Хлорид натрия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Хлорид натрия
Хлорид натрия
Хлорид натрия
Общие
Традиционные названия обычная соль, поваренная соль, столовая соль, пищевая соль, каменная соль, галит[1]
Хим. формула NaCl
Физические свойства
Молярная масса 58,44277 г/моль
Плотность 2,165 г/см³
Термические свойства
Т. плав. 800,8 °C
Т. кип. 1465 °C
Мол. теплоёмк. 50,8 Дж/(моль·К)
Удельная теплота испарения 170,85 кДж/моль
Удельная теплота плавления 28,68 кДж/моль
Химические свойства
pKa 6,7–7,3
Растворимость в воде 35,6 (0 °C)
35,9 (25 °C)
39,1 (100 °C)
Растворимость в метаноле 1,49 г/100 мл
Растворимость в аммиаке 21,5 г/100 мл
Оптические свойства
Показатель преломления 1,544202 (589 нм)
Структура
Координационная геометрия Октаэдральная (Na +)
Октаэдральная (Cl -)
Кристаллическая структура гранецентрированная кубическая, cF8
Классификация
Рег. номер CAS [7647-14-5]
PubChem 5234
Рег. номер EINECS 231-598-3
SMILES
RTECS VZ4725000
ChemSpider 5044
Безопасность
ЛД50 3000–8000 мг/кг
NFPA 704
NFPA 704.svg
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иначе.

Хлори́д на́трия — химическое соединение NaCl, натриевая соль соляной кислоты, хлористый натрий.

Хлорид натрия известен в быту под названием поваренной соли, основным компонентом которой он является. Хлорид натрия в значительном количестве содержится в морской воде, создавая её солёный вкус. Встречается в природе в виде минерала галита (каменная соль).

Чистый хлорид натрия имеет вид бесцветных кристаллов, но с различными примесями его цвет может принимать голубой, фиолетовый, розовый, жёлтый или серый оттенок.

Нахождение в природе и производство[править | править вики-текст]

В природе хлорид натрия встречается в виде минерала галита, который образует залежи каменной соли среди осадочных горных пород, прослойки и линзы на берегах солёных озёр и лиманов, соляные корки в солончаках и на стенках кратеров вулканов и в сольфатарах. Огромное количество хлорида натрия растворено в морской воде. Мировой океан содержит 4 × 1015 тонн NaCl, то есть из каждой тысячи тонн морской воды можно получить в среднем 1,3 тонны хлорида натрия. Следы NaCl постоянно содержатся в атмосфере в результате испарения брызг морской воды. В облаках на высоте полтора километра 30 % капель, больших 10 мкм по размеру, содержат NaCl. Также он найден в кристаллах снега[2].

Наиболее вероятно, что первое знакомство человека с солью произошло в лагунах теплых морей или на соляных озёрах, где на мелководье соленая вода интенсивно испарялась под действием высокой температуры и ветра, а в осадке накапливалась соль. По образному выражению Пифагора, «соль была рождена благородными родителями: солнцем и морем»[3].

Галит[править | править вики-текст]

В природе хлорид натрия чаще всего встречается в виде минерала галита. Он имеет гранецентрированную кубическую решетку и содержит 39,34 % Na, 60,66 % Cl. Другими химическими элементами, входящими в состав примесей, являются: Br, N, H, Mn, Cu, Ga, As, I, Ag, Ba, Tl, Pb, K, Ca, S, O. Плотность 2,1—2, 2 г / см ³, а твёрдость по шкале Мооса — 2. Бесцветный, прозрачный минерал, со стеклянным блеском. Распространённый минерал соленосных толщ. Образуется при осаждении в замкнутых водоёмах, а также как продукт сгона на стенках кратеров вулканов. Составляет пласты в осадочных породах лагунных и морских фаций, штокоподобные тела в соляных куполах и т. п.[4]

Каменная соль[править | править вики-текст]

Каменной солью называют осадочную горную породу из группы эвапоритов, состоящую более чем на 90 % из галита. Галит также часто называют каменной солью. Эта осадочная горная порода может быть бесцветной или снежно-белой, но чаще она окрашена примесями глин, талька (серый цвет), оксидами и гидроксидами железа (жёлтый, оранжевый, розовый, красный), битумами (бурая). Каменная соль содержит хлориды и сульфаты натрия, калия, магния и кальция, бромиды, йодиды, бораты, гипс, примеси карбонатно-глинистого материала, доломита, анкериту, магнезита, битумов и т. д.[4]

По условиям формирования месторождений каменную соль подразделяют на следующие виды[4]:

  • рассолы современных соляных бассейнов
  • соляные подземные воды
  • залежи минеральных солей современных соляных бассейнов
  • ископаемые залежи (важнейшие для промышленности).

Морская соль[править | править вики-текст]

Морская соль является смесью солей (хлориды, карбонаты, сульфаты и т. д.), образующейся при полном испарении морской воды. Среднее содержание солей в морской воде составляет:

Соединение Масс. доля, %
NaCl 77,8
MgCl2 10,9
MgSO4 4,7
KCl 2,5
K2SO4 2,5
CaCO3 0,3
Ca(HCO3)2 0,3
другие соли 0,2
Очищенная кристаллическая морская соль

При испарении морской воды при температуре 20 — 35 °C в осадке сначала кристаллизуются наименее растворимые соли — карбонаты кальция и магния и сульфат кальция. Затем выпадают более растворимые сульфаты натрия и магния, хлориды натрия, калия и магния, и после них — сульфаты калия и магния. Последовательность кристаллизации солей и состав осадка может несколько варьироваться в зависимости от температуры, скорости испарения и других условий. В промышленности морскую соль получают из морской воды, в основном методом обычного выпаривания. Она отличается от каменной соли значительно большим содержанием других химических солей, минералов и различных микроэлементов, в первую очередь йода, калия, магния и марганца. Соответственно, она отличается от хлорида натрия и по вкусу — горько-солёный привкус ей придают соли магния. Она используется в медицине: при лечении кожных заболеваний, таких как псориаз. Как лечебное вещество в аптечной и обычной торговой сети, распространённым продуктом является соль с Мёртвого моря. В очищенном виде этот вид соли также предлагается в продуктовой торговой сети — как натуральная и богатая йодом пищевая[5].

Залежи[править | править вики-текст]

Залежи каменной соли найдены во всех геологических системах. Важнейшие из них сосредоточены в кембрийских, девонских, пермских и третичных отложениях. Каменная соль составляет мощные пластовые залежи и ядра сводчатых структур (соляных куполов и штоков), образует прослойки, линзы, гнезда и вкрапления в других породах[4]. Среди озёрных месторождений России крупнейшие — Эльтонское, Баскунчак в Прикаспии, Кучукское озеро, Кулундинское озеро, Эбейты и другие озёра в Западной Сибири.

Производство[править | править вики-текст]

В древности технология добычи соли заключалась в том, что соляную рапу вытаскивали лошадиным приводом из шахт, которые назывались «колодцами» или «окнами», и были достаточно глубокими — 60—90 м. Извлечённую соль выливали в особый резервуар — творило, откуда она через отверстия стекала в нижний резервуар, и системой желобов подавалась в деревянные башни. Там её разливали в большие чаны, на которых соль вываривали.

На Руси поморы вываривали соль на побережье Белого моря и называли её морянка. В 1137 новгородский князь Святослав определил налог на соляные варницы[6]:

« …на мори от чрена и от салгы по пузу…[7] »

Беломорской солью, называемой «морянкой», торговали по всей Российской империи до начала XX века, пока её не вытеснила более дешёвая поволжская соль.

Современная добыча хлорида натрия механизирована и автоматизирована. Соль массово добывается выпариванием морской воды (тогда её называют морской солью) или рассола с других ресурсов, таких как соляные источники и соляные озера, а также разработкой соляных шахт и добычей каменной соли. Для добычи хлорида натрия из морской воды необходимы условия жаркого климата с низкой влажностью воздуха, наличие значительных низменных территорий, лежащих ниже уровня моря, или затопляемых приливом, слабая водопроницаемость почвы испарительных бассейнов, малое количество осадков в течение сезона активного испарения, отсутствие влияния пресных речных вод и наличие развитой транспортной инфраструктуры.

Мировое производство соли в 2009 году оценивается в 260 миллионов тонн. Крупнейшими мировыми производителями являются Китай (60,0 млн тонн), США (46,0 млн тонн), Германия (16,5 млн тонн), Индия (15,8 млн тонн) и Канада (14 млн тонн)[8].

Применение[править | править вики-текст]

В пищевой промышленности и кулинарии[править | править вики-текст]

Соль поваренная
Sodium chloride.JPG

В пищевой промышленности и кулинарии используют хлорид натрия, чистота которого должна быть не менее 97 %. Его применяют как вкусовую добавку и для консервирования пищевых продуктов. Такой хлорид натрия имеет товарное название поваренная соль, порой также употребляются названия пищевая, столовая, а также уточнение названия в зависимости от её происхождения — каменная, морская, и по составу добавок — йодированная, фторированная и т. д. Такая соль является кристаллическим сыпучим продуктом с солёным вкусом без привкуса, без запаха (за исключением йодированной соли), в котором не допускаются посторонние примеси, не связанные с методом добывания соли. Кроме хлорида натрия, поваренная соль содержит небольшое количество солей кальция, магния, калия, которые придают ей гигроскопичности и жёсткости. Чем меньше этих примесей в соли, тем выше её качество.

Выделяют сорта: экстра, высший, первый и второй. Массовая доля хлористого натрия в сортах, %:

  • экстра — не менее 99,5;
  • высший — 98,2;
  • первый — 97,5;
  • второй — 97,0.

Массовая доля влаги в выварочной соли сорта «экстра» 0,1 %, в высшем сорте — 0,7 %. Допускают добавки йодида калия (йодистого калия), йодата калия, фторидов калия и натрия. Массовая доля йода должна составлять (40,0 ± 15,0) × 10−4 %, фтора (25,0 ± 5,0) × 10−3 %. Цвет экстра и высшего сортов — белый, однако для первого и второго допускается серый, желтоватый, розовый и голубоватый оттенки в зависимости от происхождения соли. Пищевую поваренную соль производят молотой и сеяной. По размеру зёрен молотую соль подразделяют на номера: 0, 1, 2, 3. Чем больше номер, тем больше зерна соли.

В кулинарии хлорид натрия потребляют как важнейшую приправу. Соль имеет характерный вкус, без которого пища кажется человеку пресной. Такая особенность соли обусловлена ​​физиологией человека. Однако зачастую люди потребляют соли больше, чем нужно для физиологических процессов.

Хлорид натрия имеет слабые антисептические свойства — 10-15%-ное содержание соли предотвращает размножение гнилостных бактерий. Этот факт обусловливает её широкое применение как консерванта.

В медицине[править | править вики-текст]

Изотонический раствор хлорида натрия в воде (0,9 %) применяется как дезинтоксикационное средство, для коррекции состояния систем организма в случае обезвоживания, как растворитель других лекарственных препаратов. Гипертонические растворы (10 % р-р) используют как вспомогательный осмотический диуретик при отёке головного мозга, для поднятия давления при кровотечениях, в состояниях, характеризующихся дефицитом ионов натрия и хлора, при отравлении нитратом серебра, для обработки гнойных ран (местно). В офтальмологии как местное средство раствор хлорида натрия обладает противоотёчным действием[9].

В коммунальном хозяйстве. Техническая соль[править | править вики-текст]

Зимой хлорид натрия, смешанный с другими солями, песком или глиной — так называемая техническая соль — применяется как антифриз против гололеда. Ею посыпают тротуары, хотя это отрицательно влияет на кожаную обувь и техническое состояние автотранспорта в виду коррозийных процессов.

Регенерация Nа-катионитовых фильтров[править | править вики-текст]

Nа-катионитовые фильтры широко применяются в установках умягчения воды всех мощностей при водоподготовке. Катионитным материалом на современных водоподготовительных установках служат в основном глауконит, полимерные ионообменные смолы и сульфированные угли. Наиболее распространены сульфокатионитные ионообменные смолы.

Регенерацию Nа-катионитовых фильтров осуществляют 6—10%-м раствором поваренной соли, в результате катионит переводится в Na-форму, регенерируется. Реакции идут по уравнениям:

\mathsf{CaR_2 + 2NaCl \rightarrow 2NaR + CaCl_2}
\mathsf{MgR_2 + 2NaCl \rightarrow 2NaR + MgCl_2}

Химическая промышленность[править | править вики-текст]

Соль, наряду с каменным углем, известняками и серой, образует «большую четвёрку» продуктов минерального сырья, которые являются важнейшими для химической промышленности[10]. Из неё получают соду, хлор, соляную кислоту, гидроксид натрия, сульфат натрия и металлический натрий. Кроме этого соль используется также для промышленного получения легкорастворимого в воде хлората натрия, который является средством для уничтожения сорняков[11]. Суммарное уравнение реакции электролиза горячего раствора хлорида натрия[12]:

\mathsf{NaCl + 3H_2O \rightarrow NaClO_3 + 3H_2}

Получение хлора и гидроксида натрия[править | править вики-текст]

В промышленности путём электролиза раствора хлорида натрия получают хлор. Процессы, происходящие на электродах[13][14]:

  • на катоде как побочный продукт выделяется водород вследствие восстановления ионов H+, образованных в результате электролитической диссоциации воды:
\mathsf{H_2O \rightleftarrows H^+ + OH^-}
\mathsf{2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2}
  • поскольку (вследствие практически полной электролитической диссоциации NaCl), хлор в растворе находится в виде хлорид-ионов, они окисляются на аноде до свободного хлора в виде газа:
\mathsf{NaCl \rightarrow Na^+ + Cl^-}
\mathsf{2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^-}
  • суммарная реакция:
\mathsf{2NaCl + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + Cl_2 + H_2}

Как видно из уравнения суммарной реакции, ещё одним продуктом является гидроксид натрия. Расход электроэнергии на 1 т хлора составляет примерно 2700 кВт × час. Полученный хлор сжижается на жёлтую жидкость уже при обычной температуре[15].

Если между анодом и катодом нет диафрагмы, то растворенный в воде хлор начинает реагировать с гидроксидом натрия, образуя хлорид и гипохлорит натрия NaClO[14]:

\mathsf{2NaOH + Cl_2 \rightarrow NaCl + NaOCl + H_2O}

Поэтому для получения гидроксида натрия применяют диафрагму и соответствующий метод получения NaOH называют диафрагменным. В качестве диафрагмы применяют асбестовый картон. В процессе электролиза раствор хлорида натрия постоянно подается в анодное пространство, а из катодного пространства непрерывно вытекает раствор хлорида и гидроксида натрия. Во время выпаривания последнего хлорид кристаллизуется, поскольку его растворимость в 50 % растворе NaOH крайне мала (0,9 %). Полученный раствор NaOH выпаривают в железных чанах, затем сухой остаток переплавляют.

Для получения чистого гидроксида натрия (без добавок хлорида натрия) применяют ртутный метод, где используют графитовый анод и ртутный катод. Вследствие того, что перенапряжение выделения водорода на ртути очень большое, на ней вновь появляются ионы натрия и образуется амальгама натрия[14][16]:

\mathsf{Na^+ + e^- \rightarrow Na_{(Hg)}}

Амальгаму позже разлагают горячей водой с образованием гидроксида натрия и водорода, а ртуть перекачивают насосом обратно в электролизер:

\mathsf{2Na_{(Hg)} + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2}

Суммарная реакция процесса такая же, как и в случае диафрагменного метода.

Получение металлического натрия[править | править вики-текст]

Металлический натрий получают электролизом расплава хлорида натрия. Происходят следующие процессы:

  • на катоде выделяется натрий:
\mathsf{Na^+ + e^- \rightarrow Na}
  • на аноде выделяется хлор (как побочный продукт):
\mathsf{2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^-}
  • суммарная реакция:
\mathsf{2Na^+ + 2Cl^- \rightarrow 2Na + Cl_2}

Ванна электролизера состоит из стального кожуха с футеровкой, графитового анода и кольцевого железного катода. Между катодом и анодом располагается сетчатая диафрагма. Для снижения температуры плавления NaCl (800 °C), электролитом является не чистый хлорид натрия, а его смесь с хлоридом кальция CaCl 2 (40:60) с температурой плавления 580 °C. Металлический натрий, который собирается в верхней части катодного пространства, содержит до 5 % примесь кальция, но последний со временем почти полностью отделяется, поскольку его растворимость в жидком натрии при температуре его плавления (371 °C) составляет всего 0,01 %. С расходованием NaCl его постоянно добавляют в ванну. Затраты электроэнергии составляют примерно 15 кВт × ч на 1 кг натрия[17].

Получение соляной кислоты и сульфата натрия[править | править вики-текст]

Среди многих промышленных методов получения соляной кислоты, то есть водного раствора хлороводорода (HCl), применяется реакция обмена между хлоридом натрия и серной кислотой:

\mathsf{NaCl + H_2SO_4 \rightarrow NaHSO_4 + HCl\uparrow}
\mathsf{NaCl + NaHSO_4 \rightarrow Na_2SO_4 + HCl\uparrow}

Первая реакция происходит в значительной степени уже при обычных условиях, а при слабом нагреве идет почти до конца. Вторая происходит лишь при высоких температурах. Процесс осуществляется в специальных механизированных печах большой мощности. Хлороводород, который выделяется, обеспыливают, охлаждают и поглощают водой с образованием соляной кислоты. Как побочный продукт образуется сульфат натрия Na2SO4[18][19].

Этот метод применяется также для получения хлороводорода в лабораторных условиях.

Физические и физико-химические свойства[править | править вики-текст]

Температура плавления 800,8 °С, кипения 1465 °С.

Умеренно растворяется в воде, растворимость мало зависит от температуры: коэффициент растворимости NaCl (в г на 100 г воды) равен 35,9 при 21 °C и 38,1 при 80 °C. Растворимость хлорида натрия существенно снижается в присутствии хлороводорода, гидроксида натрия, солей — хлоридов металлов. Растворяется в жидком аммиаке, вступает в реакции обмена. В чистом виде хлорид натрия не гигроскопичен. Однако соль часто бывает загрязнена примесями (преимущественно ионами Ca2+, Mg2+ и SO2−4), и такая соль на воздухе сыреет[20]. Кристаллогидрат NaCl · 2H2O можно выделить при температуре ниже +0,15 °C[21].

Смесь измельченного льда с мелким порошком хлорида натрия является эффективным охладителем. Так, смесь состава 30 г NaCl на 100 г льда охлаждается до температуры −20 °C. Это происходит потому, что водный раствор соли замерзает при температуре ниже 0 °C. Лед, имеющий температуру около 0 °C, плавится в таком растворе, поглощая тепло окружающей среды.

Термодинамические характеристики
ΔfH0g −181,42 кДж/моль
ΔfH0l −385,92 кДж/моль
ΔfH0s −411,12 кДж/моль
ΔfH0aq −407 кДж/моль
S0g, 1 bar 229,79 Дж/(моль·K)
S0l, 1 bar 95,06 Дж/(моль·K)
S0s 72,11 Дж/(моль·K)

Диэлектрическая проницаемость NaCl — 6,3

Плотность и концентрация водных растворов NaCl

Концентрация, % Концентрация, г/л Плотность, г/мл
1 10,05 1,005
2 20,25 1,012
4 41,07 1,027
6 62,47 1,041
8 84,47 1,056
10 107,1 1,071
12 130,2 1,086
14 154,1 1,101
16 178,5 1,116
18 203,7 1,132
20 229,5 1,148
22 256 1,164
24 283,2 1,18
26 311,2 1,197

Лабораторное получение и химические свойства[править | править вики-текст]

При действии серной кислоты выделяет хлороводород.

\mathsf{2NaCl + H_2SO_4 \rightarrow Na_2SO_4 + 2HCl}

С раствором нитрата серебра образует белый осадок хлорида серебра (качественная реакция на хлорид-ион).

\mathsf{NaCl + AgNO_3 \rightarrow NaNO_3 + AgCl}

Учитывая огромные природные запасы хлорида натрия, необходимости в его промышленном или лабораторном синтезе нет. Однако, его можно получить различными химическими методами как основной или побочный продукт.

  • получение из простых веществ натрия и хлора является экзотермической реакцией[22]:
\mathsf{Na + 0,5Cl_2 \rightarrow NaCl + 410 \ kJ}
  • нейтрализация щелочи гидроксида натрия соляной кислотой[23]:
\mathsf{NaOH + HCl \rightarrow NaCl + H_2O}

Поскольку хлорид натрия в водном растворе почти полностью диссоциирован на ионы:

\mathsf{NaCl \rightarrow Na^+ + Cl^-}

Его химические свойства в водном растворе определяются соответствующими химическими свойствами катионов натрия и хлорид-анионов.

Структура[править | править вики-текст]

Кристаллическая решётка хлорида натрия.
Голубой цвет = Na+
Зелёный цвет = Cl

Хлорид натрия образует бесцветные кристаллы кубической сингонии, пространственная группа F m3m, a = 0,563874 нм, d = 2,17 г/см³. Каждый из ионов Cl окружен шестью ионами Na+ в октаэдральной конфигурации, и наоборот. Если мысленно отбросить, например, ионы Na+, то останется плотно упакованная кубическая структура с ионов Cl, называемая гранецентрированной кубической решеткой. Ионы Na+ тоже образуют плотно упакованную кубическую решетку. Таким образом, кристалл состоит из двух подрешеток, сдвинутых друг относительно друга на полупериод. Такая же решетка характерна для многих других минералов.

В кристаллической решетке между атомами преобладает ионная химическая связь, что является следствием действия электростатического взаимодействия противоположных по заряду ионов.

См. также[править | править вики-текст]

Примечания[править | править вики-текст]

  1. Натрия хлорид на сайте Национального института стандартов и технологии США (англ. National Institute of Standards and Technology(англ.)
  2. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 218
  3. Пифагор. Золотой канон. Фигуры эзотерики. — М.: Изд-во Эксмо, 2003. — 448 с. (Антология мудрости).
  4. 1 2 3 4 Малая горная энциклопедия. В 3-х т. = Мала гірнича енциклопедія / (На укр. яз.). Под ред. В. С. Белецкого. — Донецк: Донбасс, 2004. — ISBN 966-7804-14-3
  5. УНИАН: Морская соль для красоты и здоровья кожи
  6. Российское законодательство Х—ХХ веков. Законодательство Древней Руси. Т. 1. М., 1984. С. 224—225.
  7. В переводе с поморской «говори» слово чрен (црен) означает четырёхугольный ящик, кованный из листового железа, а салга — котёл, в котором варили соль. Пузом в беломорских солеварнях называли мешок соли в два четверика, то есть, объёмом около 52 литров.
  8. Соль (PDF), Геологический обзор США на сайте Программы минеральных ресурсов (англ.)
  9. Энциклопедия здоровья
  10. Онлайн Энциклопедия кругосвет. Натрий(недоступная ссылка — история)
  11. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 261
  12. Синтез хлората натрия (англ.)
  13. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 249
  14. 1 2 3 Глинка М. Л. Общая химия (учебник), изд. 2-е изд., перераб. и доп., К.: Высшая школа, 1982. — С. 608
  15. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 254
  16. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 231
  17. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 219
  18. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 250
  19. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 257—258
  20. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 215—216
  21. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 234
  22. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 255
  23. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 191

Ссылки[править | править вики-текст]