Степень окисления cui: Помогите определить степени окисления в веществах CuI, Fe, I2, NaAlO2, Na2AsO4, NaI. СПАСИБО…

Уравнения реакций внутримолекулярного окисления-восстановления | Задача 635

 

Задача 635. 
Закончить уравнения реакций внутримолекулярного окисления-восстановления. Какой атом или ион выполняет в каждом случае роль окислителя, какой — восстановителя?
а) CuI₂ → CuI + I₂
б) Pb(NO₃)₂ → PbO + NO₂ +
в) KClO₃ → KCl +
г) Nh5NO₂ → N₂ +
д) KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ +
Решение:
а) CuI₂→ CuI + I₂

Уравнения полуреакций:

Ионно-молекулярная форма процесса:

2I^— + Сu²⁺ → Cu⁺ I₂⁰

После приведения членов обеих частей уравнения, получим:

2CuI₂→ 2CuI + I₂

В данной реакции в CuI₂ атомы йода увеличивают свою степень окисления от -1 до 0, проявляют свойства восстановителя, а атомы меди уменьшают свою степень окисления от +2 до +1, проявляют свойства окислителя.

б) Pb(NO₃)₂ → PbO + NO₂ +

Уравнения полуреакций:

Ионно-молекулярная форма процесса:

2O^2- + 4NO₃^— + 8H⁺ → O₂⁰ + 4NO₂ + 4H₂O

После приведения членов обеих частей уравнения, получим:

2Pb(NO₃)₂ → 2PbO + 4NO₂ + O₂.

В данной реакции в Pb(NO₃)₂ атомы кислорода увеличивают свою степень окисления от -2 до 0, проявляют свойства восстановителя, а атомы азота уменьшают свою степень окисления от +5 до +4, проявляют свойства окислителя.

в) KClO₃ → KCl +

Уравнения полуреакций:

Ионно-молекулярная форма процесса:

4ClO₃^— + 3H₂О + 6H⁺ → ClO₄

— + Cl^— + 3H₂O + 6H⁺.

После приведения членов обеих частей уравнения, получим:

4KClO₃ → KCl + 3KClO₄.

В данной реакции в KClO₃ часть атомов хлора увеличивает свою степень окисления от +5 до +6, проявляют свойства восстановителя, а другая часть атомов хлора уменьшает свою степень окисления от +5 до -1, проявляют свойства окислителя.

г) NH₄NO₂ → N₂ +
Уравнения полуреакций:

Ионно-молекулярная форма процесса:

NH₄⁺ + NO₂^— + 4OH^— + 4H⁺ → N₂⁰ + 6H₂O.

После приведения членов обеих частей уравнения, получим:

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O.

Среди внутримолекулярных окислительно-восстановительных реакций

выделяют реакции конпропорционирования – процессы, в результате которых происходит выравнивание степени окисления атомов одного и того же элемента, находящегося в исходном веществе в различных состояниях. В данной реакции в NH₄NO₂ происходит выравнивание степеней окисления атомов азота. В исходном веществе существуют два атома азота с разными степенями окисления, один со степень окисления -3 (в ионе NH₄⁺), другой со степенью окисления +3 (в ионе NO₂^—), в результате реакции образуется молекула азота N_2, в которой атомы азота имеют степень окисления равную 0. 

д) KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ +
Уравнения полуреакций:

Ионно-молекулярная форма процесса:

2MnO₄^— + 2O^2- → MnO₄^2- + MnO₂ + O₂.

После приведения членов обеих частей уравнения, получим:

2KMnO4 → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂.

В данной реакции в KMnO₄ атом марганца одновременно уменьшает степень окисления от +7 до +6 (при образовании К₂MnO₄) и от +7 до +4 (при образовании MnO₂). Атом кислорода увеличивает степень окисления от-2 до 0 (при образовании О₂). Таким образом, атомы кислорода проявляют свойства восстановителя, а атомы марганца – окислителя. Это типичная внутримолекулярная реакция самоокисления-восстановления.

---

МеталлыIБподгруппы

Модуль V

Химия металлов

Металлы IБ-подгруппы

Лекция. Основные вопросы, рассматриваемые в лекции

Общая характеристика металлов IБ-подгруппы.

Природные соединения

Cu

Природные соединения

Свойства металлической меди

Соединения Cu

Соединения Cu(+2)

Соединения Cu(+1)

Ag и Au.

Свойства металлов.

Соединения серебра и золота.

Комплексные соединения

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

Металлы IБ-подгруппы

Общая характеристика

	периоды		ряды			группы
						I		II

		K	19	Ca	20
	4	КАЛИЙ		КАЛЬЦИЙ
		39,098		40,078
IV			Cu	30	Zn
		29
	5	МЕДЬ		ЦИНК
				65,39
		63,546
		Rb	37	Sr	38
	6	РУБИДИЙ		СТРОНЦИЙ
		85,468		87,62
V			Ag	48	Cd
		47
	7	СЕРЕБРО		КАДМИЙ
				112,41
		107,868
		Cs	55	Ba	56
	8	ЦЕЗИЙ		БАРИЙ
		132,905		137,33
VI		79	Au	80	Hg
	9	ЗОЛОТО		РТУТЬ
				200,59
		196,967
		Fr	87	Ra	88
VII	10	ФРАНЦИЙ		РАДИЙ

[223]226,02

IБ-подгруппу образуют d-элементы: Cu, Ag, Au.

Простые вещества этих элементов блестящие метал-

лы розово-красного (Cu), белого (Ag) и желтого (Au)

цвета. Металлы отличаются высокой тепло- и элек-

тропроводностью. Серебро и медь имеют наивыс-

шую электропроводность среди металлов. Металлы обладают очень высокой пластичностью (вытягива-

ются в очень тонкую проволоку).

Золото и серебро являются благородными ме-

таллами. Все металлы IБ-подгруппы характеризуют-

ся положительными электродными потенциалами в водных растворах и не могут быть окислены катио-

нами H+. Золото можно перевести в раствор только в виде комплексных соединений.

Валентные электроны элементов описы-

ваются общей формулой – (n–1)d10ns1.

(n–1)d ns

    



В атомах этих элементов на внешней ns-орбитали находится только один электрон. Это связано с энергетической выгодностью полного запол-

нения предпоследнего d-слоя. Перенос одного валентного s-электрона с внешнего слоя обуславливает наличие у всех элементов IБ-подгруппы степени окисления (+1). Но только у серебра степень окисления (+1) является ус-

тойчивой. У Cu степень окисления (+1) устойчива только при высоких

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

температурах, а в обычных условиях устойчива +2. У Au более устойчи-

вая степень окисления +3.

Известны и другие (малоустойчивые) степени окисления. У Cu получены соединения в степенях окисления (+3, +4), у Ag – (+2, +3), у Au – (+5). Эти соединения проявляют сильные окислительные свойства.

Высокая устойчивость Cu(+2) по сравнению с (+1) приводит к тому, что

катионы Cu+, не существуют в водных растворах из-за диспропорциони-

рования.

2Cu+  Cu2+ + Cu0

Константа этого равновесия равна 106.

Степень окисления (+1) стабилизируется в нерастворимых или в комплексных соединениях, например, CuI, Cu2S, Cu2O, K[Cu(CN)2].

Большая устойчивость степени окисления +3 по сравнению с +1 у Au

приводит к диспропорционированию соединений Au(+1). 3Au+  Au3+ + 2Au0

Константа этого равновесия 1010.

Комплексные соединения играют в химии этих металлов особенно

важную роль, в наивысшей степени это характерно для Au. Все металлы IБ-

подгруппы образуют множество разнообразных устойчивых комплексов,

многие из которых находят широкое практическое применение, в том числе в технологиях получения металлов.

Комплексы линейной структуры с координационным числом 2 характер-

ны для степени окисления (+1). Примерами являются комплексы:

[Ag(Nh4)2]+, [Au(CN)2]–. Для комплексов Cu(+2) более характерным является координационное число 4. Оно реализуется в квадратных ([Cu(Nh4)4]2+) и в тет-

раэдрических комплексах ([Cu(OH)4]2–). Встречаются и бипирамидальные ком-

плексы ([Cu(Cl)5]3–). Для Au(+3) более характерны квадратные комплексы с

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

координационным числом 4 ([AuCl4]–, [Au(OH)4]–), но есть и октаэдрические комплексы ([AuBr6]3–).

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов изменяются в соответствии с общей закономерностью – с ростом степени окисления ослаб-

ляется основной характер и усиливается кислотный.

Металлы в степени окисления (+1) не образуют гидроксидов, окси-

ды Cu2O и Ag2O имеют основной характер.

Оксид и гидроксид Cu(+2) являются амфотерными, но основные свойства преобладают.

В оксиде и гидроксиде Au(+3) кислотные свойства выражены силь-

нее, чем основные. Гидроксид AuOOH носит название «золотой кислоты», за способность к образованию гидроксоауратов [Au(OH)4]–.

Наибольшее практическое применение, несмотря на ценность Au и Ag, имеет медь. Ежегодный мировой объем производства Cu составляет порядка 10 млн. т/ год. Медь среди металлов IБ–подгруппы имеет и большую распространенность в природе, хотя ее содержание в земной коре невелико ~

0,01 масс. %, содержание Ag значительно меньше – 10–5, а у Au – еще меньше – 5 .10–7. Все металлы в природе встречаются в самородном виде,

но общее количество самородных металлов не велико. Несмотря на существо-

вание в природе оксидных и гидроксокарбонатных минералов меди, основным сырьем для получения металла являются сульфидные руды. Вообще Cu про-

являет очень высокое химическое сродство к сере, это является важной

особенностью меди.

Существование металлов в самородном виде и легкость выплавки меди из руд позволяли использовать эти металлы с глубокой древности, они были из-

вестны за 4000 лет до н.э. Русское название «медь», по-видимому, имеет общий корень с обозначением металла вообще у древних германцев.

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

			Медь
			Медь в своих наиболее распространенных со-
	29	Cu
			единениях проявляет степени окисления: (+1) и
	3d104s1	медь	(+2). Степень окисления (+2) более устойчива в
	63,546		водных растворах. Соединения меди (+1) более ус-
			тойчивы при температуре выше 1000оС. Соедине-

ния меди (+2) в этих условиях разлагаются. В природе встречаются как соеди-

нения меди в степени окисления (+1), так и в степени окисления (+2).

Природные соединения

В природе более распространены соединения меди с серой – минералы:

халькопирит CuFeS2, ковеллин CuS,

халькозин Cu2S.

Рис. Халькопирит – основной минерал для получения меди

2CuFeS2 + 5O2 + SiO2

Около 80% меди получают из

сульфидных руд, главным обра-

зом, из халькопирита CuFeS2. В

самом общем виде процесс получе-

ния меди из сульфидных руд можно описать схемой:

2Cu + (2FeO . SiO2) + 4SO2 ;

шлак

Cu2S + O2 2Cu + SO2

На самом же деле, технология получения меди из сульфидных руд достаточно

сложна.

Реже чем сульфиды в природе встречаются:

основные карбонаты: малахит Cu2(CO3)(OH)2

и азурит Cu3(CO3)2(OH)2;

оксиды:

куприт Cu2O и тенорит CuO;

основные фосфаты – бирюза CuAl(PO4)4(OH)8. 5h3O;

Исполнитель:

Дата:

Мероприятие №

4

2

7

1

Рис. Бронзовый памятник покрыт основными карбонатами

самородная медь.

	Простое вещество
Простое вещество Cu __ металл характерного красно-розового цвета.
	Температура плавления 1083оС, плотность – 8,9 г/см3.
Cu	Медь обладает высокой теплопроводностью и электропро-
	водностью, уступая только серебру. Основным потребите-

лем меди является электротехническая промышленность. На изготовление проводов и кабелей расходуется основная до-

ля получаемой меди. В микроэлектронике медь используется для изготовления печатных плат. Медь – мягкий пластичный металл, легко вытягивается в про-

волоку и прокатывается в тонкие листы. Сплавы меди отличаются большей твердостью, чем чистая медь. Самыми известными из медных сплавов являют-

ся: латунь (сплав Cu и Zn), бронза (сплав Cu и Sn), мельхиор (сплав Cu и Ni)

и нейзильбер (Cu, Ni, Zn).

Медь окисляется кислородом. При нагревании меди до 4000С на воздухе образуется черный оксид CuO, а

при более высокой температуре – Cu2O.

Медь, находящаяся длительное время во влажном воздухе,

покрывается пленкой основной соли (CuOH)2CO3. Именно с этим связано появление зеленоватого налета на бронзовых памятниках.

2Cu +O2 + h3O +CO2 = (CuOH)2CO3

При нагревании медь взаимодействует с серой с образованием Cu2S, а также с галогенами с образованием галогенидов меди (+2). Фторид CuF2 образуется на поверх-

ности в виде очень плотной пленки, которая делает медь устойчивой к действию фтора.

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

Электродный потенциал Ео (Cu2+/Cu) = + 0,34 В. Ионы Н+ не могут окислить медь. Только при взаимодействии меди с кислотой HI выделяется Н2

и образуется очень устойчивый комплекс H[CuI2], в котором Cu имеет степень окисления (+1).

Медь растворяется в азотной и в концентрированной серной кисло-

те с образованием катионов Cu2+.

Cu + 2h3SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 + 2h3O

Cu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O

Соединения меди

В водных растворах более устойчивы соединения Cu (+2).

Соединения меди (+2)

Наиболее распространенным соединением Cu является соль CuSO4		. 5h3O.
	Ярко-голубые кристаллы CuSO4. 5h3O известны
	как медный купорос. Медный купорос ядовит
	(попадание внутрь 2 г медного купороса может
Рис. Наиболее известное	привести к смерти). Он хорошо растворяется в

соединениеCu – медный воде с образованием голубых растворов. В голу-

купорос CuSO4	. 5h3O	бой цвет окрашены аквакомплексы

[Cu(h3O)4]2+. Безводный сульфат меди __ это бесцветное соединение, его мож-

но получить, прокаливая медный купорос. На воздухе безводная соль поглоща-

ет влагу, снова превращаясь в синий кристаллогидрат.

Аквакатионы меди являются донорами протонов, и создают в водном

растворе кислую среду.

[Cu(h3O)4]2+ + h3O  [Cu(OH)(h3O)3]+ + h4O+,

или упрощенно, Cu2+ + h3O  CuOH+ + H+;

Константа равновесия гидролиза равна 4,6 .10–8.

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

В присутствии карбонатов растворимые соли меди гидролизуются полно-

стью с образованием осадков основных солей.

2CuSO4+ 2Na2CO3 +h3O =(CuOH)2CO3 +CO2 +2Na2SO4

2CuSO4+4NaHCO3 =(CuOH)2CO3+3CO2 +h3O+2Na2SO4

Нерастворимый карбонат меди CuCO3 может быть получен при взаимо-

действии основных карбонатов с СО2.

(CuOH)2CO3 + CO2 = 2CuCO3 + h3О

Карбонаты и основные карбонаты, не растворяются в воде, но раство-

ряются в кислотах, – в роли акцепторов протона выступают как ионы OH–, так и анионы CO32–.

(CuOH)2CO3 + 4H+ = 2Cu2+ + CO2 + 3h3O

Основные карбонаты встречаются в природе. Возможно, что именно из карбо-

натов первоначально поучали медь, восстанавливая их углем при нагревании.

(CuOH)2CO3 + C = 4Cu + 2CO2 + h3O

Черный сульфид CuS выпадает при взаимодействии ионов Cu2+ не только c растворимыми сульфидами, но и со слабой кислотой h3S.

Cu2+ + h3S = CuS +2H+

Значение ПР(CuS) очень мало (3.10–38). Сульфид не растворяется в обычных кислотах, его можно растворить при нагревании в разбавленной азотной кислоте, которая окисляет серу.

3CuS + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 +2NO +3S + 4h3O

Кроме сульфидов и карбонатов, в воде не растворяются фосфаты, сили-

каты. Мало растворим фторид CuF2.

Хлориды сульфаты и нитраты Cu(+2) хорошо растворимы.

Гидроксид Cu(OH)2 образуется при добавлении щелочи к растворам солей Cu(+2) в форме студенистого голубого осадка. При слабом нагревании гидроксид разлагается и переходит в черный оксид CuO.

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

Гидроксид и оксид Cu(+2) легко растворяются в кислотах.

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ +2 h3O CuO + 2H+ = Cu2+ + h3O

При взаимодействии концентрированной щелочи с очень разбавленными растворами Cu2+ образуются темно-синие гидроксокомплексы [Cu(OH)4]2–.

При сплавлении CuO с щелочью образуются купраты Na2CuO2.

Гидроксокомплексы и купраты разрушаются водой с образованием осадка

Cu(OH)2.
[Cu(OH)4]2–  Cu(OH)2 + 2OH– ;	CuO22– + 2h3O  Cu(OH)2 + 2OH–

Таким образом, оксид и гидроксид Cu (+2) имеют преимущественно

основной характер.

Гидроксид и оксид Cu(+2) растворяются при взаимодействии с раство-

ром аммиака, образуя синие амминные комплексы [Cu(Nh4)4]2+. Cu(OH)2 + 4Nh4 = Cu(Nh4)4]2+

Электронная оболочка иона Cu2+ – 3d94s04p0.

		3d9				ns			np
				

Наличие пустых валентных орбиталей позволяет катионам меди выступать в роли акцепторов электронных пар. Поставщиками электронных пар являют-

ся лиганды. Катионы Cu2+ образуют комплексные соединения, как правило,

с координационным числом 4.

Примеры комплексных соединений Cu(+2):

голубые аквакомплексы [Cu(h3O)4]2+,

синие амминнокоплексы [Cu(Nh4)4]2+,

зеленые хлорокомплексы [CuCl4]2─.

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

Катион Cu2+, помимо свойств донора протона, проявляемых в протоли-

тических реакциях, и свойств акцептора электронных пар в реакциях образова-

ния комплексов, также проявляет окислительные свойства. Катионы Cu2+

под действием металлов, более активных, чем медь, могут быть восстановлены до металлической меди.

Cu2+ + Fe = Cu + Fe2+

Эту реакцию используют для удаления Cu2+ из технологических растворов.

Металлическая медь может быть восстановлена из щелочных растворов ком-

плексных соединений Cu(+2) с помощью формальдегида Н2СО. На этом ос-

новано химическое меднение, позволяющее получать электропроводные мед-

ные покрытия на неэлектропроводных материалах (пластмассах, стекле).

Продуктами восстановления соединений Cu(+2) может быть не только металлическая медь, но и соединения Cu(+1).

Соединения меди (+1)

Соединения Cu (+1) можно получить при окислении металлической меди, если в растворе имеются вещества, образующие с Cu (+1) прочные ком-

плексные соединения.

2Cu + 2h3O + 4KCN = 2K[Cu(CN)2] + 2KOH + h3

Чаще всего соединения Cu (+1) получают, восстанавливая соли Cu (+2).

При добавлении к раствору CuSO4 иодида калия выпадает белый осадок иодид

CuI.

2CuSO4 + 4KI = 2CuI+ I2 + 2K2SO4

Если к осадку CuI после удаления I2 (восстановлением) прибавить ще-

лочь, то образуется осадок Cu2O, сначала желтый, а затем более крупнодис-

персный красный.

2CuI + 2OH– = Cu2O + h3O + 2I–

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

$2CuI \\to Cu + Cu{I_2}$, реакция:A) Окислительно-восстановительный потенциалB) НейтрализацияC) ЗамещениеD) Ничего из вышеперечисленного рассчитать степень окисления меди в CuI, Cu и $Cu{I_2}$ в данной реакции.

Изучите взаимосвязь между различными расчетными степенями окисления. Увеличение степени окисления элемента в данном веществе называется окислением, а уменьшение степени окисления элемента в данном веществе называется восстановлением.

Полное решение :
Данная реакция —
$2CuI \to Cu + Cu{I_2}$
— Давайте сначала посмотрим на степени окисления меди в приведенной выше реакции.
Степень окисления меди (Cu) в CuI +1.
Степень окисления Cu как продукта равна 0.
Степень окисления Cu в $Cu{I_2}$ равна +2.
Идея степени окисления была применена для определения некоторых терминов, таких как:

Окисление: Увеличение степени окисления элемента в данном веществе называется окислением.
Восстановление: Снижение степени окисления элемента в данном веществе называется восстановлением.
Окислительно-восстановительная реакция: Реакция, которая включает изменение степени окисления взаимодействующих частиц или когда окисление и восстановление происходят одновременно в реакции, реакция является окислительно-восстановительной реакцией.

— Таким образом, мы заключаем, что в данной реакции медь сначала восстанавливается из степени окисления +1 (в CuI) в нулевую степень окисления (в Cu), а также окисляется из степени окисления +1 (в CuI) в степень окисления +2 в $ Cu{I_2}$. Таким образом, протекают как реакции окисления, так и реакции восстановления.
Итак, правильный ответ — «Вариант А».

Примечание: Обратите внимание, что данную реакцию также можно назвать реакцией диспропорционирования. Реакция диспропорционирования определяется как окислительно-восстановительная реакция, в которой соединение подвергается как окислению, так и восстановлению. В нашей данной реакции медь подвергается восстановлению, а также окислению.

Недавно обновленные страницы

В Индии по случаю бракосочетания фейерверк 12 класс химия JEE_Main

Щелочноземельные металлы Ba, Sr, Ca и Mg могут быть отнесены к 12 классу химии JEE_Main

Что из следующего имеет самый высокий электродный потенциал 12 класс химии JEE_Main

Что из следующего является истинным пероксидом A rmSrmOrm2 класс 12 химии JEE_Main

Какой элемент обладает наибольшим атомным радиусом А 11 класс химии JEE_Main

Фосфин получают из следующей руды Кальций 12 класса химии JEE_Main

В Индии по случаю бракосочетания фейерверк 12 класса химии JEE_Main

Щелочноземельные металлы Ba, Sr, Ca и Mg могут быть отнесены к 12 классу химии JEE_Main

Что из следующего имеет самый высокий электродный потенциал 12 класс химии JEE_Main

Что из следующего является истинным пероксидом A rmSrmOrm2 класс 12 химии JEE_Main

Какой элемент обладает наибольшим атомным радиусом А Химический класс 11 JEE_Main

Фосфин получают из следующей руды А Кальций 12 химического класса JEE_Main

Тенденции сомнения

WebElements Периодическая таблица » Медь » йодид меди

• Формула: CuI
• Формула системы Хилла: Cu ₁ I ₁
• Регистрационный номер CAS: [7681-65-4]
• Вес формулы: 190,45
• Класс: йодид
• Цвет: белый
• Внешний вид: кристаллическое твердое вещество
• Температура плавления: 606°C
• Температура кипения: 1290°C
• Плотность: 5670 кг·м ^-3

Ниже приведены некоторые синонимы иодида меди :

• иодид меди
• иодид меди(I)
• иодид меди

Степень окисления меди в иодиде меди 1 .

Синтез

Нет в наличии

Твердотельная структура

• Геометрия меди:
• Прототип структуры: ZnS (сфалерит, цинковая обманка)

Элементный анализ

В таблице показано процентное содержание элемента CuI (иодид меди).

Элемент	%
Медь	33,37
я	66,63

Изотопная схема CuI

На приведенной ниже диаграмме показана рассчитанная изотопная картина для формулы CuI с наиболее интенсивным ионом, установленным на 100%.

Ссылки

Данные на страницах этих соединений собраны и адаптированы из основной литературы и нескольких других источников, включая следующие.

• Р.Т. Сандерсон в Chemical Periodicity , Reinhold, New York, USA, 1960.
• Н.Н. Гринвуд и А. Эрншоу в Chemistry of the Elements , 2-е издание, Butterworth, UK, 1997.
• Ф.А. Коттон, Г. Уилкинсон, К.А. Мурильо и М. Бохманн, в Передовая неорганическая химия , John Wiley & Sons, 1999.
• А. Ф. Тротман-Дикенсон, (редактор) в Комплексная неорганическая химия , Пергамон, Оксфорд, Великобритания, 1973.
• Р.В.Г. Вайкофф, в Crystal Structures , том 1, Interscience, John Wiley & Sons, 1963.
• A.R.West в Базовая химия твердого тела Химия , John Wiley & Sons, 1999.
• А. Ф. Уэллс в Структурная неорганическая химия , 4-е издание, Оксфорд, Великобритания, 1975 г.
• Дж.Д.Х. Донней, (ред.) в Определяющие таблицы данных о кристаллах , монография ACA № 5, Американская кристаллографическая ассоциация, США, 1963.
• Д.Р. Лиде, (редактор) в справочнике по химии и физике компании Chemical Rubber Company , CRC Press, Бока-Ратон, Флорида, США, 77-е издание, 1996.

  No related posts.