Генетическая связь между классами неорганических соединений

Основой химических веществ являются химические соединения. В на стоящее время известно более 20 миллионов химических соединений, боль- шинство из них являются органическими. Тем не менее, несколько миллионов химических соединений относятся к неорганическим веществам. Несмотря на такую многочисленность, неорганических соединений можно классифицировать с помощью общей схемы, которая приведена на рис. 1.

В зависимости от того, сколько различных элементов входят в состав ве- ществ, их можно разделить на простые и сложные.

 Простые вещества, в свою очередь, делятся на металлы и неметаллы. Простые вещества металлов образованы из соответствующих атомов, связан- ные между собой металлической связью. В кристаллах металлов связь между ионами металла осуществляет общее электронное облако, или электронный газ. Поскольку все металлы образуют кристаллическую структуру одного и того же типа, физические свойства их во многом подобны, например, большинство ме- таллов характеризуются высокими электро- и теплопроводностью, металличе- ским блеском, непрозрачностью, высокой прочностью, пластичностью. Все ме- таллы, кроме ртути, при комнатной температуре являются твердыми веществами.

Свойства простых веществ неметаллов при обычных условиях отличают- ся большим многообразием. В первую очередь, это касается агрегатного со- стояния. Газообразные при обычных условиях неметаллы – водород, азот, ки- слород, фтор, хлор, благородные газы. Жидким неметаллом является бром. Твердые простые вещества образуют углерод, кремний, фосфор, сера, причем аллотропная модификация углерода — алмаз является самым твердым вещест- вом. Это многообразие объясняется тем, что неметаллы могут образовывать кристаллическую структуру как молекулярного, так и атомного типов.

Газообразные при обычных условиях неметаллы существуют в виде двухатомных (Н2, О2, CI2, N2) или одноатомных (благородные газы) молекул. Взаимодействие между этими сравнительно небольшими частицами весьма слабое, поэтому данные неметаллы при комнатной температуре представляют собой газы, а в жидкое и твердое агрегатное состояния они переходят только при низких температурах.

 Молекулярное состояние имеют также бром (Br2), белый фосфор (P4), и сера (S8), но из-за значительно большей массы этих молекул и, как следствие, большего межмолекулярного взаимодействия, бром при обычных условиях — жидкость, а белый фосфор и сера — твердые вещества

Большинство твердых при обычных условиях неметаллов имеют немоле- кулярное состояние и образуют кристаллы атомного типа — алмаз, графит, красный фосфор, кремний.

Сложные вещества отличаются еще большим многообразием. Это каса- ется, как состава, так и свойств. Поскольку свойства сложных веществ весьма разнообразны, рассмотрим классификацию сложных веществ по их составу. Общепринятая классификация основана на характере оксидов и гидроксидов химических элементов.

Оксидом называется сложное вещество, состоящее из атомов двух и более элементов, один из которых кислород.

Оксиды следует отличать от пероксидов (H2O2, Na2O2), степень окисле- ния кислорода в которых равна 1. Фторид кислорода OF2 также не является ок- сидом.

Металлы образуют основные, амфотерные, а в высших степенях окис- ления и кислотные оксиды; неметаллы — кислотные и несолеобразующие. Большинство оксидов может быть получено непосредственным окислением со- ответствующего простого вещества.

Гидроксиды принято рассматривать как продукты гидратации оксидов, то есть как продукты присоединения воды. Некоторые гидроксиды можно по- лучить в результате взаимодействия оксида с водой, другие — только косвен- ным путем.

Основными оксидами соответствуют основания (основные гидроксиды).

Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды.

Несолеобразующие оксиды гидроксидов не образуют.

Основания взаимодействуют с кислотами и с кислотными оксидами. При этом образуют соли.

Сильные основания — щелочи — в растворе диссоциируют с образова- нием OH- ионов, которые изменяют окраску индикаторов.

Слабые основания не могут создать в растворе значительных концентра- ций гидроксид-ионов, поэтому их основные свойства проявляются только при взаимодействии с сильными кислотами. 

Противоположность основаниям — кислоты. Кислоты взаимодействуют с основаниями и основными оксидами, давая при этом соли.

Сильные кислоты в водных растворах практически полностью распада- ются на ионы, создавая значительные концентрации ионов Н+.

Слабые кислоты в растворе диссоциированы в незначительной степени.

Наличие заметных количеств ионов H+ в растворах кислот обнаруживает- ся по изменению окраски индикаторов.

Таким образом, в схеме общей классификации веществ можно выделить две основные ветви, родоначальниками которых являются металлы и неметал- лы. Далее идут оксиды и гидроксиды металлов и неметаллов.

Оксиды бывают основными, кислотными, амфотерными и несолеобра- зующими. Основными оксидами являются оксиды наиболее активных металлов (Na2O, CaO), а также оксиды d-элементов в низших степенях окисления (CrO, FeO). Кислотные оксиды — оксиды неметаллов (SO3, SiO2) а также d-элементов в высших степенях окисления (CrO3, Mn2O7). Типичные амфотерные оксиды ZnO и Al2O3 проявляют свойства, как основных, так и кислотных оксидов. Ам- фотерными являются также оксиды некоторых d-элементов, в которых они проявляют промежуточные степени окисления (Cr2O3). Несолеобразующими оксидами являются N2O, NO, CO.

Гидроксиды (гидраты оксидов) делятся на кислоты, основания, и амфотреные гидроксиды.

 Соли можно рассматривать как продукты взаимодействия веществ, отно- сящиеся к различным ветвям классификации Соли бескислородных кислот об- разуются в результате взаимодействия металлов с неметаллами. Соли кислоро- досодержащих кислот — продукты взаимодействия между собой кислотных и основных оксидов; кислот и основания; а также кислотных оксидов и основа- ний; основных оксидов и кислот.

Неорганические соединения определенного класса могут быть получены из соединений другого класса. Такая связь между классами соединений называ- ется генетической.

Взаимодействуют между собой вещества, относящиеся к разным ветвям, т. е. металлы с неметал- лами, основные оксиды с кислотными, кислоты с основаниями и т.д. Вещества, относящиеся к одной ветви, не реагируют между собой, например, кислоты не реагируют с кислотами. Продуктами взаимодействия веществ, относящиеся к разным генетическим ветвям, являются соли. Приведенная схема является не- сколько упрощенной, тем не менее, она обобщает основные свойства большин- ства веществ, которые изучаются в школьном курсе.

Генетическая связь между классами неорганических соединений

1. Металлы, неметаллы → соли

При взаимодействии металлов с неметаллами образуются соли бескисло- родных кислот (галогениды, сульфиды). 

Эти соединения устойчивы и при нагревании, как правило, не разлагаются.

2. Металлы → оксиды металлов (основные и амфотерные) Большинство металлов взаимодействует с кислородом, образуя оксиды. 

Не взаимодействуют с кислородом золото, серебро, платина и некоторые дру- гие малоактивные металлы.

Оксиды некоторых малоактивных металлов легко разлагаются при нагре- вании на металл и кислород.

Большинство оксидов (оксиды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, алюминия, цинка и др.) при нагревании не разлагаются.

3. Неметаллы → оксиды неметаллов (кислотные и несолеобразующие)

Неметаллы (за исключением галогенов и благородных газов) взаимодей- ствуют с кислородом, образуя оксиды. 

4. Основные и амфотерные оксиды ↔ соли

 Соли образуются при взаимодействии основных и амфотреных оксидов с кислотами или кислотными оксидами. 

Соли некоторых кислородосодержащих кислот (нитраты, карбоны), при нагревании разлагаются.

5. Кислотные оксиды ↔ соли

Кислотные оксиды образуют соли при взаимодействии со щелочами или с основными оксидами.

6. Оксиды металлов ↔ основания, амфотерные гидроксиды

Непосредственным взаимодействием с водой могут быть получены толь- ко путем: а) растворением оксида в кислоте; б) действием щелочи на растворы соответствующих солей.  

Основания и амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются.

 NaOH и KOH при нагревании не разлагаются (плавятся без разложения).

 7. Кислотные оксиды ↔ кислоты

Кислотные оксиды взаимодействуют с водой, образуя соответствующие кислоты.  

Исключение — SiO2, который с водой не реагирует. Кремниевую кислоту получают косвенным путем — действием сильных кислот на растворимые си- ликаты.

Некоторые кислородосодержащие кислоты разлагаются при нагревании.

 В то же время существуют кислоты, устойчивые к нагреванию (H2SO4, H3PO4).

8. Основания и амфотерные гидроксиды ↔ соли

 Осуществляется посредством взаимодействия гидроксида с кислотой. 

9. Кислоты ↔ соли Прямое превращение — взаимодействие кислоты с основным или амфо- терным оксидом или гидроксидом (см. ранее). Обратное — действие на соль более сильной кислоты (сильные кислоты вытесняют слабые из их солей). 

Особое место в ряду неорганических соединений занимают несолеобра- зующие оксиды, а также амфотерные оксиды и гидроксиды.

 Несолеобразующие оксиды. Ими являются CO, N2O и NO. Данные ок- сиды не взаимодействуют с водой, им не соответствуют кислоты и соли, поэто- му их называют также безразличными. Амфотерные оксиды и гидроксиды.

Амфотерные свойства (способ- ность взаимодействовать и с кислотами и со щелочами) проявляют оксиды и гидроксиды алюминия, цинка, бериллия, железа (III), хрома (III) и некоторых других металлов. Амфотерные оксиды и гидроксиды характеризуются следую- щими свойствами:

Взаимодействие с кислотами.

Взаимодействие со щелочами.

 Амфотерные оксиды эффективно взаимодействуют со щелочами при сплавлении.

 Амфотерные гидроксиды цинка, алюминия и некоторых других металлов легко растворяются в водных растворах кислот и щелочей.

 Общая классификация неорганических веществ, включающая их основные химические свойства, приведена в таблице в конце данного документа.

Химические свойства неорганических соединений

Следующий этап — рассмотрение свойств химических соединений. Изучение химических свойств веществ являет- ся важнейшей задачи химии. Без знаний в этой области невозможно судить о свойствах веществ и целенаправленно осуществлять химические превращения.

 Рассмотрение свойств сложных веществ мы начинаем с оксидов. Кратко напомним свойства оксидов.

Основные и амфотерные оксиды характеризуются следующими хими- ческими свойствами.

1. Взаимодействие с кислотами. В результате образуется соль соответст- вующей кислоты и вода.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами. В результате образуются со- ли.

 3. Взаимодействие с водой. С водой взаимодействуют только оксиды ще- лочных и щелочноземельных металлов, в результате образуются щелочи. 

Остальные основные и амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.

4. Амфотерные оксиды взаимодействуют с растворами щелочей, а также со щелочами при взаимодействии. 

5. Окислительно-восстановительные свойства. Оксиды, в которых ме- талл находится в промежуточной ступени окисления, могут быть, как окислителями, так и восстановителями. 

Кислотные оксиды относятся к другой ветви классификации неоргани- ческих соединений. Их устаревшее название — ангидриды. Важнейшее свойст во кислотных оксидов — взаимодействие с веществами, проявляющими основ- ные свойства. Перечислим химические свойства кислотных оксидов.

1. Взаимодействие со щелочами с образованием солей и воды

 2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образовани- ем солей. 

3. Взаимодействие с водой. При этом образуются кислоты.

Оксид кремния (IV) с водой не взаимодействует. Кремневую кислоту по- лучают косвенным путем — а) взаимодействием SiO2 с раствором щелочи при кипячении; б) осаждение кремневой кислоты из раствора образовавшегося си- ликата сильной кислотой.

4. Окислительно-восстановительные свойства зависят от степени окис- ления элемента в оксиде. Если элемент, образующий оксид, находится в промежуточной степени окисления, оксид может проявлять как окисли- тельные, так и восстановительные свойства. Например, оксид серы(IV) окисляется кислородом в присутствии катализатора до оксида серы(VI) и восстанавливается сероводородом с образованием серы.

Как видно из рассмотрения свойств основных, амфотерных и кислотных оксидов, в результате их взаимодействия с веществами других классов образу- ются соли. Поэтому эти оксиды называются солеобразующими.

С позиции теории электролитической диссоциации оксиды не являются электролитами в водных растворах, и в ионных уравнениях их формулы следу- ет записывать в недиссоциированном виде.

Химические свойства остальных классов неорганических веществ приня- то рассматривать с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Среди неорганических соединений электролитами в водном растворе яв- ляются кислоты, основания и соли. Некоторые органические соединения, со- держащие ковалентные полярные или ионные связи, также могут диссоцииро- вать в водных растворах, например: крабоновые кислоты и их соли.

Кислоты — это электролиты, образующие при электролитической дис- социации в качестве катионов только катионы водорода. Число ионов водорода, способных образоваться в результате диссоциации одной молекулы кислоты, называется основностью кислоты. Кислоты могут быть одноосновными (HCl, HNO3) и многоосновными (H2SO4, H2CO3, H3PO4).

В зависимости от величины степени диссоциации кислоты делятся на сильные и слабые.

Сильные кислоты являются сильными электролитами, диссоциируют практически полностью, в растворе присутствуют только катионы водорода и анионы кислотного остатка, недиссоциированные молекулы отсутствуют. При- меры сильных кислот: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4. В ионных уравнениях формулы записываются в диссоциированном виде.

Слабые кислоты являются слабыми электролитами, диссоциированы в незначительной степени, в их водных растворах преобладают недиссоцииро- ванные молекулы, присутствует также небольшое количество катионов и анио- нов кислотного остатка. Вследствие этого, в ионных уравнениях формулы та- ких электролитов следует писать в недиссоциированном виде. Примеры слабых кислот: H2CO3, H2SiO3, H2S, HClO, H3PO4, HF.

Диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато, то есть только часть ионов, образовавшихся на первой ступени, диссоциирует дальше. Отсюда следует, что записывать суммарное уравнение диссоциации многоосновной ки- слоты нельзя (исключение — серная кислота H2SO4, которая в разбавленном растворе диссоциирует практически полностью по двум ступеням).

Поэтому для слабых многооснов- ных кислот недопустимо писать суммарное уравнение диссоциации. Таким образом, слабые кислоты присутствуют в водном растворе пре- имущественно в виде молекул. Поэтому в ионных уравнениях формулы слабых кислот следует записывать в молекулярной форме.

Химические свойства кислот определяются, в первую очередь, наличи- ем в их водных растворах катионов водорода. Растворы кислот обладают кис- лым вкусом, окрашивают лакмус в розовый, метилоранж – в красный цвет.

 Кислоты взаимодействуют со следующими веществами.

1. Основания и амфотерные гидроксиды

2. Основные и амфотерные оксиды. 

3. Соли более слабых кислот (сильная кислота вытесняет слабую из ее соли). 

4. Металлы (стоящие в ряду напряжений до водорода).

5. Аммиак (образуются соли аммония

6. Некоторые кислоты проявляют сильные окислительные свойства. Это азотная кислота и концентрированная серная кислота.

Основания — это электролиты, образующие в результате электролити- ческой диссоциации в качестве анионов только анионы OH- (гидроксид-ионы). Число гидроксид-ионов, приходящиеся на один катион металла, называется ки- слотностью основания. Соответственно, бывают однокислотные (NaOH, KOH) и многокислотные (Ca(OH)2, Fe(OH)2) основания.

Основания делятся на сильные (щелочи) и слабые. Заметные концентрации гидроксид-ионов в растворе могут создать только сильные основания — щелочи.

Щелочами являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных метал- лов. Наиболее часто использующиеся на практике щелочи — NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2. Все остальные основания являются слабыми. Гидркосиды бериллия и магния не являются щелочами. Причем Be(OH)2 — амфотерный гидроксид, Mg(OH)2 — слабое основание.

Все щелочи — сильные электролиты, диссоциируют необратимо. 

Диссоциация протекает по двум ступеням практически полностью.

 Рассмотрим химические свойства оснований.

Общие химические свойства щелочей обусловлены наличием в их рас- творах гидроксид-ионов. Щелочи изменяют окраску индикаторов (фенолфтале- ин — малиновый, лакмус — синий, метилоранж — желтый). В ионных уравне- ниях формулы щелочей следует записывать в диссоциированном виде.

Химические свойства щелочей

 1. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации).

2. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами.

3. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами.

4. Взаимодействие с солями (реакция обмена).

5. Некоторые щелочи при нагревании разлагаются.

Гидроксиды натрия и калия не разлагаются при нагревании. При темпе- ратурах 323°С и 405°С соответственно NaOH и KOH плавятся без разложения.

Особенности написания ионных уравнений с участием гидроксида кальция Ca(OH)2.

 Гидроксид кальция является малорастворимым основанием. Его раство- римость составляется 0,16 г на 100 г воды при 20°С. То есть, массовая доля Ca(OH)2 в его насыщенном растворе равна примерно 0,16 %. Тем не менее, да- же при такой малой концентрации этот раствор обладает всеми свойствами рас- творов щелочей, например: окрашивание фенолфталеина в малиновый цвет, по- глощает углекислый газ с образованием нерастворимого CaCO3 (качественная реакция на CO2). Отсюда следует, что в ионных уравнениях реакций с участием раствора гидроксида кальция (известковой воды) формулу данного соединения необходимо записывать в диссоциированном виде.

Если гидроксид кальция образуется в виде белого осадка в результате ре- акции между растворимой солью кальция и гидроксидом натрия или кальция, то он, в основном, присутствует в системе в виде твердого Ca(OH)2. В ионном уравнении должна фигурировать преимущественно форма существования со- единений в системе — осадок Ca(OH)2, формулу соединения в этом случае сле- дует записывать в недиссоциированном виде.

 Слабые основания обладают очень малой растворимостью и не могут создать заметной концентрации ионов OH-, поэтому ряд свойств, присущих ще- лочам для них нехарактерен. В ионных уравнениях формулы нерастворимых оснований следует записывать в недиссоциированном виде. Все это относится и к амфотерным гидроксидам.

Нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды взаимодействуют с растворами кислот.

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с растворами щелочей.

Кроме того, нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды при на- гревании разлагаются на соответствующий оксид и воду.

Аммиак. Водный раствор аммиака проявляет многие свойства присущие растворам сильных оснований. Он имеет щелочную реакцию и окрашивает рас- твор фенолфтолеина в малиновый цвет. Часто это объясняется тем, что при рас- творении аммиака в воде образуется слабый электролит – гидроксид аммония NH4OH. В действительности ионное соединение NH4 + OH- не существует, и ще- лочная реакция водного раствора аммиака объясняется способностью молекулы NH3 присоединять ион водорода от молекулы воды по донорно-акцепторному механизму. В результате образуются гидроксид-ионы, обусловливающие ще- лочную реакцию водного раствора аммиака.

Водный раствор аммиака принято считать раствором слабого основания, формула которого NH3·H2O. Используется также формула NH4OH.

Аммиак нейтрализует растворы кислот.

При этом образуются продукты нейтрализации — соли аммония, в кото- рых роль катиона металла выполняет однозарядный катион аммония.

Раствор аммиака не является щелочью! Это раствор слабого основа- ния, которое может быть вытеснено из соответствующей соли сильными осно- ваниями — щелочью. В результате действия на них концентрированных раство- ров щелочей наблюдается выделение аммиака, что можно обнаружить по запаху.

 Выделение аммиака усиливается при небольшом нагревании.

В водном растворе аммиака не растворяется гидроксид алюминия, этим свойством можно воспользоваться при получении Al(OH)3.

Рассмотрим свойства солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Солями называются сложные вещества, образованные катионами метал- ла (а также аммония) и анионами кислотного остатка. Соли можно рас- сматривать как продукты нейтрализации кислот и оснований. Продуктами пол- ной нейтрализации являются средние соли (NaCl, K3PO4, (NH4)2SO4). Нейтра- лизация многоосновных кислот и многокислотных оснований может осуществ- ляться не полностью, при этом образуются кислые и основные соли.

Примеры. Кислые соли: (NH4)2PO4 — гидрофосфат аммония или двузамещенный ортофосфат аммония; Ca(HS)2 — гидросульфид кальция; NaHCO3 — гидрокарбонат натрия или питьевая сода. Основные соли: ZnOHCl — основный хлорид цинка или гидрохлорид цинка; (CuOH)2CO3 — гидроксокарбонат меди или малахит.

Комплексные соли содержат комплексные ионы.  Na3[Al(OH)6] — гексагидроксоалюминат натрия.

 Двойные соли содержат два разных катиона: KAl(SO4)2·12H2O — алюмокалиевые квасцы.

Смешанные соли содержат два разных аниона: CaCl·CaOCl или CaOCl2 — хлорная известь («хлорка»).

Соли в большинстве случаев являются сильными электролитами, в водном растворе полностью диссоциируют на катион металла и анион кислотного остатка.

В ионных уравнениях реакций формулы растворимых солей следует записывать в диссоциированном виде.

Кислые соли являются сильными электролитами на стадии диссоциации на катион металла (или аммония — NH4 +) и анион. Анион кислой соли соответствует многоосновной кислоте и является слабым электролитом.

Пример диссоциации кислой соли — гидрофосфат натрия.

В связи с этим в ионных уравнениях формулы растворимых кислых солей следует записывать с учетом только необратимой стадии диссоциации.

Химические свойства солей в свете теории электролитической диссоциации определяется наличием в их растворах металла и анионов кислотного остатка.

Соли взаимодействуют со следующими веществами.

1. С кислотами (сильная кислота вытесняет слабую из солей).

2. Со щелочами (образуется нерастворимое основание и новая соль

 3. C кислотными оксидами, образуется новая соль и кислота, либо кислая соль

 4. Растворы солей взаимодействуют между собой, образуются две новые соли (если одна из новых солей нерастворима). 

5. С металлами, более активными, чем металл, входящий в состав соли (бо- лее активный металл вытесняет менее активный. 

6. Некоторые соли, в основном карбонаты и нитраты, при нагревании разла- гаются. 

7. Классификация неорганических соединений и их основные химические свойства.

Контрольные вопросы:

1. Какие основные классы неорганчиеских соединений вы знаете?

2. Как взаимодействуют между собой различные вещества и почему?

3. Понятия об оксидах.

4. Понятия про кислоты.

5. Понятия о солях.

6. Понятия об основаниях.

7. Взаимодействие косидов с водой.

8. Общие свойства оксидов.

9. Классификация оксидов.

10. Классифкация кислот.

11. Классфикация оснований.

 

 

Литература

1. Буринська Н.М., Депутат В.М., Сударєва Г.Ф., Чайченко Н.Н. Хімія: Підручник для 10 класу загальноосвітніх навчальних закладів (профільний рівень). – К.: Педагогічна думка, 2010. – 352 с., іл., табл.

2. Величко Л.П. Хімія: підручник для 11 класу загальноосвітніх начальних закладаів: Академічний рівень. – К.: Освіта, 2011. – 223 с.

3. Габриелян О.С. Химия. 9, 10, 11 кл. – М., 2000, 2003.

4. Габриелян О. С., Остроумов И. Г. Химия для профессий и специальностей социально-экономического и гуманитарного профилей: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования. — М., 2014.

5. Габриелян О.С. Химия. Практикум: учеб. пособие. — М., 2014.

6. Габриелян О.С. и др. Химия. Тесты, задачи и упражнения: учеб. пособие. — М., 2014.

7. Габриелян О.С. Химия. Пособие для подготовки к ЕГЭ: учеб. пособие. — М., 2014.

8. Ерохин Ю. М. Химия: Задачи и упражнения: учеб. пособие для студ. учреждений сред. проф. образования. — М., 2014.

9. Ерохин Ю. М. Сборник тестовых заданий по химии: учеб. пособие для студ. Учреждений сред. проф. образования. — М., 2014.

10. Попель П.П., Крикля Л.С. Хімія: підручник для 10 класу загальноосвітніх навчальних закладів. – К.: ВЦ «Академія», 2010. – 208 с.: іл.

11. Попель П.П., Крикля Л.С. Хімія: підручник для 11 класу загальноосвітніх навчальних закладаів (академічний рівень). – К.: ВЦ «Академія, 2011. – 352 с.: іл.

12. Попель П.П., Крикля Л.С, Савченко І.О. Хімія: підручник для 11 класу загальноосвітніх навчальних закладів. – К.: ВЦ «Академія», 2007. – 272 с.

13. Савинкина Е.В., Логинова Г.П. Химия для школ и классов гуманитарного профиля. 10, 11 кл. – М., 2001-2002.

14. Химия: электронный учебно-методический комплекс. — М., 2014.

15. Ярошенко О.Г. Хімія: Підручник для 10 класу загальноосвітніх начальних закладів (рівень стандарту, академічний рівень). – К.: Грамота, 2010. – 224 с.: іл.