Конспект урока "Окислительно-восстановительные реакции"

Урок №1-2

Устранение пробелов знаний уч-ся по результатам пробного тестирования.

"Окислительно-восстановительные реакции"

Миллер Екатерина Иннокентьевна КГУ «СШ№10 с.Николаевка» Осакаровского района Карагандиской области

Цели урока:

1)    сформировать понятие об окислительно-восстановительных реакциях;

2)    научить учащихся уравнивать записи ОВР методом электронного баланса.

3)    Научить учащихся  уравнивать записи ОВР методом полуреакций.

Задачи урока:

1)    повторить известные признаки классификации химических реакций;

2)    повторить правила расчета степеней окисления в соединениях;

3)    ввести понятия «окислительно-восстановительные реакции», «окисление», «восстановление», «окислитель», «восстановитель»;

4)    научиться уравнивать записи ОВР методом электронного баланса и методом полуреакций.

Тип урока:урок  закрепления знаний с использованием технологии критического мышления  .

Оборудование: учебник «Химия », технологическая карта урока, рабочие листы, оценочные листы.

Формы работы:

индивидуальная работа, работа в парах, самопроверка и взаимопроверка, самооценка и взаимооценка.

Девиз урока:

Спорьте, заблуждайтесь , ошибайтесь , но ради бога – размышляйте и хотя криво –да сами.  Г.Лессинг

            Ход урока:

1.Организационно-мотивированный момент.

1.Взаимное приветствие.

2.Настрой на урок.

3.Мотивация.

Вспомните и запишите в тетрадь ,все что вам известно о химических реакциях. Поделитесь своими знаниями с соседом по парте.(заполнение кластера).  На стадии вызова используем механизм ЗХУ (знаю, хочу узнать, узнал):

Должен знать

Еще не знаю

Знаю

Могу объяснить, помочь

Коллективная актуализация знаний. Заполним таблицу, знаком «плюс»- знаем  ,»?»- -хочу узнать. В конце урока выясним  , на все ли вопросы вы нашли ответ и заполним третью колонку таблицы «узнал».

2.Операционно-испольнительный этап.

Используем стратегию « чтение с остановками».

Первая остановка  « Какие химические реакции бывают?»

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся  реакции, протекающие без изменения степени окисления  атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Например: 

 ⁼

 =

Как видно, степень окисления каждого из атомов до и после реакции осталась без изменения.

Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ.

Например:

 =

   =

Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода, а во второй - атомы брома и хлора изменяют степень окисления.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов.

Окислительно-восстановительные реакции - самые распространен­ные и играют большую роль в природе и технике.

Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

Al – 3e^- = Al³⁺       Fe²⁺ - e^- = Fe³⁺

H₂ – 2e^- = 2H⁺       2Cl^- - 2e^- = Cl₂

При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

S + 2е^- = S^2-  Сl₂ + 2е- = 2Сl^-  Fe³⁺ + e- = Fe²⁺

При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Ато­мы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных ве­ществ, то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:

Восстановитель – е^-Окислитель

Окислитель + е^-Восстановитель

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановле­ния.

Число электронов, отдаваемых восстановителем,  равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

При этом, независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов.

Процессы окисления и восстановления можно физически отделить друг от друга и осуществить перенос электронов по внешней электрической цепи.

Вторая остановка «Метод электронного баланса»

Метод электронного баланса

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно рав­няться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составле­ния уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на осно­ве известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на примерах.

Пример 1. Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:

Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повы­шается от 0 до +2. Медь - восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисления от +2 до 0. Нитрат палладия (II) -окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями

 

из которых следует,  что при восстановителе  и окислителе коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции:

Cu + Pd(NO₃)₂ = Cu(NO₃)₂ + Pd

Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.

Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.

Переписываем это уравнение в ионной форме:

Cu + Pd²⁺ + 2NO₃^- = Cu²⁺ + 2NO₃^- + Рd

И после сокращения одинаковых ионов получим

Cu + Pd²⁺ = Cu²⁺ + Pd

Пример 2.  Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой (с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).

Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:

НCl + МnО₂ → Сl₂ + MnСl₂ + Н₂О

Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

  

Эта реакция окислительно-восстановительная, так  как изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. НCl - восстановитель, MnО₂ — окисли­тель. Составляем электронные уравнения:

и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответствен­но равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:

2НСl + MnO₂ → Сl₂ + MnСl₂ + Н₂О

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электрон­ных уравнений видно, что на 2 моль HCl приходится 1 моль MnО₂. Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль. Окончательное уравнение имеет вид

4НCl + МnО₂ = Сl₂ + MnСl₂ + 2Н₂О

Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов одного какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.

Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме.

Перепишем составленное уравнение в ионной форме:

4Н⁺ + 4Сl^- + МnО₂ = Сl₂ + Мn²⁺ + 2Сl^- + 2Н₂О

и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим

4Н⁺ + 2Cl^- + MnO₂ = Сl₂ + Mn²⁺ + 2Н₂О

Пример 3. Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции - формулы исходных и полученных веществ:

Н₂S + КМnO₄ + Н₂SО₄ → S + МnSО₄ + К₂SO₄ + Н₂О

Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н₂S - восстанови­тель, КМnО₄ - окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

  

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н₂S и 2 моль КМnО₄, тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО₄. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К₂SО₄ и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид

5Н₂S + 2КМnО₄ + ЗН₂SО₄ = 5S + 2МnSО₄ + К₂SО₄ + 8Н₂О

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2^.4 + 3^.4 = 20 и в правой части 2^.4 + 4 + 8 = 20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

5Н₂S + 2MnO₄^- + 6H⁺ = 5S + 2Мn²⁺ + 8Н₂О

Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

Третья остановка « Важнейшие  восстановители и окислители»

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители

Окислители

Металлы, водород, уголь Оксид углерода (II) CO Сероводород H2S, оксид серы (IV) SO2, сернистая кислота H2SO3 и ее соли Иодоводородная кислота HI, бромоводородная кислота HBr, соляная кислота HCl Хлорид олова (II) SnCl2, сульфат железа (II) FeSO4, сульфат марганца (II) MnSO4, сульфат хрома (III) Cr2(SO4)3 Азотистая кислота HNO2, аммиак NH3, гидразин N2H4, оксид азота (II) NO Фосфористая кислота H3PO3 Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза Катод при электролизе

Галогены Перманганат калия KMnO4, манганат калия K2MnO4, оксид марганца (IV) MnO2 Дихромат калия K2Cr2O7, хромат калия K2CrO4 Азотная кислота HNO3 Кислород O2, озон О3, пероксид водорода Н2О2 Серная кислота H2SO4 (конц.), селеновая кислота H2SeO4 Оксид меди (II) CuO, оксид серебра (I) Ag2O, оксид свинца (IV) PbO2 Ионы благородных металлов (Ag+, Au3+ и др.) Хлорид железа (III) FeCl3 Гипохлориты, хлораты и перхлораты Царская водка, смесь концентрированной азотной и плавиковой кислот

Четвертая остановка   « Метод полуреакций».

Метод полуреакций

Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и  процесса восстановления с последующим  суммированием их в общее уравнение. В  качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали  при объяснении метода  электронного баланса. При пропускании сероводорода Н₂S через подкисленный раствор перманганата калия КМnО₄ малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образова­ния элементной серы, т.е. протекания процесса:

Н₂S → S + 2H⁺

Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:

Н₂S - 2е^- = S + 2H⁺

Это первая полуреакция - процесс окисления восстановителя Н₂S.

Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO₄^- (он имеет малиновую окраску) в ион Mn²⁺ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой

MnO₄^- → Mn²⁺

В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnО₄, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записыва­ем так:

MnO₄^- + 8Н⁺→ Мn²⁺ + 4Н₂О

Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Посколь­ку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные - два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:

MnO₄^- + 8Н⁺ + 5e^-= Mn²⁺ + 4Н₂О

Это вторая полуреакция - процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона

Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакцийпочленно сложить, предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются уравнения полуреакций. Сокращенно запись проводится так:

И, сократив на 10Н⁺, окончательно получим

5Н₂S + 2MnO₄^- + 6H⁺ = 5S + 2Mn²⁺ + 8Н₂О

Проверяем правильность составленного в ионной форме уравнения: число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов: в левой части (2-)+(6+) = 4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены.

Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме. Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону - анион. Затем те же ионы в таком же числе записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молеку­лы:

Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного баланса.

Сопоставим оба метода. Достоинство метода полуреакций по срав­нению с методом электронного баланса в том.что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионова есть ионы

При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необхо­димо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при состав­лении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, про­текающих в водных растворах.

3этап. Осмысление.

Задача 1. Напишите уравнение реакции окисления дисульфида железа (II) концентрированной азотной кислотой. Составьте: схемы электронного и электронно-ионного баланса.

Решение. НNО₃ - сильный окислитель, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени окисления S⁺⁶, а железо до Fe⁺³, при этом НNО₃ может восстанавливаться до NO или NO₂. Рассмотрим случай восстановления до NО₂.

FеS₂ + НNO_3(конц) → Fе(NO₃)₃ + Н₂SО₄ + NО₂.

Где будет находиться Н₂О (в левой или правой части), пока неиз­вестно.

Уравняем данную реакцию методом  электронного баланса. Процесс восстановления описывается схемой:

N⁺⁵ + e → N⁺⁴

В полуреакцию окисления вступают сразу два элемента - Fe и S. Железо в дисульфиде имеет степень окисления +2, а сера -1. Не­обходимо учесть, что на один атом Fе приходится два атома S:

Fe⁺² – e → Fe⁺³

2S^- - 14e → 2S⁺⁶.

Вместе железо и сера отдают 15 электронов. Полный баланс имеет вид:

 

15 молекул НNО₃ идут на окисление FеS₂, и еще 3 молекулы НNО₃ необходимы для образования Fе(NО₃)₃:

FеS₂ + 18НNО₃ → Fе(NО₃)₃ + 2Н₂SО₄ + 15NО₂ .

Чтобы уравнять водород и кислород, в правую часть надо доба­вить 7 молекул Н₂О:

FeS₂ + 18НNО_3(конц) = Fе(NО₃)₃ + 2Н₂SО₄ + 15NО₂ + 7Н₂О.

Используем теперь метод электронно-ионного баланса.  Рас­смотрим полуреакцию окисления. Молекула FеS₂ превращается в ион Fе³⁺ (Fе(NО₃)₃ полностью диссоциирует на ионы) и два иона SO₄^2- (диссоциация H₂SO₄):

FeS₂ → Fe³⁺ + 2SO₂^4-.

Для того, чтобы уравнять кислород, в левую часть, добавим 8 молекул H₂O, а в правую – 16 ионов Н⁺ (среда кислая!):

FeS₂ + 8H₂O → Fe³⁺ + 2SO₄^2- + 16H⁺.

Заряд левой части равен 0, заряд правой +15, поэтому FеS₂ дол­жен отдать 15 электронов:

FеS₂ + 8Н₂О - 15е → Fе³⁺ + 2SО₄^2- + 16Н⁺.

Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-иона:

NO^-3 → NO₂.

Необходимо отнять у NО₃^- один атом О. Для этого к левой части добавим 2 иона Н⁺ (кислая среда), а к правой — одну молекулу Н₂О:

NО₃^- + 2Н⁺ → NО₂ + Н₂О.

Для уравнивания заряда к левой части (заряд +1) добавим один электрон:

NО₃^- + 2Н⁺ + е → NO₂ + Н₂О.

Полный электронно-ионный баланс имеет вид:

Сократив обе части на 16Н⁺ и 8Н₂О, получим сокращенное ион­ное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

FеS₂ + 15NО₃^- + 14Н⁺ = Fе³⁺ + 2SО₄^2- + 15NО₂ + 7Н₂О.

Добавив в обе части уравнения соответствующее количество ионов по три иона NО₃^- и Н⁺, находим молекулярное уравнение реакции:

FеS₂ + 18НNО_3(конц) = Fе(NО₃)₃ + 2Н₂SО₄ + 15NО₂ + 7Н₂О.

Задача 2. Напишите уравнения реакций, протекающих в вод­ной среде:

а) Na₂SО₃ + КМnО₄ + Н₂SО₄ → X + …

б) Х + КОН → ...

Решение.

а) Перманганат калия в кислой среде восстанавли­вается в соль марганца (II), а сульфит натрия окисляется до суль­фата натрия:

5Nа₂SО₃ + 2КМnО₄ + ЗН₂SО₄ = 5Nа₂SО₄ + К₂SО₄ + 2МnSО₄ + ЗН₂О.

б) Из продуктов реакции а) только сульфат марганца (II) (вещество X) реагирует со щелочью в водном растворе:

MnSО₄ + 2КОН = Мn(ОН)₂↓+ К₂SО₄.     

Задача 3. Электролиз 400 г 8,5%-ного раствора нитрата се­ребра продолжали до тех пор, пока масса раствора не уменьши­лась на 25 г. Вычислите массовые доли соединений в растворе, полученном после окончания электролиза, и массы веществ, вы­делившихся на инертных электродах.

Решение. При электролизе водного раствора АgNО₃ на катоде происходит восстановление ионов Аg⁺, а на аноде — окисление молекул воды:

Катод: Аg⁺ + е = Аg.

Анод: 2Н₂О - 4е = 4Н⁺ + О₂.       

Суммарное уравнение:

4AgNО₃ + 2Н₂О = 4Ag↓ + 4НNО₃ + О₂↑.

v(АgNО₃) = 400^.0,085 / 170 = 0,2 моль. При полном электролити­ческом разложении данного количества соли выделяется 0,2 моль Аg массой 0,2^.108 = 21,6 г и 0,05 моль О₂ массой 0,05^.32 = 1,6 г. Общее уменьшение массы раствора за счет серебра и кислорода составит 21,6+1,6 = 23,2 г.

При электролизе образовавшегося раствора азотной кислоты разлагается вода:

2H₂O = 2Н₂↑ + O₂↑.

Потеря массы раствора за счет электролиза воды составляет 25 - 23,2 = 1,8 г. Количество разложившейся воды равно: v(Н₂0) = 1,8/18 = 0,1. На электродах выделилось 0,1 моль Н₂ массой 0,1^.2 = 0,2 г и 0,1/2 = 0,05 моль О₂ массой 0,05^.32 = 1,6 г. Общая масса кислорода, выделившегося на аноде в двух процессах, равна 1,6+1,6 = 3,2 г.

В оставшемся растворе содержится азотная кислота: v(НNO₃) = v(AgNО₃) = 0,2 моль, m(НNО₃) = 0,2^.63 = 12,6 г. Масса раство­ра после окончания электролиза равна 400-25 = 375 г. Массовая доля азотной кислоты: ω(НNО₃) = 12,6/375 = 0,0336, или 3,36%.

Ответ. ω(НNО₃) = 3,36%, на катоде выделилось 21,6 г Аg и 0,2 г Н₂, на аноде — 3,2 г О₂.

Задача 4.  Составить уравнение реакции восстановления Fe₃O₄ водородом.

Решение. Запишем схему процесса с указанием изменения степеней окисления элементов:

Составляем электронные уравнения:

Найденные коэффициенты проставляем в схему процесса, заменяя стрелку на знак равенства:

Fе₃О₄ + 4Н₂ = ЗFе + 4Н₂О

Задача 5. Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди б) хлорида магния; в) сульфата калия.

Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.

Решение.

а) В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:

СuSО₄ Сu²⁺ + SO₄^2-

Ионы меди могут восстанавливаться, на катоде в водном растворе. Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды. Схема электролиза:

б) Диссоциация хлорида магния в водном растворе:

MgCl²⁺Mg²⁺+2Сl^-

Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды), хлорид-ионы — окисляются. Схема электролиза:

в) Диссоциация сульфата калия в водном растворе:

К₂SО₄2К⁺ + SO₄^2-

Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде — окисление воды. Схема электролиза:

или, учитывая, что 4Н⁺ + 4ОН^- = 4Н₂О (осуществляется при перемешивании),

2H₂O2H₂ + O₂

4 этап.Рефлексия

• Подведем итог работы за урок, оформив его в виде «синквейна».

Синквейн - способ творческой рефлексии - “стихотворение”, написанное по определенным правилам:

1 строка - одно существительное,

2-ая - два прилагательных,

3-я - три глагола,

4-ая - крылатая фраза,

5-ая - одно существительное, которое выражает суть.

5этап.Итоги урока.

Выставление оценок за урок.

Творческое задание –написать эссе на тему « Окислительно-восстановительные реакции».

Список рекомендованной литературы

1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. – М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.68-71)

2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб.дляобщеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. – М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)

3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган.химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)

4. Химия. 8-11 классы: тренинги и тесты с ответами по теме «Окислительно-восстановительные реакции» / авт.-сост. Т.М. Солдатова. – Волгоград: Учитель, 2007. (с.12-20)

5. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.55)

6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав.ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)