Лекция 2 кислород и сера.
План.
- Общая характеристика подгруппы. Кислород как химический элемент.
- Кислород как простое вещество.
- Озон.
- Сера как химический элемент.
- Сера как простое вещество.
- Соединения серы с отрицательной степенью окисления.
- Оксиды серы.
- Серная кислота и ее соли.
Главную подгруппу 6 группы составляют кислород, сера, селен, теллур и полоний. Все эти элементы (их иногда называют халькогены) имеют на внешнем валентном слое конфигурацию типа s2p4 , т.е. близкую к завершению. Это обуславливает окислительные способности этих элементов. Следует отметить, что их ЭО при переходе от кислорода к теллуру резко снижается, т.к. появление новых электронных слоев ведет к увеличению радиуса атомов. Наибольшей окислительной способностью обладают типичные неметаллы — кислород и сера.
Кислород как химический элемент. Кислород или Оксиген №8. 2 период, 6 группа, главная подгруппа.
Состав атома:8р, 8е—, 8n.
Схема строения: заряд ядра 8, два электронных слоя (2 е—, 6 е—)
Электронная и графическая формулы: 1s22s22p4
Типичный неметалл, сильный окислитель. Практически единственная степени окисления: -2.
Практически единственная валентность: II.
Самый распространенный элемент на Земле. На его долю приходится почти половина массы земной коры и около 90% массы мирового океана. Встречается в свободном состоянии в виде двух аллотропных модификаций: кислород О2 и озон О3. Эти газы входят в состав атмосферы, кислород в нем составляет около 21% по объему, озон – доли процента. Входит в состав неорганических соединений оксидов и гидроксидов, а также в состав многих солей. Содержится в важнейших органических соединениях: спиртах, альдегидах, кислотах и сложных эфирах. Является органогеном, входит в состав белков, жиров и углеводов, нуклеотидов и т.д.
2. Физические свойства кислорода. При н.у. это бесцветный газ, не имеющий запаха. Температура кипения кислорода (-183оС). Немного тяжелее воздуха, немного растворим в воде (в 100 объемах воды — около 5 объемов кислорода при 0оС). Жидкий кислород притягивается магнитом.
Химические свойства кислорода. Кислород во всех химических реакциях проявляет сильные окислительные свойства. Его бинарные соединения с элементами называются оксидами. Кислород образует оксиды со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. Оксиды образуются при окислении простых веществ (непосредственно не взаимодействуют с кислородом только галогены, золото и платина), при окислении сложных веществ. Реакции взаимодействия веществ с кислородом часто сопровождаются выделением тепла и света и поэтому их называют горением. При горении веществ на воздухе выделяется такое же тепла, но часть его тратится на нагревание азота, входящего в состав воздуха, поэтому температура пламени значительно снижается. Оксиды могут образовываться и при разложении сложных веществ (гидроксидов и солей), эти реакции, наоборот, обычно идут с поглощением энергии.
P0 O20 => P2 5 O5-2
S O2 => SO2
Mg O2 => MgO
Fe O2 => Fe2O3
CH4 O2 => CO2 H2O
ZnS O2 => ZnO SO2
Cu(OH)2 => CuO H2O
CaCO3 => CaO CO2
Роль в природе: процессы дыхания, гниения по химической сути являются процессами окисления сложных органических веществ.
Применение: Как сырье для получения различных соединений; для интенсификации процессов в химической и металлургической промышленности; для получения высоких температур (сварка и резка металла, ракетное топливо); жидкий кислород в смеси с опилками или другими горючими веществами используют как ВВ; газообразный кислород используют в медицине для лечения различных заболеваний (оксигенотерапия).
3. Озон. При н.у. это газ, обладающий характерным запахом. Температура кипения озона (-112оС). Он тяжелее воздуха, растворим в воде (в 100 объемах воды — около 50 объемов озона при 0оС). 
Озон образуется из кислорода при пропускании через него электрического разряда или жесткого УФ излучения.
О2 => O3
Обратная реакция – распад озона – протекает самопроизвольно, т.е. озон неустойчивое соединение. Озон – один из сильнейших окислителей, при его взаимодействии с веществами тоже образуются оксиды, но реакции протекают более энергично, чем с кислородом. Как сильный окислитель озон убивает бактерии и применяется для обеззараживания воды и помещений. Озон ядовит, ПДК в воздухе 10-5% , при этой концентрации хорошо ощущается его запах. В верхних слоях атмосферы концентрация озона обычно лежит в пределах 10-7-10-6.
Оксиды- один из важнейших классов неорганических веществ. Они делятся на основные, кислотные и амфотерные оксиды. Все они образуют гидроксиды и соответствующие соли. Кислород входит также в состав большого количества органических соединений.
Роль кислорода в организме и использование кислорода и озона в медицине. Содержание кислорода в организме 62,43%. Взрослый человек потребляет 264 см3 кислорода в мин. Оксиген имеет исключительное биологической значение, от него зависят важнейшие биохимические процессы, он участвует во всех видах обмена веществ. Наиболее известный физиологический процесс с участием кислорода – дыхание. Этот сложный физиологический процесс включает в себя не только процесс газообмена в легких, но и транспорт кислорода с током крови от легких к клеткам. Именно там в митохондриях происходит процесс тканевого дыхания, т.е. процесс окисления органических веществ. Продукты окисления (СО2) кровь уносит к легким. А энергия, которая выделяется в процессе реакции окисления тратится на образование молекул АТФ. При гидролизе АТФ энергия снова выделяется и расходуется на нужды организма. Т.е. с участием кислорода проходят все окислительные реакции в организме, за счет энергии этих реакций протекают все физиологические процессы. С кислородом связаны также фагоцитарные функции организма. Вспомните особенности строения атома кислорода. У него ярко выраженные неметаллические, окислительные свойства. В медицинской практике используются не только множество соединений кислорода (оксидов, гидроксидов, кислот, солей, органических и неорганических соединений) но и простые вещества – кислород и озон. Оксигенотерапия – кислородом лечат гельминтозы, сердечно-сосудистые и инфекционные заболевания, он стимулирует работу нервной системы, обладает снотворным действием и т.д. Оксигенотерапия лежит в основе климатолечения. Оксигенобаротерапия – метод лечения, в котором используется дыхание воздушной смесью с повышенным содержанием кислорода, в специальных герметичных помещениях барокамерах. В озонотерапии используют озон. Это сильнейший окислитель, в больших количествах он ядовит. Образуется из кислорода при электрическом разряде, под действием УФ. Озон обладает бактерицидным, дезодорирующим действием; используется для обработки питьевой воды, помещений, белья; в смеси с кислородом используется для лечения различных заболеваний.
4.Сера как химический элемент. Сульфур №16. 3 период,6 группа, главная подгруппа.
Состав атома: 16р, 16е—, 16n.
Схема строения: заряд ядра 16, три электронных слоя (2 е—, 8 е—, 6 е—)
Электронная и графическая формулы:
Типичный неметалл. Характерные степени окисления: 6 и -2, возможна 4.
Возможные валентности: II, IV, VI.
Широко распространен в природе, содержание в земной коре 0,1%. Встречается в свободном состоянии (самородная сера) и в виде соединений. Например: сульфидов (железный колчедан FeS2, свинцовый блеск PbS) и сульфатов (гипс CaSO4∙2H2O, глауберова соль Na2SO4∙10H2O).Органоген, входит в состав белка
.
5. Сера как простое вещество. Для серы характерна аллотропия. Три модификации. Сера ромбическая: твердое вещество желтого цвета, молекулярная кристаллическая решетка, S8, плавится при 112,8оС, плотность 2,07 г/см3. Нерастворима в воде, не смачивается. Растворяется в бензоле. Сера моноклинная: твердое вещество темно-желтого цвета, молекулярная кристаллическая решетка, S8, плавится при 119,3оС, плотность 1,96г/см3 . При н.у. неустойчива, превращается в ромбическую. Сера пластическая: резиноподобная коричневая масса, аморфное строение, S∞. При н.у. неустойчива, превращается в ромбическую.
Химические свойства: типичный неметалл, может быть и окислителем и восстановителем.
Как окислитель взаимодействует с металлами и водородом:
Al S→ Al2S3
Na S → Na2S
H2 S → H2S
Как восстановитель – с активными неметаллами:
S O2 →SO2
Получение:
1). Самородная сера. Перегретым водяным паром обрабатывают породу.
2). Разложение пирита без доступа воздуха: FeS2 → FeS S
3). Неполное сгорание сероводорода: H2S O2 → S H2O
Применение:
1). Получение серной кислоты и сульфатов.
2). Получение сульфитов.
3). Производство красителей, резины, черного пороха, спичек, лекарств.
Сера в организме человека и ее использование в медицине.
Содержание в организме 0,16%, суточная потребность 4-5 грамм. Больше всего серы содержится в кератине волос, костях, нервной ткани; входит в состав белков (аминокислоты цистеин и метионин), гормонов, витаминов. В организме серная кислота, образующаяся в процессе метаболизма, обезвреживает ядовитые продукты метаболизма (фенол, скатол, крезол) и чужеродные токсины (тяжелые металлы). Простое вещество сера оказывает противомикробное и противопаразитарное действие, серные мази и суспензии используют для лечения кожных заболеваний, гельминтозов. 1% раствор серы в персиковом масле (сульфозин) используют при лечении шизофрении и алкоголизма. Тиосульфат натрия обладает противовоспалительным и противоаллергическим действием.
Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 82; Нарушение авторских прав
§
H2S — сероводород, бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка. Кристаллизуется при -85,7оС, кипит при -60,8оС. Немного тяжелее воздуха, при н.у. в 1л воды растворяется 2,5 л сероводорода.
Восстановитель, окисляется кислородом воздуха (горение)
H2S O2 →SO2 H2O, при недостатке кислорода или низкой температуре H2S O2 →S H2O
Водный раствор называют сероводородной водой, на воздухе, на свету она становится мутной (опалесцирует) в результате образования коллоидного раствора серы в воде (см. предыдущую реакцию). Кроме того раствор сероводорода обладает свойствами кислоты, поэтому его называют сероводородной кислотой, это слабая кислота. Образуется при гниении белков, встречается в водах минеральных источников и вулканических газах. Такие источники могут быть причиной гибели человека ( Сероводород очень ядовит!), но могут использоваться и для лечения желудка, почек, кожи. Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. Большинство из них нерастворимо в воде. В природе эти соли образуют минералы, которые используют как руды цветных металлов: ZnS, CuS, PbS…Многие сульфиды имеют переменный состав. В легкой промышленности используют сульфиды натрия и кальция для очистка кожи от шерсти. Сульфиды щелочноземельных металлов служат основой люминофоров. А в лабораториях реакции образования сульфидов используют для определения многих металлов, т.к. эти соли имеют характерный цвет.
Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 17; Нарушение авторских прав
§
SO2 — оксид серы (IV), сернистый газ. Бесцветный газ с резким запахом, на воздухе не горит, легко растворяется в воде, ядовит.
Химические свойства: кислотный оксид, характерны восстановительные свойства.
Как восстановитель:
SO2 O2
SO3, катализатор V2O5
Как кислотный оксид сернистый газ взаимодействует со щелочами:
SO2 NaОН →NaНSO3 и Na2SO3 H2O (соли гидросульфиты и сульфиты).
С водою образуется сернистая (сульфитная) кислота.
SO2 H2O ↔ H2 SO3 Это слабый электролит. Нестойкая, существует только в водных растворах, легко окисляется кислородом воздуха до серной кислоты: H2 SO3 O2 → H2 SO4.
Обесцвечивает органические красители.
Получение:
1). Горение серы: S O2 →SO2
2). Обжиг сульфидов: ZnS O2 → ZnO SO2 и т.д.
Большое количество сернистого газа образуется при горении органических соединений (каменный уголь).
Применение:
1). Производство серной кислоты.
2). Производство сульфитов и гидросульфитов.
3). В с/х для уничтожения насекомых и микроорганизмов.
4). В текстильной промышленности для отбеливания тканей, соломки и т.д.
5). При консервировании фруктов и ягод.
SO3 – оксид серы (VI), серный ангидрид. Молекула существует только в парах, при понижении температуры полимеризуется. При н.у. это бесцветная жидкость, летучая, «дымит» на воздухе, кристаллизуется при 17оС, кипит при 66оС. Легко растворяется в воде, токсичен.
Химические свойства: сильный окислитель, кислотный оксид.
Как кислотный оксид:
SO3 H2O →H2 SO4 Q, взаимодействует с водой, образуя серную кислоту, при этом выделяется большое количества тепла.
SO3 NaОН →NaНSO4 и Na2SO4 H2O, т.е. образует гидросульфаты и сульфаты
Получение: в промышленности SO2 O2 SO3, катализатор V2O5
Применение: как промежуточный продукт при производстве серной кислоты, в лаборатории как сильное водопоглощающее средство.
Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 13; Нарушение авторских прав
§
H2 SO4 –ббесцветная маслянистая жидкость, плотность 98% раствора 1,84 г/см,— нелетучая и запаха не имеет. Чрезвычайно гигроскопична, легко поглощает воду. При растворении выделяется большое количество тепла.
Химические свойства: 1. Сильная кислота, распадается на ионы по двум ступеням практически на 100%, образует два ряда солей.
H2SO4 ↔ H HSO4— — гидросульфат –ион
HSO4— ↔ H SO4 2- — сульфат- ион
Разбавленная кислота H2 SO4 обладает всеми общими свойствами кислот: изменяет окраску растворов индикаторов); взаимодействует с основаниями, основными оксидами и солями (реакции ионного обмена, не ОВР!):
H2SO4 2 KOH → K2SO4 2H2O;
2H SO42- 2K 2OH— = 2K SO42- 2H2O; H OH— = H2O
H2SO4 KOH → KНSO4 H2O
3H2SO4 Al2O3 → Al2(SO4)3 3H2O;
2H 3SO42- Al2O3 → 2Al3 3SO42- H2O ; 2H Al2O3 → 2Al3 H2O
H2SO4 Na2CO3→ Na2SO4 H2CO3 → Na2SO4 H2O CO2↑;
2H SO42- 2Na CO3→ 2Na SO42- H2O CO2↑; 2H CO3→ H2O CO2↑;
Во всех этих реакциях главную роль играют ионы водорода, а SO42- просто присутствует в растворе. Специфической реакцией иона SO42- (т.е. серной кислоты и всех ее солей) является реакция с солями бария.
H2SO4 BaCl2 → 2HCl BaSO4↓
2H SO42- Ba2 2Cl— → 2H 2Cl— BaSO4↓
SO42- Ba2 → BaSO4↓
Na2SO4 Ba(NO3)2 → 2NaNO3 BaSO4↓
2Na SO42- Ba2 2NO3— → 2Na 2NO3— BaSO4↓
SO42- Ba2 → BaSO4↓
Эту реакцию называют «качественной реакцией» на серную кислоту и ее соли, потому что в ней образуется характерный мелкокристаллический белый осадок BaSO4. Реакцию используют в лабораторной практике для определения наличия в растворе иона SO42-.
При взаимодействии с металлами серная кислота может вести себя по-разному, в зависимости от концентрации и активности металла.
В разбавленной H2SO4 окислителем является ион Н , поэтому разбавленная серная кислота взаимодействует только с металлами стоящими в ряду напряжений до водорода, причем, одним из продуктов реакции будет газ водород.
H2SO4(разб.) Zn → H2 ↑ ZnSO4
Zn0 – 2e— → Zn 2 H e— → H0
Но если мы возьмем концентрированную кислоту, то в роли окислителя выступит S 6 , и вместо водорода мы получим продукт ее восстановления – какое-то соединение серы. Какое? Это зависит от активности металла, температуры, концентрации кислоты. Обычно образуется смесь таких веществ. Но, упрощая, можно считать, что чем активнее металл, тем более глубоко идет процесс восстановления, и степень окисления серы в продукте реакции будет ниже. Следует также отметить, что с концентрированной H2SO4 взаимодействуют все металлы, кроме золота и платины, но на холоду железо, алюминий и хром пассивируются (не реагируют из-за образования прочной пленки на поверхности металла), а некоторые металлы не реагируют и с разбавленной серной кислотой (если при этом образуется нерастворимая соль).
H2SO4(конц.) Zn → ZnSO4 H2О S Zn0 – 2e— → Zn2 S 6 6e— → S0
H2SO4(конц.) Cu → ZnSO4 H2О SO2 Cu0 – 2e— → Cu2 S 6 2e— → S 4
H2SO4(конц.) Ca → CaSO4 H2О CaS Ca0 – 2e— → Ca2 S 6 8e— → S-2
H2SO4(конц.)– сильный окислитель, и может окислять не только металлы, но и неметаллы и даже их соединения, обугливает органические вещества (т.к. забирает воду, например, у углеводов)
H2SO4(конц.) C → СО2↑ H2О SO2↑
C0 – 4e— → C4 S 6 2e— → S 4
Получение серной кислоты. В промышленности процесс получения серной кислоты обычно включает в себя три стадии. Сырьем является FeS2 (пирит, железный колчедан).
1) обжиг колчедана (принцип теплообмена, в «кипящем слое», воздух обогащен кислородом):
FeS2 O2 → Fe2O3 SO2 13746кДж
2) каталитическое окисление сернистого газа (4500С, катализатор V2O5 оксид ванадия (V), принцип противотока):
SO2 O2 ↔ SO3 197,9кДж
3) гидратация оксида серы (VI) (принцип противотока, принцип теплообмена, орошение концентрированной серной кислотой)
SO3 H2O →H2 SO4 130,6 кДж
Конечным продуктом является «олеум» — раствор SO3 в концентрированной H2 SO4.
В производстве серной кислоты часто используют сернистый газ, получаемый при обжиге цветных руд, горении топлива или свободной серы. Т.е. первая стадия может быть немного другой, а вот две последние – всегда одинаковы.
Применение. Серная кислота – «хлеб» химической промышленности.
1) получение сульфатов, которые широко используются в народном хозяйстве, например:
— K2SO4 и (NH4)2 SO4 — сульфаты калия и аммония, в с/х как минеральные удобрения
— CuSO4∙5H2O – медный купорос, в с/х как средство борьбы с болезнями растений, в легкой промышленности как краситель, в строительстве как противогрибковое средство, в гальванопластике (покрытие слоем меди)
FeSO4∙ 7H2O – железный купорос, в с/х средство борьбы с вредителями растений, в легкой промышленности при крашении тканей.
CaSO4∙ 2H2O – минерал гипс, в строительстве используют «жженый гипс» 2CaSO4∙ H2O под названием «алебастр» в состав шпаклевок, в медицине — слепки, шины, в художественно- прикладном творчестве.
Na2SO4∙ 10H2O – глауберова соль, в медицине как слабительное, в производстве стекла
BaSO4 –в медицине, (рентген желудка), в производстве бумаги, резины как наполнитель
2) в цветной металлургии (гидрометаллургия, получение меди, никеля и т.д.) и обработке металлов (печатные платы, гальваника, аккумуляторы и т.д.)
3) неорганический синтез (производство минеральных удобрений, пигментов, кислот…) и органический синтез (производство красителей, ВВ, полимеров…)
4) производство бумаги
5) производство соды (стекло, СМС)
Соли серной кислоты не обладают окислительными свойствами, вступают в обычные реакции ионного обмена.
Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 38; Нарушение авторских прав
Серная кислота
На какие металлы не воздействует концентрированная серная кислота?
Молекулярная формула серной кислоты 
Получение серной кислоты осуществляется с помощью химических реакций, протекающих по следующей схеме:
Физические свойства: Серная кислота — тяжелая бесцветная маслянистая жидкость без запаха. Плотность 96% -ной концентрированной кислоты равна 1,84 г/см3. При растворении в воде она выделяет большое количество теплоты, поэтому при ее разбавлении следует соблюдать осторожность, приливая серную кислоту к воде небольшими частями.
1. Взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду активности перед водородом, при этом образуются соли и вытесняется водород:
2. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами и образует соли и воду:
3. Взаимодействует с основаниями и образует соли и воду:
4. Взаимодействует с солями слабых и летучих кислот и образует новые соли и новые кислоты:
Концентрированная серная кислота является очень сильным окислителем, поэтому она реагирует почти со всеми металлами, кроме серебра Ag, золота Аu и платины Pt, а также железа Fe при 100% -ной концентрации.
При этом в зависимости от активности металлов, концентрации серной кислоты и условий реакции выделяются газы 
При кипячении концентрированная серная кислота взаимодействует также с неметаллами:
Концентрированная серная кислота обугливает такие вещества, как сахар, бумага, дерево и ткани, вытягивая воду из содержащейся в них целлюлозы:
Для определения серной кислоты и сульфатов на них воздействуют растворимой солью бария (хлорид бария). В результате реакции выпадает осадок белого цвета, не растворимый ни в воде, ни в азотной кислоте:
Сульфаты. Сульфат натрия
Сульфат кальция
Алебастр — важный строительный материал, часто используемый при строительстве объектов. В медицине гипс используется для наложения всевозможных гипсовых повязок.
Сульфат меди(Н)
Железный купорос
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 
или в ионной форме:
При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах осадок сульфата бария.
Услуги по химии:
- Заказать химию
- Заказать контрольную работу по химии
- Помощь по химии
Лекции по химии:
- Основные понятия и законы химии
- Атомно-молекулярное учение
- Периодический закон Д. И. Менделеева
- Химическая связь
- Скорость химических реакций
- Растворы
- Окислительно-восстановительные реакции
- Дисперсные системы
- Атомно-молекулярная теория
- Строение атома в химии
- Простые вещества
- Химические соединения
- Электролитическая диссоциация
- Химия и электрический ток
- Чистые вещества и смеси
- Изменения состояния вещества
- Атомы. Молекулы. Вещества
- Воздух
- Химические реакции
- Закономерности химических реакций
- Периодическая таблица химических элементов
- Относительная атомная масса химических элементов
- Химические формулы
- Движение электронов в атомах
- Формулы веществ и уравнения химических реакций
- Химическая активность металлов
- Количество вещества
- Стехиометрические расчёты
- Энергия в химических реакциях
- Вода
- Необратимые реакции
- Кинетика
- Химическое равновесие
- Разработка новых веществ и материалов
- Зеленая химия
- Термохимия
- Правило фаз Гиббса
- Диаграммы растворимости
- Законы Рауля
- Растворы электролитов
- Гидролиз солей и нейтрализация
- Растворимость электролитов
- Электрохимические процессы
- Электрохимия
- Кинетика химических реакций
- Катализ
- Строение вещества в химии
- Строение твердого тела и жидкости
- Протекание химических реакций
- Комплексные соединения
Лекции по неорганической химии:
- Важнейшие классы неорганических соединений
- Водород и галогены
- Подгруппа азота
- Подгруппа углерода
- Общие свойства металлов
- Металлы главных подгрупп
- Металлы побочных подгрупп
- Свойства элементов первых трёх периодов периодической системы
- Классификация неорганических веществ
- Углерод
- Качественный анализ неорганических соединений
- Металлы и сплавы
- Металлы и неметаллы
- Производство металлов
- Переходные металлы
- Элементы 1 (1А), 2 IIA и 13 IIIA групп и соединения
- Элементы 17(VIIA), 16(VIA) 15(VA), 14(IVA) групп и их соединения
- Важнейшие S -элементы и их соединения
- Важнейшие d элементы и их соединения
- Важнейшие р-элементы и их соединения
- Производство неорганических соединений и сплавов
- Главная подгруппа шестой группы
- Главная подгруппа пятой группы
- Главная подгруппа четвертой группы
- Первая группа периодической системы
- Вторая группа периодической системы
- Третья группа периодической системы
- Побочные подгруппы четвертой, пятой, шестой и седьмой групп
- Восьмая группа периодической системы
- Водород
- Кислород
- Озон
- Водород
- Галогены
- Естественные семейства химических элементов и их свойства
- Химические элементы и соединения в организме человека
- Геологические химические соединения
Лекции по органической химии:
- Органическая химия
- Углеводороды
- Кислородсодержащие органические соединения
- Азотсодержащие органические соединения
- Теория А. М. Бутлерова
- Соединения ароматического ряда
- Циклические соединения
- Карбонильные соединения
- Амины и аминокислоты
- Химия живого вещества
- Синтетические полимеры
- Органический синтез
- Элементы 14(IVA) группы
- Азот и сера
- Растворы кислот и оснований