SO3 > H2TeO3> H2SeO3

Оксокислоты халькогенов(VI)

В молекуле H2S04 сера тетраэдрически окружена четырьмя атомами кислорода, два из которых входят в состав гидроксильных групп. Длины связей в молекуле H2S04 таковы, что связи S—О можно считать двойными, а связи S—ОН — одинарными. Бесцветные, похожие на лед кристаллы H2S04 имеют слоистую структуру: каждая молекула H2S04 соединена с четырьмя соседними молекулами прочными водородными связями, образуя единый пространственный каркас.

H2S04 и H2Se04 — сильные двухосновные кислоты. Они близки по структуре и свойствам. Их соли — сульфаты и селенаты — изоморфны и образуют квасцы состава МАl(Э04)3* 12Н20, где М — щелочной металл; Э = S, Se.

Ортотеллуровая кислота Н6Те06 — бесцветное гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде. Ее структура отличается от структуры H2S04 и H2Se04 и построена из правильных октаэдров Те06, сохраняющихся и в растворах. Такое строение обусловливает отличие свойств Н6Те06 от свойств H2S04 и H2Se04. Отсутствие концевых атомов кислорода, которые могли бы оттягивать электронную плотность от атома Те и поляризовать связь Н—О, объясняет тот факт, что Н6Те06 слабее даже угольной кислоты.

Усиление окислительной способности:

H2SO4 > H6TeO6> H2SeO4

Соединения серы: сероводород, сульфиды, сульфаны, полисульфиды, оксид серы(IV), сернистая кислота, сульфиты.

Кислоту H2S04 можно называть ортосерной кислотой, так как в ней содержится наибольшее число гидроксильных групп, связанных с одним атомом серы(VI). При дегидратации H2S04 или при насыщении водного раствора серной кислоты серным ангидридом:

H2S04 S03 = H2S207

Пиросерная кислота — бесцветные прозрачные кристаллы (tпл= 35 °С), дымящие на воздухе. Ее соли — пиросульфаты — получают обезвоживанием кислых сульфатов.

Серная и селеновая кислота.

В молекуле H2S04 сера тетраэдрически окружена четырьмя атомами кислорода, два из которых входят в состав гидроксильных групп. Длины связей в молекуле H2S04 таковы, что связи S—О можно считать двойными, а связи S—ОН — одинарными. Бесцветные, похожие на лед кристаллы H2S04 имеют слоистую структуру: каждая молекула H2S04 соединена с четырьмя соседними молекулами прочными водородными связями, образуя единый пространственный каркас. При температуре 10,3°С H2S04 плавится с образованием тяжелой маслянистой жидкости, кипящей с разложением при 300 «С. Такая кислота дымит на воздухе. Структура жидкой H2S04 такая же, как твердой, только целостность пространственного каркаса нарушена, и его можно представить как совокупность микрокристалликов, постоянно меняющих свою форму.

Серная кислота обладает сильными окислительными свойствами только в концентрированном растворе и при нагревании:

2H2S04(конц.) Си = CuS04 S0220

Серная кислота смешивается с водой в любых соотношениях, процесс сопровождается образованием различных гидратов H2S04*nН20.

Теплота гидратации настолько велика (приблизительно 880 кДж/моль), что смесь может даже вскипеть, разбрызгаться и вызвать ожоги кожи и разрушение одежды. Поэтому необходимо добавлять кислоту к воде, а не наоборот, поскольку при добавлении Н20 в H2S04 более легкая вода окажется на поверхности кислоты, где и сосредоточится вся выделяющаяся теплота. В результате может произойти вскипание и разбрызгивание. Высокое сродство серной кислоты к воде позволяет использовать ее как водоотнимающее средство.

С серной кислотой реагируют многие простые вещества — металлы и неметаллы. На холоде H2S04 инертна по отношению к таким металлам, как железо, алюминий и даже барий. Продуктами ее восстановления в зависимости от условий проведения реакций (природы металла, температуры, концентрации) могут быть S02, H2S, S, политионаты.

Серная кислота образует два ряда солей: сульфаты и гидросульфаты. Гидросульфаты некоторых переходных и постпереходных металлов представляют собой комплексные кислоты. Термическая устойчивость сульфатов определяется природой катиона, а состав продуктов разложения зависит от температуры процесса.

Безводная H2Se04 — бесцветное неустойчивое кристаллическое вещество, построенное из слоев искаженных тетраэдров Se04 и плавящееся при 57 °С с разложением:

2H2Se04 = 2H2Se03 02

2. Соединения никеля(III), кобальта(III) и железа(III). Получение. Сравнение устойчивости и окислительно-восстановительных свойств.

Оксиды.

Оксид Fe203. Оксид железа(III) встречается в природе в виде минерала

гематита со структурой корунда, представляющей собой плотнейшую гексагональную упаковку из ионов кислорода, в октаэдрических пустотах которой находятся ионы железа. Гематит образуется при дегидратации оксогидроксида железа(Ш), разложении железного купороса при температуре 700 — 800 «С.

Оксид железа(Ш), полученный при низкотемпературном обезвоживании гидроксида, растворим в кислотах с образованием растворов солей железа(Ш), при сплавлении реагирует с щелочами и карбонатами с образованием ферритов:

Fe203 Na2C03 = 2NaFe02 C02

Существование оксида кобальта(Ш) точно не установлено, хотя в пользу его образования свидетельствует способность Со304 поглощать кислород. По-видимому, формулу Со203 можно условно приписать бурому порошку, образующемуся при осторожном обезвоживании оксогидроксида кобальта(III) или при термическом разложении [Co(NH3)3(N02)3]. Содержание кислорода в полученном продукте всегда оказывается меньше стехиометрического, что свидетельствует о наличии в нем хотя бы небольшой части ионов Со2 . Оксид никеля(III) как индивидуальное вещество неизвестен.

Гидроксиды.

Гидроксид железа(III) относят к слабым (Kb ~10-11) амфотерным основаниям с преобладающими основными свойствами. Он легко растворим в кислотах с образованием растворов солей железа(Ш); с концентрированными растворами щелочей при рН > 14 дает бесцветные гидроксоферраты(III):

3Ва(ОН)2 2FeOOH 2Н20 = Ba3[Fe(OH)6]2

Гидроксид железа(III) в водных растворах устойчив как к окислению, так и к восстановлению. Сильные окислители (бром, гипохлорит) способны перевести его в ферраты(V1).

В степени окисления 3 железо образует соли практически со всеми кислотами. Сульфат железа(III) кристаллизуется из водных растворов в виде различных гидратов, содержащих до десяти молекул воды. Подобно многим другим солям трехзарядных катионов сульфат железа(Ш) образует квасцы KFe(S04)2*12H20, кристаллизующиеся в форме красивых бледно-фиолетовых октаэдров. Нитрат железа(Ш) проще всего получать взаимодействием железа с 50%-й азотной кислотой. Соль кристаллизуется в виде бледно-лиловых кристаллов, представляющих собой нонагидрат. При слабом нагревании она плавится в своей кристаллизационной воде, а при температуре 125 °С расплав закипает с разложением.

Ион Fe3 является слабым окислителем. Он вступает в реакции лишь с сильными восстановителями, такими как сероводород, соли олова(II), гидразин, гидроксиламин, иодид:

2FeCl3 S02 2H20 = 2FeCl2 H2S04 2HC1

Для железа(III), как и для изоэлектронного ему марганца(II), характерно образование высокоспиновых октаэдрических комплексов, обсуждавшихся ранее на примере акваиона.

Аммиакаты железа(Ш), например [Fe(NH3)6]Br3, образующийся при взаимодействии твердого безводного бромида железа(Ш) с газообразным NH3, существуют только в неводных средах, поэтому для осаждения гидроксида железа(Ш) удобно использовать водный раствор аммиака.

Низкоспиновые комплексы железа(III) известны лишь с лигандами сильного поля. Все они рассмотрены при описании свойств соединений железа(III). Тетраэдрические комплексы [FeX4] формируются главным образом с объемными анионными лигандами, например хлоридом и бромидом.

Соединения Fe(III) – слабые окислители в кислой среде

Fe2(SO4)3 H2S = 2FeSO4 H2SO4 S

Fe2(SO4)3 SO2 2H2O = 2FeSO4 2H2SO4

2Fe2(SO4)3 2(NH3OH)HSO4= 4FeSO4 N2O 4H2SO4 H2O

Fe2(SO4)3 2KI = 2FeSO4 K2SO4 I2

3. Способы выражения концентраций растворов и их взаимный пересчет.

· Массовая доля растворённого вещества w — это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m:

W = m(B) / m (р-ра)*100%

· Молярная концентрация C (молярность ) — показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.

C=n/v (моль/л)

· Нормальность раствора — обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.

Грамм — эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту.

Cf=nf/v (моль/л)

· Моляльность — концентрация раствора, выраженная числом молей (грамм-молекул ) растворённого вещества, содержащегося в 1000 г растворителя.

b= n/1000г/рас-ля (моль/кг)

· Мольная доля — концентрация, выраженная отношением числа молей вещества к общему числу молей всех веществ, имеющихся в растворе.

Х=nвещ-ва/nвещ-ва nр-ля

Соли серной кислоты

Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние, называемые сульфатами, и кислые, называемые гидросульфатами. Сульфаты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью (на один моль кислоты приходится два моля щелочи), а гидросульфаты — при недостатке щелочи (на один моль кислоты — один моль щелочи):

Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значение.

Качественная реакция на сульфат-ион. Большинство солей серной кислоты растворимо в воде. Соли CaSO4 и PbSO4 мало растворимы в воде, a BaSO4 практически нерастворима как в воде, так и в кислотах. Это свойство позволяет использовать любую растворимую соль бария, например ВаСl2, как реагент на серную кислоту и ее соли (точнее, на ион Подгруппа кислорода

или в ионной форме:

При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах осадок сульфата бария.

Услуги по химии:

  1. Заказать химию
  2. Заказать контрольную работу по химии
  3. Помощь по химии

Лекции по химии:

  1. Основные понятия и законы химии
  2. Атомно-молекулярное учение
  3. Периодический закон Д. И. Менделеева
  4. Химическая связь
  5. Скорость химических реакций
  6. Растворы
  7. Окислительно-восстановительные реакции
  8. Дисперсные системы
  9. Атомно-молекулярная теория
  10. Строение атома в химии
  11. Простые вещества
  12. Химические соединения
  13. Электролитическая диссоциация
  14. Химия и электрический ток
  15. Чистые вещества и смеси
  16. Изменения состояния вещества
  17. Атомы. Молекулы. Вещества
  18. Воздух
  19. Химические реакции
  20. Закономерности химических реакций
  21. Периодическая таблица химических элементов
  22. Относительная атомная масса химических элементов
  23. Химические формулы
  24. Движение электронов в атомах
  25. Формулы веществ и уравнения химических реакций
  26. Химическая активность металлов 
  27. Количество вещества
  28. Стехиометрические расчёты
  29. Энергия в химических реакциях
  30. Вода 
  31. Необратимые реакции
  32. Кинетика
  33. Химическое равновесие
  34. Разработка новых веществ и материалов
  35. Зеленая химия
  36. Термохимия
  37. Правило фаз Гиббса
  38. Диаграммы растворимости
  39. Законы Рауля
  40. Растворы электролитов
  41. Гидролиз солей и нейтрализация
  42. Растворимость электролитов
  43. Электрохимические процессы
  44. Электрохимия
  45. Кинетика химических реакций
  46. Катализ
  47. Строение вещества в химии
  48. Строение твердого тела и жидкости
  49. Протекание химических реакций
  50. Комплексные соединения

Лекции по неорганической химии:

  1. Важнейшие классы неорганических соединений
  2. Водород и галогены
  3. Подгруппа азота
  4. Подгруппа углерода
  5. Общие свойства металлов
  6. Металлы главных подгрупп
  7. Металлы побочных подгрупп
  8. Свойства элементов первых трёх периодов периодической системы
  9. Классификация неорганических веществ
  10. Углерод
  11. Качественный анализ неорганических соединений
  12. Металлы и сплавы
  13. Металлы и неметаллы
  14. Производство металлов
  15. Переходные металлы
  16. Элементы 1 (1А), 2 IIA и 13 IIIA групп и соединения
  17. Элементы 17(VIIA), 16(VIA) 15(VA), 14(IVA) групп и их соединения
  18. Важнейшие S -элементы и их соединения
  19. Важнейшие d элементы и их соединения
  20. Важнейшие р-элементы и их соединения
  21. Производство неорганических соединений и сплавов
  22. Главная подгруппа шестой группы
  23. Главная подгруппа пятой группы
  24. Главная подгруппа четвертой группы
  25. Первая группа периодической системы
  26. Вторая группа периодической системы
  27. Третья группа периодической системы
  28. Побочные подгруппы четвертой, пятой, шестой и седьмой групп
  29. Восьмая группа периодической системы
  30. Водород
  31. Кислород
  32. Озон
  33. Водород
  34. Галогены
  35. Естественные семейства химических элементов и их свойства
  36. Химические элементы и соединения в организме человека
  37. Геологические химические соединения

Лекции по органической химии:

  1. Органическая химия
  2. Углеводороды
  3. Кислородсодержащие органические соединения
  4. Азотсодержащие органические соединения
  5. Теория А. М. Бутлерова
  6. Соединения ароматического ряда
  7. Циклические соединения
  8. Карбонильные соединения
  9. Амины и аминокислоты
  10. Химия живого вещества
  11. Синтетические полимеры
  12. Органический синтез
  13. Элементы 14(IVA) группы
  14. Азот и сера
  15. Растворы кислот и оснований
Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий