Константы устойчивости и другие равновесные константы

Рассмотрим некоторые спектрофотометрические методы определения констант диссоциации органических реагентов, определения состава комплексных соединений и их констант устойчивости. Помимо чисто спектрофотометрических будут рассмотрены также и другие, в которых спектрофотометрический метод применяется для определения равновесных концентраций реагирующих компонентов. [c.90]

Рациональное использование комплексообразования в аналитической химии стало возможным с тех пор как было показано, что процесс этот обратимый и подчиняется закону действия масс. В дальнейшем были определены константы диссоциации, или, как их обычно называют, константы нестойкости многих комплексных ионов. Используя эти константы, можно путем подсчетов, аналогичных тем, которые были разобраны для случая слабых кислот и оснований, установить концентрации компонентов диссоциации комплекса найти пути снижения или увеличения этих концентраций в той же мере, в какой это необходимо по условиям анализа наконец, связать любое равновесие комплексообразования с любым другим равновесием, в котором участвуют простые ионы или молекулы, образующие комплексный ион. Значения констант нестойкости (К) ряда комплексных ионов и показателей нестойкости (р/С = —приведены в табл. IV. Чем больше показатель и чем меньше константа нестойкости комплексного соединения, тем оно устойчивее, тем меньше частиц, его составляющих, находится в равновесном растворе. [c.109]

Некоторое недоумение возникает при использовании прилагательного устойчивый для описания комплекса. В этой книге термин устойчивость будет определять степень ассоциации, которая происходит в растворах, содержащих два или более компонента в равновесии. Чем более устойчив получающийся комплекс, тем больще ассоциация, которая происходит при данных условиях. Устойчивость комплекса может быть выражена количественно одной из его констант устойчивости, определяемых в разд. 1, А гл. 1. Другие исследователи иногда определяют комплекс как устойчивый , если лиганды лишь медленно замещаются водой или другой конкурирующей формой, присутствующей в растворе, или если комплекс может быть легко осажден или выкристаллизован из раствора. Первое определение относится к кинетическому поведению комплекса, а не к равновесным условиям, при которых он образуется. Комплексы, которые подвергаются реакциям замещения с измеримой ско- [c.14]

Трудность количественного исследования большинства внутрикомплексных соединений палладия обусловлена их высокой термодинамической устойчивостью, в ряде случаев заметной кинетической инертностью и малой растворимостью в воде. Кроме того, многие внутрикомплексные соединения характеризуются высокими значениями коэффициентов распределения, которые не зависят от pH в широком интервале при экстракции их неполярными растворителями из перхлоратных сред. В связи с этим равновесные концентрации лиганда, металла или комплексного соединения в водных перхлоратных растворах малы и постоянны, так что применение обычных потенциометрических методов и методов распределения для расчета констант равновесий и констант устойчивости становится невозможным. В этом состоит основное отличие свойств внутрикомплексных соединений палладия (II) от свойств внутрикомплексных соединений других переходных ме- [c.62]

И 3) методами статистической механики (гл. 17) с использованием некоторых сведений о молекулах, полученных из спектроскопических данных (разд. 5.18 Приведенный изобарный потенциал ). Два последних метода особенно важны в случае реакций, протекающих настолько медленно, что непосредственные измерения равновесных концентраций невозможны, или для таких условий, которые трудно создать экспериментально. Например, метан при комнатной температуре представляет собой вполне устойчивое соединение, а углерод и водород заметно не реагируют друг с другом. Поэтому при комнатной температуре невозможно измерить равновесие между этими тремя веществами (т. е. их равновесные концентрации), но константа равновесия может быть рассчитана с помощью абсолютных энтропий и энтальпий образования участвующих в реакции веществ. [c.162]

Расчетно-теоретическим способом можно получить многие химические и физические характеристики молекул, включая конформацион-ные свойства, барьеры внутреннего вращения, относительные устойчивости различных изомеров или же различных электронных состояний. Можно рассчитать также некоторые константы, относящиеся к электронным и колебательным спектрам, а также другие параметры. Мы рассмотрим только одну из возможных характеристик молекул-ее равновесную геометрию. На сегодняшний день высококачественные расчеты геометрического строения молекул, состоящих из относительно легких атомов, обладают такой же достоверностью, как и наилучшие экспериментальные данные. Однако следует иметь в виду, что расчеты дают нам равновесную геометрию, в то время как различные экспериментальные методы приводят к некоторой эффективной геометрии молекулы, усредненной по внутримолекулярным колебаниям. В зависимости от величины этих колебаний и от их влияния на строение молекулы равновесная и усредненная структуры могут различаться в разной степени. Результаты расчетов становятся менее достоверными, [c.308]

Большое число равновесных форм различным образом протонированных комплексонатов, одновременно присутствующих в растворе, и чрезвычайно малые скорости установления равновесия при изменении pH существенно затрудняют определение констант устойчивости и других термодинамических характеристик реакции комплексообразования. [c.203]

Многие системы преимущественно типа В, 23, А или В, А, равновесно взаимодействуют с водородными или гидроксильными ионами и поэтому их более правильно рассматривать как системы В, 23, А, И и В, А, 21, Н. Для таких систем можно использовать комбинацию методов, описанных в разд. 1 гл. 4 для систем В, А, Н, и методов для систем В, 23, А и В, А, 21 (гл. 4, разд. 3, 4). Был описан ряд даже более сложных случаев с участием двух и более вспомогательных групп. Для определения констант устойчивости комплексов ВА обычно необходимо знать константы устойчивости всех других присутствующих форм. Конечно, значения констант должны быть определены точно при тех же самых условиях, при которых проводится конкурирующее комплексообразование. Рассмотрим несколько примеров. [c.100]

Сведения о составе равновесной смеси в конкретных условиях эксперимента (температура, концентрация) можно получить, зная константу равновесия реакции комплексообразования К или непосредственно связанное с ней изменение свободной энергии AG в этом процессе (см. уравнение 11.44). Поскольку величины /С и AG позволяют рассчитать степень диссоциации комплексов, их можно рассматривать как меру устойчивости комплексных соединений в растворе и газовой фазе в заданных условиях эксперимента. Хотя величины /С и AG не могут служить истинной мерой энергии ДА-связей, их часто используют в качестве относительной меры энергии координационных связей в рядах различных комплексов. Однако сопоставлять энергию межмолекулярных связей на основе констант равновесия следует с осторожностью. При этом необходимо учитывать влияние энтропийного члена на соотношение величин AG и АЯ. Взаимосвязь параметров AG, АЯ и А5 видна из уравнения (П.45) AG = АН — TAS. Если член TAS мал, то АН AG. Это возможно либо при температурах, близких к абсолютному нулю, либо в процессах, протекающих без изменения энтропии (А5 = 0). Ни то, ни другое условие обычно не выполняется в рассматриваемых реакциях. Во-первых, термодинамические параметры реакций комплексообразования, как правило, определяют при температурах О—100 °С, т. е. при температурах, лежащих значительно выше абсолютного нуля, во-вторых, связывание двух свободных молекул Д и А в одну молекулу комплекса ДА приводит к уменьшению числа степеней свободы системы и, следовательно, к заметному уменьшению энтропии при комплексообразовании (AG < 0). [c.100]

Если константы устойчивости рассчитывают из данных по распределению, то, конечно, существенно, чтобы экспериментальные значения коэффициента распределения действительно относились к равновесным системам. Фазы можно разделять через различное время контактирования коэффициент распределения можно найти из двух различных экспериментов в одном случае вся радиоактивность первоначально находится в водной фазе, а в другом — в органической. Если достигнуто истинное равновесие, то значение 11в не должно зависеть от времени контакта фаз н исходного состояния системы. Часто равновесие достигается за несколько минут для систем комплексов с неорганическими лигандами, но оно может устанавливаться и до 24 час для распределения некоторых хелатов металлов [41]. [c.254]

Методы распределения, в том числе и метод катионного обмена, уше на первых этапах своего развития [3, 4] позволили получить точные значения констант устойчивости и оказались в состоянии успешно соперничать с другими методами изучения комплексообразования. В методах распределения обычно используются микроконцентрации металла (целесообразно применение радиоактивных изотопов) в условиях постоянства ионной силы среды, обеспечивающей неизменность брутто концентрации катионов и, следовательно, их коэффициентов активности как в фазе раствора, так и в фазе ионита. Кроме того, проведение эксперимента при постоянной ионной силе дает возможность пренебречь долей лиганда, участвующей в комплексообразовании, что облегчает вычисление концентраций свободного лиганда. Если лиганд не взаимодействует с ионами водорода, его равновесная концентрация совпадает с общей. Обычная методика состоит в установлении равновесия между известными количествами иопита, насыщенного катионом С, и растворами, содержащими лиганд А в различной концентрации, Коэффициент распределения металла М В обычно определяют из соотношения [c.377]

Константы устойчивости и другие равновесные константы [c.532]

Следует подчеркнуть, что [Аг] и [В ] в уравнениях (1.27), (1.29), (1.30)—равновесные концентрации одинаковых по составу частиц Аг и В]. Однако участвующие в электродной реакции ионы, в особенности высокозарядные (типа Ре(СЫ)б > Ее(СЫ)б , в концентрированных растворах электролитов образуют ионные пары, разделенные и не разделенные молекулами растворителя, и другие ассоциаты. Это осложняет построение зависимостей вида 1п [Аг], так как концентрации различных форм ассоциатов обычно неизвестны. Для их определения надо знать константы устойчивости присутствующих в растворе ассоциатов. В некоторых случаях подобные константы могут быть определены по зависимости электродного потенциала обратимой окислительно-восстановительной системы от концентрации ионов, которые образуют ассоциаты с окисленной или окисленной и восстановленной формами. [c.19]

Для некоторых соединений, например №(КС8)2 и №(СРзСОО)2, найдена почти линейная корреляция между равновесной константой устойчивости и донорной способностью растворителя по Гутману [44]. Ниже приведен ряд других примеров, показывающих различные аспекты влияния растворителя. [c.183]

Из математического выражения константы нестойкости видно, что чем больше равновесные концентрации свободных составных частей комплексного иона, тем большим является численное значение константы нестойкости. Другими словами, чем больше константа нестойкости, тем неустойчивее комплексное соединение, и наоборот — чем меньше константа нестойкости, тем комплексное соединение устойчивее. [c.22]

Потенциометрический метод, основанный на определении равновесной концентрации свободных ионов металла, применяли для установления состава и констант устойчивости одноядерных смешанных галогенидных комплексов d (II) [94, 99], Sn (II) [98], Pb (II) [100], хлоридно-нитратных, хлоридно-роданидных, хлоридно-сульфатных и бромидно-сульфатных комплексов d (II), хлоридно-сульфатных и бромидно-сульфатных комплексов Zn (II) [101 ] и в других случаях [102]. Аналогично можно изучать смешанные комплексы, содержащие три или большее число разных лигандов. [c.43]

В этой главе обсуждаются электродные реакции окислительно-восстановительных систем, образованных комплексами металлов в растворе. В подобных системах в качестве доноров и акцепторов электронов наряду с комплексами металлов используют инертные металлы или другие вещества с электронной проводимостью, материал которых не претерпевает химических превращений. Преимущественное внимание в литературе уделяется окислительно восстановительным системам, образованным комплексами, содержащими ионы одного и того же металла в двух разных степенях окисления. Изучая зависимость равновесного потенциала подобных окислительно восстановительных электродов от концентраций реагирующих частиц, можно устанавливать состав и константы устойчивости присутствующих в растворе комплексов. [c.55]

Ряд физических методов изучения комплексов в растворах дает скорее сведения об активности, чем о концентрации данной формы. Например, потенциометрически можно определить активности водородных ионов и ряда ионов металлов и неорганических анионов (см. гл. 7). Если было бы возможно измерить активности форм, А, ВА и В или ВА ь то полные или ступенчатые термодинамические константы устойчивости могли бы быть получены непосредственно по уравнению (1-1). С другой стороны, если бы равновесные концентрации этих форм могли быть измерены, например, химическим анализом инертной системы (см. гл. 6), то соответствующие стехиометрические константы устойчивости можно было бы рассчитать по уравнениям (1-5) или (1-6). Однако поскольку измерить активности или концентрации более чем одной или двух присутствующих форм редко возможно, то обычно этим путем нельзя получить значения констант устойчивости. [c.32]

Встречаются и другие формулы для условных констант устойчивости. Общим во всех случаях при введении понятия условной константы устойчивости является то, что в выражении для концентрационной константы равновесия образования комплекса вместо равновесной концентрации одного или нескольких участников реакции (равновесия) используют суммарные (иногда — аналитические) концентращ1и всех (или не всех) форм данного участника реакции, присутствующих в растворе. [c.197]

Для расчета ступенчатой константы устойчивости высшего комплекса МХ , количество которого при достаточно высоких концентрациях свободного лиганда намного превышает количество других комплексов, удобно использовать метод отклонений. С помощью этого метода ступенчатые константы устойчивости комплексов рассчитывают по величине отклонения равновесного потенциала металлического электрода АЕ от прямолинейной зависимости с наклоном 1 6 = [c.31]

Другой путь расчета этой величины основан на данных по растворимости фторидов циркония и по устойчивости ега фторидных комплексов. Растворимость (ЫН4)22гРб в воде при 298,15 К составляет 1,05 М. Расчет равновесного состава раствора по константам устойчивости фторидных комплексов циркония показал, что свыше 99,5 /о циркония находится в виде комплекса 2гРГ. а доля гидролизованных частиц не превышает 10- %. Поэтому уравнение реакции растворения соли в воде можно записать следующим образом [c.220]

Особенности осаждения комплексов связаны с их структурой. Чтобы оценить степень отклонения системы от равновесного состояния, в данном случае необходимо учитывать степень устойчивости комплексного иона. Последняя характеризуется как полной константой диссоциации, называемой константой нестойкости комплекса, так и рядом последовательных констант диссоциации [1 ]. Чем меньше численное значение константы нестойкости, тем более устойчив комплексный ион. Диссоциация комплексного иона как правило протекает последовательно. Причем значения последовательных констант диссоциации обычно не одинаковы и могут существенно отличаться друг от друга. Возможны различные варианты. По ходу диссоциации константа может уменьшаться, оставаться почти неизменной и даже несколько возрастать. [c.262]

Таким образом, для этих реакций константа равновесия не имеет физического смысла, а поэтому не представляется возможным вычислить равновесные концентрации и выход продуктов. В этом случае наиболее целесообразным приложением термодинамики к реакциям является определение термодинамической устойчивости и предпочтительности одних реакций перед другими в одной и той же системе или в разных системах, но с одним общим компонентом. [c.56]

Хлориды многих элементов при 25 °С более устойчивы, чем оксиды. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов под действием хлора очень легко переходят в хло рнды. Обратный же переход практически почти неосуществим. В состоянии равновесия при высоких температурах в газовой фазе находится большое количество кислорода и незначительное количество хлора. Оксиды бора, кремния, бериллия, алюминия, титана и нeкoтqpыx других элементов хлорируются наиболее трудно. Практически хлорирование этих оксидов проводят в присутствии кислородотнимающего агента, облегчающего смещение равновесия в сторону образования хло(рида. Из них наиболее удобно применять уголь. При хлорировании оксидов уголь окисляется главным образом до оксида углерода (И), который с хлором (при его избытке) дает фосген. Если хлор пропускать медленно через смесь оксида с избытком угля, то содержание фосгена в отходящих газах уменьшается, а соде ржание оксида углерода (П) увеличивается. Такие равновесные реакции с участием углерода изучены и в некоторых случаях даже определены их константы равновесия. Уголь удобен для практического применения не только потому, что при его окислении образуются газы, легко выводимые из сферы реакции, но еще и потому, что угле род практически не хлорируется (в отличие от других веществ, отнимающих кислород). [c.34]

Легкость, с которой можно изменять и контролировать концентрации ионов [Н" ] и [ОН ], не представляла бы особого интереса, если бы не один факт. Ионы Я" и 0Н участвуют в многочисленных важных реакциях, протекающих в водных растворах. Таким образом, если какое-либо исходное вещество или продукт реакции дает ионы Н" , изменение концентрации этих ионов в 101 раз может иметь поразительный эффект. В состоянии равновесия при таком изменении концентрации происходит реакция, в результате которой изменяются концентрации всех других исходных веществ и продуктов реакции, пока со тношение новых равновесных концентраций не будет равно константе равновесия. Кроме того, для многих реакций ионы Н " или ОН являются катализатором. В качестве примера снова приведем каталитическую реакцию разложения муравьиной кислоты серной кислотой (см. главу 8). Муравьиная кислота довольно устойчива, пока не увеличится концентрация ионов водорода, после чего скорость разложения резко возрастает. [c.270]

Хотя хлоридное комплексообразование плутония (IV) было обнаружено спектрофотометрическим методом, бесспорно наиболее надежные результаты по комплексообразованию Ри с X л о р и д-и оном из имеющихся в настоящее время получены Рабидо [78]. Величины равновесных констант для комплексообразования Ри (и РиО ) с хлорид-ионом (а также с нитрат-и сульфат-ионами) получены на основании влияния этих анионов на окислительно-восстановительные потенциалы пар. Эта работа выполнена тщательно и подробно. Так как влияние комплексообразования на величину измеряемого формального потенциала указывает только на различие в устойчивости комплексных ионов, степень связи в комплекс одного из ионов должна быть определена независимым методом. Так было сделано при исследовании комплексообразования плутонил-иона с хлоридами. По влиянию хлорид-иона на потенциал пары плутоний (П1)/плутоний (IV) (а также по влиянию хлорид-иона на другие пары) была определена константа ассоциации комплекса для реакции [c.336]

Обычно реакции комплексообразования проходят быстро. Однако в некоторых случаях достижение состояния равновесного процесса комплсксообразоЕШНИЯ проходит довольно медленно, например при образовании гетерополикнслот, прп образовании большинства комплексов с платиновыми металлами и в других случаях. Константы же, как термодинамические, так и концентрационные характеризу]от строго равновесные процессы при данной температуре. Таким образом, константы устойчивости (нестойкости) комплекса зависят только от природы вещества, от природы растворителя и всегда, для любого растворителя, от температуры. [c.246]

Экстракция плутония (IV) в виде соединения с БФГА и протекающие при этом процессы комплексообразования были детально изучены в другой работе [25]. Исследована экстракция в зависимости от pH равновесной водной фазы, концентрации БФГА в органическом растворителе, концентрации Pu(IV) и природы растворителя ( H lg, gHe, I и амилацетат). Полученные данные были представлены в виде кривых зависимости gD D — коэффициент распределения Pu) от pH и рА, где [А] — концентрация аниона БФГА. Экспериментальные данные для системы бензол — вода использованы для установления состава, константы устойчивости и константы распределения экстрагирующегося соединения. Методом экстраполяции найдена константа распределения соединения в системе хлороформ — вода. Рассчитаны также константы устойчивости промежуточных комплексов, существующих в водной фазе. Авторы показали, что соединение плутония с БФГА бескислородными растворителями экстрагируется лучше, чем амилацетатом. [c.235]

Для определения равновесных концентраций лиганда, свободных ионов металла или какого-либо комплекса используют потенциометрический и полярографический методы, метод измерения давления пара (для таких лигандов, как NH3, С0 ), метод, основанный на изучении распределения ионов металла, лиганда или комплекса между двумя несмещи-вающимися растворителями, и другие методы. Имеется ряд методов, позволяющих рассчитывать значения констант устойчивости комплексов на основании наблюдаемых изменений какого-либо физико-химического свойства системы (оптические методы, измерение электропроводности). Описание различных методов, используемых при изучении состава и устойчивости комплексов металлов, можно найти в ряде монографий и статей [1—9]. Основные принципы потенциометрического и полярографического методов определения состава и констант устойчивости комплексов металлов излагаются в гл. 2 и 5. [c.14]

Значение pH и концентрации всех способных к комплексообразованию веществ, которые принимают участие в побочных реакциях (компоненты буферных смесей, маскирующие агенты), в течение титрования должны поддерживаться постоянными во избежание осложнений, связанных с протонированием или депротонированием свободного индикатора и комплекса металл — индикатор или обусловленных другими равновесными побочными реакциями. Бсли это условие выполняется, устойчивость комплекса, участвующего в равновесии, можно характеризовать условными константами Рм1п и Рму, которыми можно пользоваться в течение всего процесса титрования. Стадия перехода окраски индикатора может быть описана с помощью доли общего количества индикатора, которая связана в комплекс, или доли несвязанной формы индикатора [c.315]

Формула (4.92) для условной константы устойчивости комплекса металл — индикатор не учитывает влияния образования других, конкурирующих комплексов (гидроксо-комплексов, амминных комплексов) титруемого металла, вследствие чего выражения, в которые входит эта константа, дают значения рМ. Поскольку приводимые в литературе экспериментальные значения рМ (обозначаемые иногда рМпер) также отвечают концентрации свободного иона металла М, значения рМ, полученные с помощью условной константы из выражения (4.92), можно применять для непосредственного сравнения. Коэффициенты побочных реакций а в этом выражении относятся к равновесным реакциям протонирования свободного индикатора (агп) и комплекса металл — индикатор (амгп). Индексы этих комплексов здесь упрощены (вместо И, употреблен индекс 1п, а вместо МНДп —М1п). Для данного pH этим коэффициентам побочных реакций соответствуют значения, которые можно оценить с помощью выражений, приведенных в разд. 3.2.5. [c.315]

В тех случаях, когда равновесные концентрации ионов металла или лиганда не могут быть определены непосредственно, для потенциометрического исследования системы применяется метод Фронеуса Для этого в исследуемую систему вводится вспомогательный лиганд, тенденция к комплексообразованию которого выше, чему исследуемого, и концентрация которого может быть определена экспериментально. На основании данных определения равновесной концентрации вспомогательного лиганда в растворах с различными общими концентрациями металла и обоих лигандов могут быть найдены константы устойчивости исследуемых комплексов. Так, при использовании в качестве вспомогательного лиганда иона СН3СОО" было изучено комплексообразование Сп(П) с 80 , и(У1) с ЗОГ, СГ, Вг , КОз и в ряде других систем. [c.436]

Приведенные зависимости совершенно непонятны, если пытаться их объяснять только на основании взаимодействия между катионами и растворителем. Известно, что донорная способность по Гутману для диметилсульфоксида значительно выше, чем таковая для воды. Следовательно, более низкая устойчивость комплекса должна быть обнаружена в диметилсульфоксиде, поскольку с растворителем более высокой донорной способности катион должен давать более устойчивые сольваты и для этих сольватов замещение координированных молекул растворителя на другие лиганды требует большего избытка используемого лиганда, а это соответствует более низким значениям равновесных констант устойчивости. [c.186]

Очень низкая константа диссоциации диалкил- и диарилфос-фитов в течение длительного времени объяснялась устойчивостью фосфонатной формы (IX), и эта структура недавно была подтверждена снектрЬсконическими и другими физическими измерениями [75]. Низкая нуклеофильная реакционная способность этих фосфитов обусловлена низкой равновесной концент рацией тр ехвалентной формы (X) и малой скоростью изомеризации к) [c.151]

Устойчивость кристаллической решетки обусловлена теми же молекулярными силами притяжения, что и в жидкостях (вандерваальсовыми силами, дипольным притяжением, водородными связями, соответственно электростатическим притяжением разноименных ионов). Однако устойчивость решетки сильно зависит и от геометрии молекул, так как молекулы занимают в решетке равновесные положения, соответствующие наименьшей энергии. Часто одно вещество кристаллизуется п двух или пескольких полиморфных формах, каждая из которых соответствует иному расположению молекул в решетке. В определенном температурном интервале устойчиво молекулярное расположение, соответствующее определенному содержанию кинетической энергии, а в другом интервале, при более высокой температуре, устойчиво иное расположение, соответствующее более высокой энергии. Переход от одной полиморфной кристаллической формы к другой происходит обычно при определенной температуре — точке полиморфного превращения, которая является характерной константой вещества точно так же, как и температура плавления. Превращение устойчивой при низкой температуре формы в форму, устойчивую при высокой температуре, происходит при поглощении определенного количества энергии — удельной теплоты полиморфного превращения. [c.151]

Хлорирование устойчивых окислов проводят в присутствии веществ, являющихся кислородотнимающими агентами. Из них практически наиболее удобно применять уголь. При хлорирова- НИИ окислов уголь окисляется, главным образом, до окиси углерода, которая с хлором (при его избытке) дает фосген. Если хлор пропускается через смесь окисла с избытком угля медленно, содержание фосгена в отходящих газах уменьшается, а содержание свободной окиси углерода увеличивается. Такие равновесные реакции с участием углерода изучены, и в некоторых случаях даже определены их константы равновесия. Уголь удобен для практического применения не только тем, что, окисляясь, дает газы, легко выводимые из сферы реакции, но еще и потому, что в условиях хлорирования, в отличие от других веществ, отнимающих кислород, углерод практически не хлорируется. [c.178]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология