Кремнефтористоводородная кислота образуется при взаимодействии плавиковой кислоты с тетрафторидом кремния:

2HF + SiF₄ = H₂[SiF₆].

Ее водный раствор получают обычно, пропуская SiF₄ через воду:

3SiF₄ + (2+n)H₂O = SiO₂•nH₂Ov + 2H₂[SiF₆].

Из солей H₂[SiF₆] наибольшее практическое значение имеет гексафторсиликат натрия Na₂[SiF₆] - побочный продукт при производстве суперфосфата. Na₂[SiF₆] применяется для очистки воды, как инсектофунгицид, средство для пропитки дерева, в производстве эмалей и др. Растворимые гексафторосиликаты Zn, Mg, Al используют для обработки поверхности зданий, построенных из материалов, содержащих CaCO₃ или Ca(OH)₂. По реакции 2CaCO₃ + Mg[SiF₆] = SiO₂ + 2CaF₂ + MgF₂ + 2 CO₂ образуется мелкодисперсный оксид SiO₂, который закрывает мелкие поры на поверхности строительного материала, уплотняет его, придает ему водонепроницаемость и стойкость во влажной атмосфере. Очень разбавленные растворы H₂[SiF₆] применяют как дезинфицирующее средство (в пищевой промышленности для стерилизации емкостей).

GeГ4	Tпл, є С	Tкип, є С	ДfHє298, кДж/моль	Энергия связи Ge-Г, кДж/моль	Окраска
GeF4	-15 (давл)	-37 (возг)	-1188	452	Бесцветная
GeCl4	-50	83	-540	349	Бесцветная
GeBr4	26	187	-348	276	Бесцветная
GeI4	146	377 (разл)	-142	212	Оранжевая

Галогениды германия

Тетрагалогениды германия (IV) GeГ₄ - неполярные соединения, легко гидролизующиеся и сходные с соответствующими соединениями кремния, в частности, обладающие свойствами галогенангидридов. Например, GeCl₄ представляет собой жидкость при обычных условиях, что свойственно галогенангидридам. Однако тетрахлорид GeCl₄ значительно меньше гидролизуется, чем такое же по стехиометрии соединение кремния.

Тетрафторид GeF₄ - бесцветный газ с едким запахом чеснока, дымит на воздухе, в присутствии влаги разъедает стекло. В очень разбавленных водных растворах образуется похожая на H₂[SiF₆] гексафторгерманиевая кислота H₂[GeF₆]:

3GeF₄ + 2H₂O = GeO₂ + 2H₂[GeF₆],

Её соли (фторгерманаты) вполне устойчивы и хорошо растворимы в воде. Таким образом, Ge, как и Si, может проявлять КЧ=6.

Тетрафторид германия (IV) GeF₄ получают фторированием германия или термическим разложением гексафторогерманатов:

Ge + F₂ = GeF₄; Ba[GeF₆] = GeF₄ + BaF₂.

Тетрахлорид германия (IV) GeCl₄ на сухом воздухе вполне устойчив, хорошо растворяется в соляной кислоте, частично взаимодействует с ней образованием H₂[GeCl₆]. Тетрахлорид германия растворяется в эфире, спирте, бензоле, хлороформе, четырёххлористовм углероде, что используется при экстракции GeCl₄ из солянокислых растворов. Хлорид GeCl₄ синтезируют, хлорируя германий (Ge + 2Cl₂ = GeCl₄) или растворяя GeO₂ в конц. HCl:

GeO₂ + 4HCl - GeCl₄ + 2H₂O.

При концентрации HCl менее 6М идёт обратная реакция, т.е. гидролиз GeCl₄.

Тетрагалогениды GeBr₄ и GeI₄ получают прямым синтером или растворением GeO₂ в галогенводородных кислотах. Йодид германия GeI₄ более устойчив на воздухе и медленнее гидролизуется, чем GeBr₄.

Причиной меньшей подверженности гидролизу тетрагалогенидов германия (по сравнению с SiГ₄) может быть их более ионный характер, а также более основные свойства, что, однако, не препятствует летучести тетрагалогенидов GeГ₄ (экранирование германия атомами галогенов ещё достаточно плотное, и это обеспечивает слабое межмолекулярное взаимодействие).

Германий, в отличие от углерода и кремния, образует дигалогениды GeГ₂, которые представляют собой бесцветные, кроме GeI₂ желтого цвета, твёрдые, легко гидролизующиеся вещества:

GeГ₂ + 2H₂O = Ge(OH)₂ + 2HГ.

Дигалогениды менее устойчивы, чем тетрагалогениды. Они склонны к диспропорционированию:

2GeГ₂ = GeГ₄ + Ge.

Все GeГ₂ проявляют восстановительные свойства.

Дигалогениды германия можно получить по реакции:

GeГ₄ + Ge = 2GeГ₂.

Галогениды олова

Известны все четыре тетрагалогенида олова SnГ₄. Молекулы SnГ₄ представляют собой правильные тетраэдры с атомом Sn в центре. Все SnГ₄, кроме SnF₄, не содержат мостиковых атомов галогена, благодаря чему эти соединения легкоплавки и легколетучи.

SnГ4	Tпл, є С	Tкип, є С	ДfHє298 кДж/моль	Энергия связи Sn-Г, кДж/моль	Окраска
SnF4	-	705 (возг)	-	414	Бесцветная
SnCl4	-36	114	-529	323	Бесцветная
SnBr4	33	203	-406	273	Бесцветная
SnI4	146	346	-215	205	Красная

Тетрафторид олова (IV) SnF₄ - бесцветное кристаллическое вещество, растворяется в воде с выделением тепла. В водных растворах фторидов SnF₄ образует фторстаннаты К₂[SnF₆].

Структура SnF₄ состоит из октаэдрических фрагментов [SnF₆], образующих слои за счёт мостиковой функции четырёх (экваториальных) атомов фтора, т.е. олово (IV) в SnF₄ имеет КЧ = 6. Естественно, что мостиковый характер и больший ионный вклад в связь Sn-F по сравнению со связью Sn-Г в других тетрагалогенидах обеспечивает большую прочность кристаллической структуры SnF₄ (Т_возг=705єС).

Тетрахлорид олова (IV) SnCl₄ - бесцветная, дымящая на воздухе подвижная жидкость, растворяется в неполярных органических растворителях, с бензолом и сероуглеродом смешивается в любых соотношениях. Тетрахлорид олова растворяет серу, фосфор, йод, тетрайодид олова. При растворении в воде SnCl₄ подвергается гидролизу с образованием SnO₂•nH₂O и гексахлороловянной кислоты H₂[SnCl₆]:

3SnCl₄ + (2+n)H₂O = SnO₂•nH₂O + 2H₂[SnCl₆].

Гексахлороловянная кислота является сильной кислотой; растворы её солей, образованных щелочными и щелочно-земельными металлами, не гидролизуются, имеют нейтральную реакцию и не разрушаются даже при кипячении.

Тетрабромид олова (IV) SnBr₄ - бесцветное кристаллическое вещество, растворимое в ацетоне и трихлориде фосфора, в водном растворе гидролизуется, но из кислых растворов кристаллизуется тетрагидрат SnBr₄•4H₂O.

Тетрайодид олова (IV) SnI₄ - кристаллическое вещество красного цвета, растворяется в спирте, эфире, бензоле, сероуглероде; в водном растворе гидролизуется; йодостаннаты Э₂[SnI₆] получены только для рубидия и цезия. В отличие от других тетрагалогенидов олова (IV), SnI₄ устойчив на воздухе.

Все SnГ₄, кроме SnF₄, получают взаимодействием олова с избытком галогена:

Sn + 2Г₂ = SnГ₄.

Тетрафторид олова синтезируют по реакции безводного фтороводорода с SnCl₄.

Для олова (II) получены все четыре дигалогенида SnX₂ .

SnГ2	Tпл, є С	Tкип, є С	ДfHє298 кДж/моль	Растворимость в воде	Окраска
SnF2	210	-	-648	Растворим	Бесцветная
SnCl2	247	623	-352	Растворим (73%, 15єС)	Бесцветная
SnBr2	232	620	-254	Растворим	Бледно-желтая
SnI2	320	720	-152	Нерастворим	Оранжево-красная

Дихлорид олова (II) SnCl₂ - бесцветное кристаллическое вещество; легко растворяется в воде, спирте. Из водных растворов кристаллизуется в виде SnCl₂•2H₂O (“оловянная соль”). В водном растворе SnCl₂ подвергается гидролизу, но в существенно меньшей степени, чем SnCl₄, так как основные свойства у олова (II) выражены сильнее, чем у олова (IV):

SnCl₂ + H₂O - Sn(OH)Cl + HCl.

В растворе содержатся не только SbOH⁺, но и более сложные ионы, например [Sn₃(OH)₄]²⁺ и [Sn(OH)₂Cl₂]^2-, которые могут взаимодействовать между собой.

Твёрдый SnCl₂ имеет полимерное строение. Его слоистая структрура составлена из тригонально-пирамидальных групп [SnCl₃], связанных друг с другом через атомы хлора:

В парах SnCl₂ представляет собой угловую молекулу. Несвязывающая электронная пара олова направлена к вершине треугольника. Твёрдый SnCl₂ легко диспропорционирует:

2SnCl₂ = SnCl₄ + Sn

Дихлорид SnCl₂ - сильный восстановитель. Он восстанавливает из растворов солей до металлического состояния золото, серебро, ртуть, висмут, Fe³⁺ до Fe²⁺, хроматы до Cr³⁺, перманганаты до Mn²⁺, нитрогруппу до аминогруппы, бром до бромид-иона, сульфит-ион до серы, например:

SnCl₂ + Br₂ + (2+n)H₂O = 2HCl + 2HBr + SnO₂•nH₂Ov

2SnCl₂ + H₂SO₃ + (2n+1)H₂O = 2(SnO₂•nH₂O)v + Sv + 4HCl

2SnCl₂ + H₂SO₃ + 8HCl = Sv + 2H₂[SnCl₆] + 3H₂O.

В водном растворе SnCl₂ медленно окисляется кислородом воздуха. Чтобы препятствовать этому, в раствор добавляют металлическое олово. Остальные дигалогениды олова сходны по свойствам с SnCl₂.

Дигалогениды олова синтезируют, нагревая олово в токе галогенводорода. Безводные SnГ₂ получают также непосредственным взаимодействием галогенов с избытком олова.

Все дигалогениды олова образуют комплексы К[SnГ₃] и К₂[SnГ₄], но они менее устойчивы, чем аналогичные производные олова (IV). Получают их, добавляя SnГ₂ в растворы соответствующих галогенводородных кислот или их солей:

SnГ₂ + 2NaГ - Na₂[SnГ₄].

Устойчивость галогенидных комплексов уменьшается в ряду: F-Cl-Br-I.

Многие галогениды олова, такие как SnCl₄, SnCl₂, а также продукты их гидролиза, например Na₂[Sn(OH)₆], используют в качестве протрав при крашении тканей. Тетрахлорид SnCl₄ применяют для получения дымовых завес и в качестве катализатора при хлорировании, а в органической химии - как стимулятор процесса конденсации.

Галогениды свинца

Для свинца известны все четыре дигалогенида, а из тетрагалогенидов-только фторид и хлорид.

Дигалогениды свинца PbГ₂ представляют собой кристаллические вещества, трудно растворимые в воде

PbГ2	Tпл, є С	Tкип, є С	Кристаллическая структура	ДfHє298 кДж/моль	Р-ть в воде	Окраска
PbF2	220 (б>в) 818	1292	б-ромбическая (тип PbCl2) в-кубическая (тип CaF2)	-677	0,06	Бесцветная
PbCl2	500	954	Ромбическая	-360	0,99	Бесцветная
PbBr2	373	620	Ромбическая (тип PbCl2)	-276	0,85	Бесцветная
PbI2	412	900	Гексагональная (тип CdI2)	-175	0,07	Золотисто-жёлтая

Рентгеноструктурные исследования показали, что строение дигалогенидов свинца близко к строению дигалогенидов щелочноземельных элементов. В частности, в PbCl₂, как и в SrCl₂, окружение иона Э²⁺ ионами Cl^- представляет собой трёхшапочную тригональную сильно искаженную призму, где КЧ по отношению к ионам хлора равно 9 (высокое координационное число - признак преобладания ионного типа связи в соединении).

С образованием дигалогенидами свинца комплексных соединений типа К[PbГ₃], К₂[PbГ₄], Cs₄[PbГ₆] связано растворение свинца и PbГ₂ в концентрированных растворах галогенводородных кислот и галогенидов щелочных металлов. Устойчивость комплексных галогенидов свинца (II) повышается в ряду F-I.

Дигалогениды свинца получают путём осаждения из растворов солей свинца (II) добавлением какого-либо хорошо растворимого галогенида, либо по реакции взаимодействия оксида или гидроксида свинца (II) с соответствующей галогенводородной кислотой.

Тетрагалогениды свинца PbF₄ и PbCl₄ в окислительно-восстановительном отношении менее устойчивы, чем соответствующие дигалогениды. Тетрабромид и тетрайодид свинца не существуют, поскольку сильный окислитель Pb (IV) реагирует с сильными восстановителями - ионами Br^-- и I-, кроме того, от F- к I- растёт поляризуемость аниона, что понижает термическую устойчивость соответствующих галогенидов.

Тетрафторид свинца PbF₄ - это бесцветные тетрагональные кристаллы, Т_пл= 600єС. С фторидами щелочных элементов образует гексафторплюмбаты К₂[PbF₆]. Тетрафторид получают фторированием PbF₂ при 250єС.

Тетрахлорид свинца PbCl₄ - жидкость желтого цвета, дымящая на влажном воздухе из-за гидролиза; при -15єС застывает в желтую кристаллическую массу.

При обычной температуре тетрахлорид свинца неустойчив, распадается на хлор и плохо растворимый PbCl₂, вследствие чего жидкость мутнеет. Нагревание ускоряет разложение. Вода разлагает хлорид на PbO₂ и HCl. Тетрахлорид растворяется в CCl₄ и хлороформе, а с концентрированной соляной кислотой образует гексахлорсвинцовую кислоту H₂[PbCl₆]. В свободном состоянии эта кислота не выделена, но её соли (например, (NH₄)₂[PbCl₆]) существуют и выделяются в качестве промежуточного продукта при получении PbCl₄.

Более низкая Т_пл(PbCl₄) по сравнению с PbCl₂ указывает на молекулярную структуру тетрахлорида: играет роль не только более плотное экранирование свинца (IV) ионами Cl- , но и больший ковалентный вклад в связь Pb(IV)-Cl^-.

Тетрахлорид свинца получают действием хлора на суспензию PbCl₂ в концентрированной соляной кислоте (PbCl₂ + Cl₂ + 2HCl = H₂[PbCl₆]) с дальнейшим осаждением (NH₄)₂[PbCl₆] и разложением последнего сильно охлажённой концентрированной серной кислотой, в которой PbCl₄ не растворяется:

H₂[PbCl₆] + 2NH₄Cl = (NH₄)₂[PbCl₆]v + 2HCl

(NH₄)₂[PbCl₆] + H₂SO₄ = PbCl₄ + (NH₄)₂SO₄ + 2HCl.

Гексахлорплюмбаты Э₂[PbCl₆] известны для всех щелочных элементов. Это устойчивые, хорошо кристаллизующиеся вещества, изоморфные гексахлорстаннатам и гексахлорплатинатам щелочных элементов. Известны также гексабромплюмбат и гексайодплюмбат калия, в то время как тетрабромид и тетрайодид Pb(IV) неустойчивы.

7.1.2 Соединения с серой

Дисульфид углерода CS₂ в обычных условиях - летучая бесцветнвя жидкость (Т_пл= - 111,6єС, Т_кип= + 46,3єС). Получают его взаимодействием паров серы с раскалённым углём. Сероуглерод - эндотермическое соединение, легко окисляется, при небольшом нагревании воспламеняется на воздухе:

CS₂ + 3O₂ = CO₂ + 2SO₂

В воде CS₂ не растворяется, при 150єС гидролизуется до CO₂ и H₂S. Сероуглерод - хороший растворитель органических веществ, фосфора, йода, серы. Основная масса CS₂ применяется в производстве шёлка, а также в качестве средства для борьбы с вредителями сельского хозяйства. Токсичен.

Дисульфид кремния SiS₂ получают сплавлением аморфного кремния с серой в отсутствие воздуха или по реакции: 2H₂S + Si = SiS₂ + 2H₂ при 1300°С. Возогнанный в вакууме дисульфид выделяется в виде белых шелковистых игл (Т_пл=1090°С, Т_кип=1130°С). Эти иглы состоят из полимерных цепей, в которых SiS₄ - тетраэдры объединены рёбрами.

SiS₂ значительно активнее SiO₂. В частности, SiS₂ разлагается водой. С основными сульфидами SiS₂ при сплавлении образует сульфидосиликаты.

Дисульфиды GeS₂ (белый) и SnS₂ (жёлтый) в воде и разбавленных кислотах не растворяются. Они образуются под действием H₂S на подкисленные растворы производных Э (IV), например:

H₂SnCl₆ + 2H₂S = SnS₂ + 6HCl

Будучи кислотными, сульфиды типа ЭS₂ взаимодействуют со щелочами и основными сульфидами: ЭS₂ + (NH₄)₂S = (NH₄)₂ЭS₃

Сульфидогерманаты (IV) и сульфидостаннаты (IV) водорода неустойчивы. Поэтому, при попытке их вытеснения кислотами выделяются дисульфиды:

(NH₄)₂ЭS₃ + 2HCl = H₂ЭS₃ + 2NH₄Cl; H₂ЭS₃ = ЭS₂ + H₂S

SnS₂ в виде желтых чешуек применяется для мозаичных работ, “позолоты” дерева и др.

Моносульфид германия существует и в кристаллическом и в аморфном состоянии. Кристаллический GeS образует черные блестящие пластинки или иголки, слабо взаимодействует с кислотами, щелочами и сульфидами щелочных элементов, но легко растворяется в полисульфиде аммония в результате окисления Ge(II) до Ge(IV) группой S₂^2-:

GeS + (NH₄)₂S₂ = (NH₄)₂GeS₃

Аморфный GeS легко растворяется в кислотах и щелочах.

Устойчивость сульфидов германия в присутствии воды, а также способность переходить в водных растворах в тиогерманат-ион GeS₃^2- свидетельствует о значительно большей прочности связи Ge-S по сравнению со связью Si-S.

Моносульфид олова образуется при взаимодействии олова и серы при нагревании в виде коричнево-серой кристаллической массы. В растворах под дей ствием сероводорода выпадает коричневый осадок, нерастворимый в растворе сульфида аммония, но растворимый в конц.соляной кислоте и в растворе дисульфида аммония.

Сульфид свинца - вещество черного цвета, в воде, разбавленной соляной и серной кислотах нерастворим, Кислотные свойства нехарактерны, поэтому тиосолей не образует. С полисульфидами аммония также не реагирует в связи с устойчивостью степени окисления (+2). Растворяется только в азотной кислоте за счет восстановительных свойств сульфид-иона.

Сульфидокарбонаты (тиокарбонаты) можно получить взаимодействием сероуглерода с основными сульфидами:

К₂S + CS₂ = K₂[CS₃]

Тиокарбонат водорода H₂CS₃ - маслянистая жидкость(Т_пл= -31єС). Образуется при действии на соответствующие соли соляной или серной кислот:

K₂CS₃ + 2HCl = H₂CS₃ + 2KCl

Водный раствор H₂CS₃ - слабая тиоугольная кислота, постепенно разлагается водой, образуя угольную кислоту и сероводород:

H₂CS₃ + 3H₂O = H₂CO₃ + H₂S

Строение аниона CS₃^2-:

7.1.3 Азотсодержащие соединения

Дициан, синильная кислота и ее соли.

Дициан (CN)₂ - бесцветное легковоспламеняющееся газообразное вещество. Молекула имеет линейное строение, содержит две тройные связи азот-углерод, образуется из двух радикалов *CN.

:N ? C ? C ? N:

По химическим свойствам похож на галогены: растворяется в воде и щелочах с диспропорционированием: (CN)₂ + H₂O = HCN + HOCN.

Однако в отличие от галогенов дициан обладает ярко выраженными восстановительными свойствами, благодаря углероду, который здесь имеет степень окисления +2:

(CN)₂ + О₂ = СО₂ + N₂; (CN)₂ + Cl₂ = CNCl.

Дициан проявляет и окислительные свойства:

(CN)₂ + Н₂ = 2НCN.

Дициан получают:

AgCN>(CN)₂+Ag; CuSO₄ + KCN>(CN)₂ + CuCN + K₂SO₄

Цианистый водород - газ, хорошо растворяется в воде с образованием синильной кислоты НCN. В водных растворах синильная кислота диссоциирует слабо (К_д = 7• 10^?10), поэтому ее соли подвергаются гидролизу.

Получение: СО + NH₃ > НCN + Н₂О или СН₄ +О₂ + NH₃ > НCN + H₂O

Синильная кислота и ее соли характеризуются восстановительными свойствами:

2НCN + О₂ = 2 HOCN; HCN + S = HSCN.

Ион CN^? изоэлектронен с молекулой СО, значит является активным у- донором и р-акцептором и поэтому образует прочные связи с донорами, выступая в роли лиганда. СО и CN^? - сильнейшие яды, разрушающие гемоглобин и лишающие тем самым кровь переносить кислород.

Fe⁺³ + 6CN^? > [Fe(CN)₆]^3-

Оксо- и тиоцианаты (роданиды) и цианамиды

Оксо- и тиоцианаты (роданиды) и цианамиды - это соединения, в состав которых входят ионы OCN^? , SCN^? и NCN^?2 соответственно. Эти ионы изоэлектронны молекуле СО₂ и имеют такую линейную форму, т.к. атом углерода находится в sp-гибридном состоянии.

Благодаря склонности атомов серы к образованию гомоцепочек может получиться соединение диродан NCS - SCN, которое проявляет свойства несильного окислителя и несильного восстановителя:

(SCN)₂ +O₂ +H₂O > HCN + H₂SO₄; (SCN)₂ + H₂ > 2HSCN.

Соответствующие этим анионам тиоциановая HSCN, циановая HOCN и цианамидная H₂NCN кислоты - соответственно сильная, слабая и очень слабая кислоты. Роданид- и оксоцианат-ионы могут выступать в роли лигандов в комплексных соединениях.

Для циановой HOCN кислоты известны две таутомерные формы:

H-O-C?N - H-N=C=O и это равновесие при комнатной температуре смещено вправо.

Карбамат аммония, карбамид

При взаимодействии аммиака и угольной кислоты в водной среде образуется карбонат аммония (NH₄)₂CO₃: 2NH₃ + Н₂CO₃ - (NH₄)₂CO₃.

Если реакция взаимодействия углекислого газа и аммиака проходит в газовой фазе, то образуется так называемый карбамат аммония:

2NH₃ + CO₂ = NH₄ОCONH₂.

В карбамате аммония протон одной гидроксильной группы угольной кислоты замещен на ион аммония, а вторая гидроксильная группа целиком замещена на амидную группировку - NH₂.

Если в угольной кислоте обе гидроксогруппы замещены на амидогруппу, то получается мочевина или карбамид (NH₂)₂CO, азотсодержащее удобрение, особо ценное для кислых почв.

7.2 Проектное задание

Объяснить, как изменяется температура плавления в ряду SiF₄ - SiCl₄ -SiBr₄ - SiI₄; закончить уравнения: SiF₄+ NaOH >

(CN)₂ + H₂O > GeS + (NH₄)₂S₂ >

NH₃ + CO₂ ( в газовой фазе) > CuSO₄ + KCN >

7.3 Тест рубежного контроля

Тест содержит 6 заданий, на выполнение которых отводится 5 минут. Выберите наиболее правильный, по Вашему мнению, вариант ответа и отметьте его в бланке ответов любым значком (правильных ответов может быть несколько!)

1. Какие свойства проявдяет дисульфид олова в реакции: SnS2 + (NH4)2S = (NH4)2SnS3
а) кислотные,	б) восстановительные
в) амфотерные	г) основные
2. Возможен ли процесс PbS + HCl
а) да,	б) нет, никогда
в) да, в конц. кислоте	г) да, при нагревании
3. Что образуется при взаимодействии диоксида свинца и HI?
а) PbI4,	б) PbI3
в) I2,	г) H2O
4 Значение рН водного раствора тетрахлорида кремния
а) 7	б) больше 7
в) меньше 7	г) очень кислая среда
5. Почему SnCl2 лучше растворять не в воде, а в соляной кислоте
а) плохо раств. в воде	б) сильно гидролизуется
г) комплексообразование	в) проявляет основные свойства
6. Какой тип гибридизации имеет центральнй атом в ионах: OCN? , SCN? и NCN?2
а) sp3	б) sp
в) sp3	г) sp3d2

Бланк ответов

№	1	2	3	4	5	6
А)
Б)
В)
Г)

Список литературы

1 Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия [Текст]: учебник для вузов / Ахметов Н.С. - М.: Высшая школа, 1987 г. 744 c.

2 Ахметов, Н.С. Лабораторные и семинарские занятия по неорганической химии [Текст]: учебное пособие для вузов / Ахметов Н.С., Азизова М.К., Бадыгина Л.И. - М., Высшая школа, 1988 г. 304 с.

3 Бокий Г.Б. Кристаллохимия. - М., Наука, 1971 г.

4 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Л., Химия, 1983 г.

5 Карапетьянц, М.Х. Общая и неорганическая химия [Текст]: учебник для вузов / Карапетьянц М.Х. Дракин С.И. - М., Химия, 1981 г.

6 Коттон, Ф. Основы неорганической химии [Текст]: учебник для вузов / Коттон Ф., Уилкинсон Дж. - М., Мир, 1979 г.

7 Краткий справочник физико-химических величин / Равдель А.А., Пономарева А.М., М.-Л., Химия, 1983 г.

8 Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии - М., Химия, 1979 г.

9 Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. - Л., Химия, 1978 г.

10 Угай Я.А. Общая и неорганическая химия [Текст]: учебник для вузов / Угай Я.А. - М., Высшая школа, 1997 г.

11 А.Уэлс. Структурная неорганическая химия [Текст]: учебник для вузов / А.Уэлс. В 3-х томах. - М., Мир, 1987 г.

12 Химическая энциклопедия. В 5-ти томах. - М., Советская энциклопедия, 1988-1998 г.

Размещено на Allbest.ru

...