Теория отталкивания электронных пар валентных орбиталей

Представления о локализованных молекулярных орбиталях ЛМО) лежат в основе другого важного теоретического подхода к описанию геометрической формы молекул — теории отталкивания электронных пар валентных орбиталей (ОЭПВО). Идея этого подхода была высказана впервые английскими учеными Сиджвиком и Пауэллом в 1940 г. на основании анализа накопленных к тому времени экспериментальных данных о геометрической структуре молекул (около 350 молекул и ионов). В последнее время значительный вклад в развитие теории ОЭПВО внесен Гиллеспи. [c.150]

В начале настоящей главы мы расскажем о том, как атомы могут объединяться в молекулы. Рассмотрев различные типы связей, которые существуют в органических соединениях, мы обсудим теорию молекулярных орбиталей и применение этой теории для описания связей в некоторых малых молекулах. Затем мы перейдем к теории отталкивания электронных пар валентной оболочки и к понятию гибридизации, которые помогут нам представить образование связей в более сложных молекулах. Далее мы кратко расскажем о том, как структуры Льюиса используются для представления органических молекул. Часть этого рассказа будет посвящена расчету заряда ( формального заряда ) на атомах в молекулах. Наконец, мы остановимся на очень важной для понимания строения и реакций органических соединений теории резонанса. [c.27]

МЕТАН (СН4), гибридизация и теория отталкивания электронных пар валентно оболочки. Для того чтобы воссоздать картину атома углерода, удерживающего при себе четыре группы, необходимо обратиться к его возбужденному электронному состоянию. Возбужденное состояние атома включает.образование четырех новых внешних орбиталей путем гибридизации 25-орбитали и всех трех 2р-орбиталей. (Квантовая механика постулирует, что мы должны создавать столько же новых орбиталей, сколько вступает в гибридизацию.) Четыре гибридные орбитали обладают одинаковой энергией, и каждая из них обозначается 2 вр (2 означает главное квантовое число, а зр указывает на то, что орбиталь является гибридной и состоит на одну четверть из -орбитали, а па три четверти из р-орбиталей). [c.49]

Физические принципы, определяющие устойчивость той или иной геометрической конфигурации, в более явной форме выявляются теорией отталкивания электронных пар валентных орбиталей. [c.150]

ТЕОРИЯ ОТТАЛКИВАНИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ПАР ВАЛЕНТНЫХ ОРБИТАЛЕЙ [c.150]

Рассмотрение молекулярных орбиталей и химической связи во втором издании в общем понравилось большинству преподавателей, но показалось им несколько усложненным и трудным для восприятия. Теперь мы разбили этот материал на две части в гл. 12 излагаются основы теории молекулярных орбиталей и ее применения к некоторым двухатомным молекулам, а в гл. 13 рассматриваются многоатомные молекулы и молекулярная спектроскопия. Кроме того, написана новая глава (гл. 11), представляющая собой введение в теорию химической связи в ней используются только представления об электронных парах и отталкивании электронных пар и еще не упоминается о квантовой механике. Рассматриваемая в этой главе теория отталкивания валентных электронных пар (как это ни странно, мало известная в США) дает интуитивно понятный и простой способ качественного объяснения формы молекул. Эти три главы вместе с гл. 14, посвященной химической связи в кристаллах и жидкостях, дают студентам всестороннее представление о принципах химической связи, строения молекул и спектроскопии. [c.10]

Если данная электронная пара связывает два атома, она занимает меньший объем, чем в том случае, когда второго партнера нет, т. е. объем облака неподеленной пары больше объема связывающей пары. Чем более электроотрицателен партнер данного атома, тем сильнее он сжимает электронное облако, тем меньше объем, занимаемый парой. Для непереходных элементов (см. гл. 4, 1) эти соображения (теория отталкивания электронных пар валентных орбиталей, сокращенно теория ОЭПВО) оказались полезны и с их помощью удалось представить геометрическую структуру ряда соединений. Так, для соединений, указанных в табл. 5, теория ОЭПВО правильно предвидит их структуры. [c.135]

Результаты этого и ряда других весьма сложных расчетов хорошо воспроизводят а в некоторых случаях даже корректируют данные эксперимента по геометрической структуре молекул. Однако главная задача таких расчетов состоит в проверке и оценке точности полуколичественных и качественных стереохимических теорий, непосредственно перебрасывающих мост от структурной формулы химического соединения к геометрической форме его молекулы или иона. Мы рассмотрим три различающихся подхода к описанию геометрической структуры молекул 1) представления о гибридизации атомных орбиталей, 2) теорию отталкивания валентных электронных пар, 3) приближенную теорию МО. [c.137]

Поскольку, например, четыре электронные пары в РНд, три из которых являются связывающими и одна неподеленной, не образуют заполненный уровень, неподеленная пара сдавливает орбитали связывающих электронных пар, приводя к уменьшению угла между связями до значения, близкого 90°, при котором отталкивание вследствие действия сил Паули сильно возрастает. На основании приведенных соображений можно считать, что неподеленная пара электронов в РНд занимает значительно больший объем пространства, чем такая же пара в NHg. Это объясняет заметное уменьшение основности и способности к координации у РНз по сравнению с NHg. В молекуле HgS имеется две неподеленные пары электронов и это приводит к тому, что угол между связями еще ближе к 90°, чем у РНд. В противоположность сказанному объяснение, даваемое теорией валентных связей для уменьшения угла между связями НХН при переходе от HjO к HgS или от NHg к РНд, основано на допущении, что гибридные орбитали имеют главным образом р-характер , а орбиталь неподеленной пары главным образом s-характер . Очевидно, такое объяснение не отражает действительности, так как энергии орбиталей 3s и Зр более близки, чем энергии орбиталей 2s и 2р, и поэтому должна осуществляться гибридизация у первых, т. е. порядок должен быть обратным экспериментально наблюдаемому. [c.314]

Рассматриваемая модель основывается на сравнительно простых концепциях и касается главным образом пространственной направленности валентных связей атомов различных элементов. Важнейшие из этих концепций сводятся вкратце к следующему. Пространственное распределение химических связей вокруг поливалентных атомов зависит прежде всего от общего числа электронов в валентной оболочке, причем неподеленные электронные пары должны приниматься во внимание наряду со связывающими. Для облаков всех этих пар вводится грубое приближение жестких сфер, окружающих атомный остов так, чтобы их взаимное отталкивание было минимальным. Квантовомеханической основой этих идей служит принцип Паули. Последующие постулаты касаются размеров облаков связывающих и неподеленных пар, кратных и полярных связей и т. д., т. е. в какой-то степени затрагивают также вопросы, связанные с межатомными расстояниями. Данная книга состоит из девяти глав. В первых двух даются общие сведения о строении атома и поведении электронов, гл. 3—5 посвящены основным положениям теории ОЭПВО, а в гл. 6—8 с позиций этой теории рассматриваются структуры молекул, образованных атомами элементов П—IV периодов системы Д. И. Менделеева и переходных металлов. В гл. 9 проводится интересное сравнение развиваемой в книге модели с методами валентных связей и молекулярных орбиталей. [c.6]

ИОНОВ. Часто наблюдаются отклонения валентных углов от предсказываемых теорией, что может быть вызвано еще более сложной гибридизацией или электростатическим взаимодействием атомов и орбиталей. Так, в молекуле Н2О угол между связями равен 104°, что объясняется или р -негибридизированными электронами атома кислорода (теоретический угол 90°) и взаимным отталкиванием перекрывающихся с ними s-орбиталей двух атомов водорода или же 5рЗ-гибридизацией электронов атома кислорода. Уменьшение угла до 105° по сравнению с теоретическим (109°) объясняется отталкивающим действием двух заполненных пйрами электронов орбиталей атома кислорода. [c.230]

Вернемся теперь от теории локализованных молекулярных орбиталей, каковой в сущности является теория валентных связей, к чисто электростатической теории, в рамках которой химическая связь между металлом и лигандами считается ионной. Простая электростатическая теория предсказывает образование октаэдрической координации по той же причине, по которой шесть единичных зарядов, вынужденные двигаться по поверхности сферы, принимают октаэдрическое расположение, продиктованное требованием минимальной энергии. Здесь мы, в сущности, имеем дело с уже известными нам из разд. 11-3 представлениями об отталкивании электронных пар. [c.228]

Высшие интергалогенные соединения имеют формулы ХХ3, ХХ5 или XX,, где Х -хлор, бром или иод, а Х -фтор (единственным исключением является 1С1з, в котором Х -хлор). Из проведенного в разд. 7.7, ч. 1, обсуждения химической связи и структуры следует, что соединения такого типа образуются с участием надвалентных орбиталей центрального атома. Пользуясь теорией отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП), изложенной в разд. 8.1, ч. 1, можно предсказать геометрическое строение таких соединений. Характер химической связи между центральным и периферическими атомами в интергалогенных соединениях можно описать и в рамках представлений [c.295]

Кроме модели отталкивания электронных пар валентных орбиталей вопросы стереохимии молекул успешно решаются в рамках теории связи на основе представлений о гибридизации атомных орбиталей. Важнейшие типы гибридных орбиталей и соответствующие им конфигурации молекулярных частиц приведены в табл. 18. [c.114]

Мы не можем утверждать, что нами сделано в этой книге что-то из ряда вон выходящее в отношении изложения и размещения материала, но мы тем не менее полагаем, что наш подход к предмету содержит определенный элемент новизны, который заключается в непрерывном стремлении к проверке на практике важности как традиционных, так и современных концепций. При этом в некоторых случаях мы оказывались не в состоянии решить, какой из двух различных теоретических подходов считать наиболее полезным. В таких случаях мы обычно не выносили однозначных решений, принимая одну из альтернатив, а рассматривали их обе. Это может оказаться затруднительным для начинающего, который ожидает, например, последовательного изложения вопроса о валентных углах с точки зрения либо гибридизации, либо отталкивания электронов (глава 5) или вопроса о строении ненасыщенных соединений с помощью либо метода резонанса, либо теории молекулярных орбиталей (главы 9 и 28). Мы выражаем в связи с этим сожаление, но мы действительно были не в состоянии решить, какой способ рассмотрения этих вопросов наилучший. [c.10]

В этой главе мы рассмотрим два возможных объяснения значений углов между связями в молекулах элементов первых трех периодов таблицы Менделеева. В первой модели основное внимание уделяется происхождению связей из атомных орбиталей — так же как мы это делали, используя ячейки. Такая модель называется гибридизацией орбиталей. Во второй модели происхождение орбиталей не рассматривается, а учитывается только количество пар валентных электронов вблизи каждого атома — аналогично представлению электронных пар для связи. Такой подход называется моделью отталкивания электронов. Сначала мы подробно исследуем обе эти теории, а затем рассмотрим, как форма молекулы отражается на ее дипольном моменте. [c.167]

Таким образом, у нас есть два возможных способа объяснения значений углов между связями. Углы между связями могут отражать характер орбиталей, образующих связи, и, следовательно, их можно предсказать, руководствуясь этими соображениями. С другой стороны, величины углов между связями можно определить, исходя просто из отталкивания между электронными парами, расположенными на валентных орбиталях (пренебрегая разницей в энергиях 5- и о-орбиталей, а также их пространственными характеристиками). Выводы, сделанные на основании обеих этих теорий, качественно совпадают во всех случаях (табл. 6.3) количественные [c.183]

Представление о существовании разрыхляющих состояний— принципиально новое положение, введенное в химию теорией молекулярных орбиталей. Метод валентных связей, который можно рассматривать как перевод на квантовомеханический язык теории химического строения А. М. Бутлерова, указывает, что химическая связь образуется парой электронов с противоположно направленными спинами. Если спины электронов одинаково направлены, связь не возникает. Однако согласно методу МО переход одного электрона или пары электронов с противоположными спинами на разрыхляющую орбиталь не только не создает связь, но, наоборот, ведет к отталкиванию атомов. Развитие химии дает множество доказательств реальности представления о раз- [c.186]

Важнейшие свойства К. с.— насыщаемость (существование нек-рого предельного числа двухцентровых двухэлектронных связей, образуемых атомом) и направленность, к-рая определяет пртстранств. строение молекул, ионов, радикалов и стереохим. результаты р-ций соединений с К. с. Причины направленности К. с. раскрываются квантовой химией, а осн. принципы хорошо описываются с использованием представлезий о гибридизации атомных орбиталей и теории отталкивания электронных пар валентных орбита-лей. Применение методов и представлений квантовой химии к описанию К. с. привело к значит, обогащению и расширению этого понятия по сравнению с его традиц. содержанием (двухцентровая двухэлектронная связь), в частности к вве-децшо таких понятий, как многоцентровые К. с. (см. Многоцентровая связь), сопряжение связей, координационная связь. в. И. Минкин. [c.264]

Обычные или сокращенные структурные формулы алканов не дают представления о трехмерной структуре этих веществ. На основании теории отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП см. разд. 8.1. ч. 1) можно предположить, что в алканах каждый атом углерода находится в тетраэдрическом окружении связанных с ним атомов. Другими словами, четыре группы, присоединенные к каждому атому углерода, расположены в верщинах тетраэдра, в центре которого находится данный атом углерода. Для изображения трехмерных структур молекул используются различные способы, продемонстрированные на рис. 24.3 для молекулы метана. Описание химической связи в алканах обычно основывается на представлениях о 5р -гибридизованных орбиталях углерода, как это уже обсуждалось в разд. 8.2, ч. 1. [c.413]

Известны два подхода к теоретическому объяснению формы молекулы. Первый из них базируется на теории отталкивания валентных электронных пар атомов и связан в основном с именем Р. Гиллепси. Второй подход основывается на применении корреляционных диаграмм орбитальная энергия — валентный угол при учете свойств гибридных орбиталей и полном пренебрежении взаимодействий ядер и электронов. Обе концепции физически эквивалентны, но подход, используемый Гиллепси, более нагляден и чаще применяется. [c.143]

Уравнение (7.2) отличается от уравнения (7.1) отсутствием ионных членов фа(1)Фа(2) и фв(1)фв(2). В сущности, в простой (Гейтлера — Лондона) теории валентных связей предполагается, что эти структуры несущественны, так как взаимное отталкивание электронов уменьшает вероятность того, что они могут одновременно находиться вблизи одного ядра. В то же время в теории молекулярных орбиталей пренебрегают влиянием межъэлек-тронного отталкивания, что приводит к равному вкладу ионных и неионных (т. е. ковалентных) членов. Ясно, что оба метода можно улучшить, поскольку каждый описывает некоторые предельные условия. Можно показать, что по мере усовершенствования обоих методов они сходятся и, наконец, становятся эквивалентными. Модификация методов предусматривает рассмотрение более сложных вол новых функций при соответствующем увеличении трудоемкости вычислений. [c.83]

Электростатическое отталкивание четырех пар электронов, расположенных вокруг центрального ядра (независимо от того, участвуют ли они в образовании связи или нет), становится меньше, если они принимают тетраэдрическую конфигурацию. Подобным же образом две пары электронов должны приводить к линейной структуре, а шесть пар к октаэдрической. Структура с двойными связями типа Н2С=СН2 в соответствии с электростатической теорией должна бы иметь углы между связями 120° в то же время теории валентных связей и молекулярных орбит указывают, что молекула может быть плоской. Эти три теории приводят в общем к близким стереохимическим выводам для непереходных элементов. Чем меньше отталкивание электронных пар, тем меньше должны быть углы между связями. Следует ожидать, что это отталкивание возрастает в ряду связывающая-связывающая < связывающая-несвязывающая С несвязываю-щая-несвязывающая орбитали. Если электроотрицательность центрального атома низка и связывающие электроны находятся далеко от него, то отталкивание в случае взаимодействия связывающих орбиталей еще более уменьшается. Эта теория объясняет некоторые заметные различия в углах связей, наблюдаемые на практике во многих органических и неорганических соединениях. [c.32]

Хотя сравнительные достоинства этих двух моделей были предметом многих споров, между ними есть и много общего, что, правда, редко замечают. В модели межэлектронного отталкивания ошибочно предполагается, что 2s- и 2р-орбитали полностью эквивалентны, т. е. что S- и р-орбитали в первом приближении для всех молекул полностью гибридизованы. Вероятно, теория гибридизации орбиталей несколько переоценивает разницу в энергиях s- и /7-орбиталей и поэтому ведет к недогибридизации . Однако оба эти представления включают предположение о смешении s- и / -орбиталей при образовании связей. Если бы мы знали, где находятся большую часть времени валентные электроны в HgO и если бы мы попытались описать распределение в виде разложения в ряд по водородоподобным орбиталям атома водорода, то такое разложение, несомненно, включало бы преимущественно вклад от 2/ -орбиталей с некоторой примесью вклада 25-орбиталей. И схема отталкивания электронов, и модель гибридизации орбиталей — это просто различные приближения для определения величины такой примеси s-орбиталей. [c.185]

Р. Гиллеспи и Р. Найхольм сформулировали теорию, объясняющую и предсказывающую геометрические конфигурации молекул на основе принципа Паули и модели отталкивания электронных пар валентных орбиталей (теория Гиллеспи). [c.611]

В течение последнего десятилетия Леннард-Джонс, Попл, Лин-нетт, Уолш и др. рассматривали проблемы геометрических форм молекул, пользуясь новым теоретическим подходом. Их метод, хотя и использует в некоторой мере тот же математический аппарат и те же основные идеи, что и в теориях валентной связи и локализованных молекулярных орбиталей, но обращает основное внимание на число электронов в валентном уровне и на свойства этих электронов. Все электронные системы (атомы, молекулы или твердые тела) обладают одним свойством — электроны с одним и тем же спином не могут одновременно находиться % одной и той же области пространства. Так как все электроны заряжены отрицательно, они будут взаимно отталкиваться в соответствии с законом Кулона. Однако даже более важным в определении форм и свойств молекул является то, что электроны с одним и тем же спином, как оказалось, имеют очень малую вероятность нахождения близко один от другого из-за жестких требований принципа запрета Паули . Вообще говоря, только из рассмотрения спинового взаимодействия, не принимая во внимание возмущения, возникающего из-за электронного отталкивания, стало возможным установление геометрического расположения электронов, которое было выше описано для 2, 3, 4, 5 и 6 электронных пар. [c.199]

Дри сближении же атомов водорода, у которых спины электронов параллелыш ХиЛ >. проявляется только отталкивание. Следовательно, церекрывание атомных орбиталей не происходит и молекула не образуется. Химическую связь, образованную в результате обобщения (перекрывания) электронной плотности, взаимодействующих атомов называется ковалентной (по Льюису ковалентная связь образуется за счет обобп1е-ния электронов). В настоящее время существует два подхода, используемые для объяснения ковалентной связи метод валентных схем (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). Представление Льюиса о связи посредством пары электронов находит квантово-механическое выражение в теории валентных связей. Как и МО, теория валентных связей является приближенным методом. Однако ее исходные положения [c.13]

Перейдем теперь к более глубокому рассмотрению природы химической связи в координационных комплексах, основанному на представлениях теории поля лигандов, которая позволяет объяснить окраску, магнитные свойства и другие особенности поведения этих соединений. Обсудим влияние электрического поля, создаваемого несколькими заряженными лигандами, на валентные электроны центрального иона. Отрицательно заряженные лиганды отталкивают электроны центрального иона, причем максимальное влияние они оказывают на самые внешние электроны. В частности, наиболее сильное воздействие со стороны лигандов испытывает диффузное облако валентных -электронов центрального иона, т. е. электронов, находящихся на самом внешнем /-подуровне. У свободного (или, как говорят, изолированного) иона все пять d-op6ma-лей имеют одинаковую энергию. Если на й(-под-уровне находится один электрон, он может занимать любую из пяти /-орбиталей с равной вероятностью. Представим себе теперь, что мы приближаем к катиону шесть одинаковых лигандов, образующих вместе с ним октаэдрический комплекс типа А1Рб . Из рис. 23.10 видно, что при этом /,2- и с1 2 , ,2-орбитали центрального иона окажутся сконцентрированными вдоль координатных осей, в направлении к приближающимся лигандам, тогда как с1 - и ,,-орбитали концентрируются в областях между координатными осями. Если на /-уровне центрального иона имеется один электрон, он будет предпочтительно располагаться на с1 -, - или / -орбиталях, избегая отталкивания электрическим полем лигандов. Другими словами, энергетический -подуровень расщепляется на два новых подуровня, одному из которых отвечают три орбитали, а другому — [c.414]

Взан1Моотношения в сопряженных системах рассматривались здесь в рамках простого метода ХМО (Хюккелевский метод молекулярных орбиталей). Этот метод пренебрегает взаимным отталкиванием я-электронов, а также а,я-взаимодействиямн в основе его лежит раздельное рассмотрение а- и я-электронов [1.2.8]. Разработан и целый ряд других более точных методов, имеющих, естественно, более громоздкий математический аппарат. Наконец, существуют методы, вообще основанные не на теории МО, такие, например, как метод ВС (валентных связ-ей). [c.72]

Главные оси четырех sp -орбиталей углерода в метан направлены к вершинам тетраэдра, и валентные углы рав ны 109,5° Таким образом, теория гибридизации дала тео ретическое обоснование тетраэдрической модели атома уг лерода Вант-Гоффа и Ле Беля, предложенной ими в 1874 г Что дала гибридизация в итоге" Во-первых, несмотря н сохранение общей энергии системы (атома), гибридизац дала sp -гибридные орбитали, лучше приспособленные перекрывания, то есть образуются более прочные связи со гласно принципу максимального перекрывания (рис 111) Во-вторых, sp -гибридные орбитали с углами 109,5° обеспечивают минимальное отталкивание между четырьмя связывающими парами электронов [c.71]

Теория поля лигандов применима к тем металлам четвертого периода, которые обладают частично заполненными З -ор-биталями. Одним из них является железо, которое мы уже рассматривали в свете теории валентных связей. Но начнем лучше не с железа, а с титана. Он менее биологически значим, но привлекает нас в данном случае простотой своей электронной структуры. Ион Т1 + имеет один З -электрон. Согласно теории поля лигандов, З -электрон изолированного иона металла может двигаться по разным орбиталям одинаковой энергии, которые мы называем вырожденными орбиталями. Это попросту означает, что электрон можно с равной вероятностью обнаружить на любой из пяти Зй-орбиталей. При сближении с лигандом происходит следующее во-первых, электростатическое отталкивание между ионом металла и электроотрицательным лигандом приводит к увеличению энергии каждой из пяти З -ор-биталей и, во-вторых, энергия перераспределяется между орбиталями, в результате чего орбитали становятся энергетически неравноценными и расщепляются на два и большее число энергетических уровней. Это расщепление обычно называют расщеплением под действием кристаллического поля (КП). Оно представляет собой результат электронного давления со стороны лиганда, сближающегося с ионом металла и искажающего геометрию -орбиталей. На рис. 4.18 приведена энергетическая схема, которая отражает 1) возрастание кулоновской энергии и 2) КП-расщепление, происходящее при сближении иона Т -" с лигандами. Известно, что Т1 + образует с шестью лигандами [c.269]

Двумя основными методами в теории химической связи являются метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей . Известно, что, несмотря на внешнюю разницу в подходах, эти методы но суш еству отличаются исходными позициями приближения к более разработанным формам, в которых они становятся идентичными. А именно, в методе валентных связей преувеличивается, а в методе молекулярных орбиталей недооценивается электронная корреляция (снижение вероятности одновременного нахождения двух электронов в одном и том же месте, вызванное межэлектронным отталкиванием). Естественно поэтому, что оба метода в большинстве случаев приводят к согласуюш имся выводам. Однако, несмотря на отсутствие принципиальной разницы, между обоими методами существует большая разница с точки зрения их практического использования. Сравнительная простота молекулярно-орбитальных расчетов привела к их подавляющему чрличественному преобладанию. А это обстоятельство привело в свою очередь к использованию метода молекулярных орбиталей и в качестве языка для обсуждения свойств молекул, не опирающегося на проделанный расчет. Между тем в качестве основы для создания такого языка метод валентных связей обладает несомненным преимуществом. Действительно, концепция резонанса — основанная на методе валентных связей качественная теория химического строения — оперирует, с соблюдением определенных правил , валентными структурами. В выборе валентных структур и в суждении о них можно руководствоваться химической интуицией, поскольку они представляют собой пусть фиктивные, но молекулоподобные многоэлектронные системы. Напротив, в качественных рассуждениях, использующих молеку-лярщде орбитали, интуиция химика, опирающаяся на звание свойств молекул и химических связей, а не орбиталей, бессильна. И все же при обсуждении свойств органических комплексов переходных металлов предпочтение отдается молекулярно-орбитальному языку, а не языку теории резонанса. Объясняется это непомерно большим числом резонансных структур, необходимых для резонансного описания комплексов . [c.10]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология