Гибридизация орбиталей и углы между связями

Угол между связями (валентный угол) является свойством двух связей одного общего атома и должен рассматриваться как свойство этого атома Согласно теории гибридизации Полинга - Слейтера валентный угол определяется характером гибридных орбиталей для вр -гибридных он равен 109,5°, вр -гибридных — 120°, вр-гибридных— 180° И наоборот, по величине валентного угла можно судить [c.76]

В молекуле воды угол между связями О—Н равен не 90°, как можно было ожидать., исходя из угла между осями двух р-орбиталей атома кислорода, а приближается к тетраэдрическому (109,5 ) и составляет 104,5°. Вероятно, это можно объяснить sp -гибридизацией (см. гл. Ill, 4) четырех атомных орбиталей кислорода. [c.90]

Определите взаимосвязь между такими параметрами, как направленность связи и гибридизация орбиталей, направленность связи и валентный угол, энергия связи и полярность, энергия связи и гибридизация орбиталей [c.71]

Плоское строение молекулы и угол между связями 120 позволяют в методе ЛМО считать, что в локализованных а-связях атом углерода участвует гибридными хр -орбиталями. Каждый атом углерода участвует своими тремя электронами в трех таких о-связях двух С—Н и одной С—С. Еще одну связь С—С образуют не участвующие в гибридизации р -электроны, по одному от каждого атома. Так как р -орбитали направлены перпендикулярно плоскости молекулы, их перекрыванием образуется я-орбиталь, электронная плотность которой располагается над и под плоскостью молекулы. Таким образом, связь С=С оказывается двойной симметричной о л -связью. Разделяя связь между углеродными атомами в этилене на о- и л-связь и принимая энергию разрыва о-связи равной Е (С—С) = 347 кДж/моль. можно приписать л-связи в этилене энергию 250 кДж/моль. Таким образом, л-связь (С—С) в этилене менее прочна, чем а-связь, и легче разрывается, чем объясняется склонность этилена к реакции присоединения. [c.107]

В молекулах Н2О и ЫНз угол между связями не равен 90°, а близок к тетраэдрическому (109°). Какой вид гибридизации атомных орбиталей у атомов кислорода и азота Представьте графически структуру молекул Н2О и ЫНз. [c.32]

Угол между связями в молекуле воды равен 104,5°. В молекуле NHa (рис. 17) этот угол еще больше (107,3°), т. е. ближе к тетраэдрическому (109°28 ). Чем это можно объяснить Ведь у атома кислорода в образовании химической связи участвуют два неспаренных р-электрона, а у атома азота — три неспаренных / -электрона, облака которых гантелеобразны. А как вам уже известно, гантелеобразные облака р-электронов располагаются в пространстве взаимно перпендикулярно. Поэтому угол между ними должен быть 90°, а не 104,5° или 107,3°. Задумываясь над этим вопросом, ученые пришли к выводу, что при образовании молекул воды и аммиака, так же как и при образовании молекул метана, характерна гибридизация орбиталей по типу sp . [c.78]

Благодаря малому размеру ион водорода внедряется в электронные оболочки молекулы воды, связывается с молекулой воды очень прочной связью и изменяет угол между связями Н—О—Н, возможно, даже изменяя тип гибридизации электронных орбиталей кислорода. Ионы же щелочных металлов не могут проникать в электронные оболочки молекулы воды, связь их с молекулой воды значительно слабее, а значение угла [c.123]

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]

Впрочем, важнее всего — и это необходимо хорошо усвоить — то, что обе эти очень несложные теории позволяют находить углы между связями и геометрическое строение множества разнообразных молекул. Если бы детальный квантовохимический расчет мог определить с точностью до нескольких градусов (не имея предварительных экспериментальных данных) хотя бы один угол между связями в многоатомной молекуле, это считалось бы огромным успехом. Такой точности в предсказаниях можно достичь с помощью либо модели межэлектронного отталкивания, либо гибридизации орбиталей, при условии, что мы используем обе модели в пределах имеющихся экспериментальных данных. [c.185]

При образовании молекулы метана у атома углерода подвергались гибридизации орбитали одного s- и трех р-электронов и образовались четыре одинаковые гибридные орбитали (рис. 1.15). Такая гибридизация называется 5р -г и б р и д и з а-ци ей (читается эс, пэ три гибридизация). Валентный угол между осями гибридных орбиталей составляет 109° 28. В результате перекрывания четырех гибридных sp -орбиталей атома углерода и s-орбиталей четырех атомов водорода образуется прочная молекула метана с четырьмя эквивалентными связями (рис. 1.16). [c.62]

Если считать, что ковалентные связи в молекуле ЫНз образованы за счет участия трех р-электронов атома азота, то валентный угол между ними должен быть равным 90°. Однако он составляет 107°3, рис. 11.13. Это означает, что связи N—Н в молекуле ЫНз образованы не за счет чистых р-орбиталей атомов водорода и азота, а за счет орбиталей, претерпевших хр -гибридизацию и подвергшихся действию сил отталкивания неподеленной пары электронов. [c.46]

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]

Как уже говорилось, ковалентная связь характеризуется ярко выраженной направленностью в пространстве. В этом и состоит отличие ковалентной связи от других видов связи. Направленность химической связи означает, что образование ковалентных связей атомом углерода происходит не в любых направлениях пространства, а только в определенных, составляющих друг с другом углы, величина которых зависит от валентного состояния углерода. Так, при 5рЗ-гнбрндизации угол между гибридными орбиталями составляет 109°28, при 5р2-гибридизации он равен 120°, а при 5р-гиб-ридизации — 180°. [c.21]

Спектроскопические исследования свободного радикала ННг приводят к следующим результатам. В основном состоянии молекула изогнута, угол между связями 130°20. В первом возбужденном электронном состоянии молекула имеет линейное строение. Согласно теории валентных связей, такую геометрию молекулы можно объяснить, учитывая характер орбиталей центрального атома, которые используются для образования связи. Исходя из предположения, что при возбуждении происходит переход одного электрона с квантового уровня п = 2 на уровень п = 3, а самая низкая связывающая орбиталь азота (25) остается при этом полностью заполненной, разместите семь валентных электронов молекулы по атомным орбиталям азота (для этого придется прибегнуть к гибридизации орбиталей) таким образом, чтобы можно было объяс-иить экспериментально наблюдаемую геометрию радикала КНг . [c.479]

ВзН см. разд. 13-2). В этой молекуле к центральному атому бора присоединены три атома водорода. Согласно теории локализованных молекулярных орбиталей, связь в этой молекуле осуществляется в результате гибридизации 2х-орбитали и двух 2р-орбиталей атома бора с образованием трех эквивалентных хр -гибридных орбиталей (рис. 13-3). Каждая гибридная орбиталь имеет на одну треть 5-характер и на две трети р-характер. Поскольку любые две р-орбитали лежат в одной плоскости, а х-орбиталь не имеет пространственной направленности, три хр -ги-бридные орбитали лежат в одной плоскости. Эти три хр -гибридные орбитали, перекрываясь с тремя водородными 1х-орбиталями, образуют три эквивалентные локализованные связывающие орбитали. Каждая из таких связывающих (хр -ь 1х)-орбиталей занята в молекуле ВН3 парой электронов, как это схематически показано на рис. 13-4. На основании представления о гибридньгх орбиталях можно предсказать, что молекула ВН3 должна иметь плоскую тригональную структуру. Угол между межъядерными осями Н—В—Н, называемый валентным углом Н—В—Н, должен составлять 120°. [c.553]

На внешнем уровне атома кислорода находятся два неспаренных электрона. Орбитали их взаимно перпендикулярны, т. е. располагаются относительно друг друга под углом 90 . При образовании молекулы воды орбиталь каждого р-электрона перекрывается орбиталью 1 s-электрона атома водорода по линии осей координат в месте, обозначенном более густыми точками (рис. 14). Химические связи в этом случае должны быть направлены под углом 90°. Экспериментально найдено, что угол между связями в молекуле воды < Н—О—Н = = 104,5°, что объясняется гибридизацией орбиталей (см. 5). [c.85]

Метод молекулярных орбиталей принимает во внимание не-поделенные пары электронов и, следовательно, их вклад в наблюдаемую стереохимию комплекса. Это объясняет, например, почему угол между связями в ЫНз, равный 107° (что отвечает 5рЗ-гибридизации), уменьшается до 94° в РНз (в соответствии с возрастающим р-характером связывающих орбиталей с некоторым вкладом подходяще направленных -орбиталей). [c.41]

Озон имеет нелинейную молекулу Од с /> -гибридизацией орбиталей центрального атома О. Угол между связями составляет 117°, т. е. близок к 120° (рис. 20.2). Электрический дипольный момент этой молекулы приблизительно втрое меньше, чем у Н2О. Центральный атом О несет положительный заряд. [c.458]

Два неспаренных р-электрона в атоме расположены перпендикулярно друг к другу, поэтому угол в плоских молекулах H2S, H2Se и Н2Те близок к 90°. Вследствие отталкивания электронов валентный угол между связями в молекуле H2S несколько выше 90°. У молекул воды угол между связями значительно больше и равен 105° (рис. 2.10). Такую структуру молекулы можно объяснить, если принять, что происходит ip -гибридизация АО кислорода при образовании, воды. При этом две гибридных орбитали перекрываются орбиталями водорода. На одной орбитали остается неподеленная пара электронов, из-за отталкивания от которой других пар электронов угол между связями уменьшается со 120° до 105°. [c.53]

При образовании трех химических связей при перекрывании АО азота орбиталями водорода возникает пирамидальная структура, с валентными углами 108° (рис. 2.11). Такое значение валентного угла можно объяснить, если принять, что происходит ip -гибридизация АО азота. Три гибридные орбитали перекрываются орбиталями водорода, одна орбиталь занята неподеленной парой электронов азота. Из-за отталкивания от этой пары электронов других пар электронов угол между связями уменьшается для -гибридизации с 109°30 до 108° (см. рис. 2.11). [c.54]

Из предыдущего ясно, что эти соединения имеют с.чедующие отличительные особенности а) кристаллизация в большинстве случаев и независимо от структуры исходного металла в структурном типе Na l б) высокая температура плавления и высокая твердость в) хорошая электропроводность. В связи с этим Рандл [3] высказал предположение, что подобные свойства указывают на наличие сильных связей металл — неметалл, причем связи атома неметалла хотя и направлены октаэдрически, но не локализованы (что объясняет электропроводность). Эти соединения следует отнести к электронодефицитным, причем атом неметалла может образовать шесть октаэдрических связей двумя способами 1) используя три 2р-орбиталп (для трех пар электронов), тогда как на 25-орбитали находится электронная пара 2) используя две гибридные sp-орбитали (угол между связями 180°) и две р-орбнтали, которые ориентированы перпендикулярно гибридным орбиталям и друг другу. Шесть (октаэдрических) связей становятся затем эквивалентными за счет гибридизации. Если применить соотношения Полинга (разд. 29.3), то в первом случае связи имеют порядок V2, во втором — Использование 25-орбитали неподеленной парой электронов становится вероятным, если неметалл является достаточно электроотрицательным по отношению к металлу (на- [c.498]

Конфигурацию молекулы воды также можно представить, исходя из sp -гибридизации орбиталей атома кислорода. В этом случае полностью заполненными окажутся дне sp -орбнтали. Вследствие sp -гибридизации угол между валентными связями в молекуле воды также близок к тетраэдрическому (104,5°) (рис. 23,6). [c.109]

Гибридизация одной з- и трех р-орбиталей (8/> -гиб-ридизация) объясняет валентности углерода, кремния и германия. Угол между орбиталями соответствует углу между связями атома, находящегося в центре правильного тетраэдра, и равен 109°28. [c.238]

Молекула ЫгН4 имеет межъядерные расстояния N—N 0,147 нм, N—Н 0,104 нм и угол между связями АНЫЫ=108°. Каково состояние гибридизации орбиталей атома азота [c.43]

Молекула диоксида углерода линейная это отвечает sp-гибри-дизации атомных орбиталей углерода. Помимо а-связей, валентный угол между которыми для молекулы СО2 равен 180°, здесь осуществляется и It-связывание углерод—кислород, которое приводит к упрочнению молекулы. Молекула диоксида серы угловая тип гибридизации атомных орбиталей серы — sp . Один из углов незавершенного треугольника, отвечающего данному типу гибридизации, занимает неподелен- [c.63]

В молекуле воды угол между связями О—Н равен не 90°, как это можно было ожидать, исходя из угла между осями двух р-орбиталей атома кислорода, а приближается к тетраэдрическому (109,5°) и составляет 104,5°. Вероятно, это можно объяснить зр -гибридизацией (см. гл. 3 3.4) четырех атомных орбиталей кислорода, две из которых содержат неподеленные электронные пары, и, не являясь связывающими, лишь искажают валентный угол И—О—Н. sp -Гиб-ридизация, как отмечалось ранее, способствует более полному перекрыванию гибридной орбитали с орбиталью другого атома и, следовательно, упрочняет связь, что приводит к понижению внутренней энергии системы. Из-за sp -гибридизации всех орбиталей азота и в молекуле аммиака угол Н—N—Н близок к тетраэдрическому и равен 106,5°. Такими углами между полярными связями и значениями электрических моментов их диполей (1,51 10-2 для О—Н и 1,31 10 29Кл м для N—Н ) можно объяснить значения электрических моментов 1,84 10 2 Кл м для молекулы HjO и 1,46 х X 10 2 Кл м для молекулы NH3. [c.116]

Возникает и такой вопрос если для молекул воды и аммиака характерна 5р -гибридизация, то почему угол между связями получается значительно меньше по сравнению с тетраэдрическим Чтобы ответить на этот вопрос, обратимся к схемам строения молекул метана СН4, аммиака ЫНз и воды НаО (см. рис. 17). Как видно из рисунка 17, а, у атома углерода все четыре 5/ -гибридные орбитали заполнены свя-зываюш,ими электронными парами. У атома азота (рис. 17, б) только три 5р-гибрндные орбитали заполнены связывающими электронными парами, а четвертая 5р -гибридная орбиталь заполнена неподеленной электронной парой. У атома же кислорода (рис. 17, в) связывающими электронными парами заняты только две р -гибридные орбитали, а две другие заполнены поделенными электронными парами. Следовательно, отклонение от тетраэдрического угла (109°28 ) обусловлено действием неподеленных электронных пар, находящихся на яр -гибридиых орбиталях. У атома азота одна такая пара, поэтому угол отклонения от тетраэдрического небольшой и составляет 107,3°. У атома кислорода их уже две, поэтому угол отклонения от тетраэдрического больше и составляет 104,5°. [c.79]

Рассмотрим реальные примеры химического и кристаллохимического строения типичных неорганических веществ на основе концепции гибридизации электронных орбиталей атомов. В иолекуле аммиака атом азота подвергается -гибридизации . При этом атомы водорода занимают три вершины тетраэдра и образуются три 5—р-гибридные связи. А четвертая вершина тетраэдра занята гибридным электронным облаком, не участвующим в образовании химической связи . Однако разница в химическом строении метана и аммиака заключается и в том, что угол между связями в аммиаке меньше тетраэдрического и равен 107° (рис. 43). Таким образом, геометрическая модель молекулы аммиака представляет собой чуть искаженный тетраэдр. Дело заключается в том, что увеличение примеси -состояния в гибридной орбитали приводит [c.107]

Действительно, известны довольно простые молекулы, для которых описание с помощью гибридных орбиталей не пригодно. Например, молекулу этилена описывают как систему с 0- и я-связями между атомами углерода. Угол между связями, равный 120°, объясняют 5/5 -гибридизацией. Для несимметричного гем-дигалогенпроизводного Н2С=СХ2 можно тогда ожидать увеличения Уугла ХСХ вследствие электростатического отталкивания более электроотрицательных атомов галогена. В действительности же этого не наблюдается, а происходит даже уменьшение угла до 114°. Другой пример—угол НОН, равный 104,5°, в молекуле воды. На основании современных представлений с использованием гибридных орбиталей считают, что две неподеленные пары электронов также занимают гибридные орбитали. Однако угол между связями меньше, чем предсказываемый теорией 109° 28. Единственное объяснение этому факту, которое имеет физический смысл, состоит в предположении, что орбитали, участвующие в образовании связи, имеют больший р-характер , а орбитали неподеленных пар —больший 5-характер . Не удивительно, что многие химики находят подобное объяснение с использованием таких терминов, как з-, р-, й- и /-характер, мало удовлетворительным. [c.295]

Кох и Моффит [496] на основании расчетов по методу молекулярных орбиталей нашли, что наилучшее перекрывание между 2р-орбиталями атома углерода, связанного с сульфогруппой, и 3 -opбитaлями атома серы осуществляется в случае двух конформаций, представленных ниже (тип I и тип II). Липскомб и сотрудники [49г] определили кристаллическую структуру соединения XVI и установили, что оно обладает конформацией типа II. Гибридизация для атома азота была промежуточной между и зр , составляя зр , и длина 8 — К-связи равнялась 1,62 А (для одинарной 8 — К-связи рассчитано 1,74 А). Угол между связями для С — N — С составляет 113°, для С — N — 8 — 119°, для N — 8 — N — 113° и для О — 8 — О — 120°. Эти же авторы [49г1 провели расчеты по методу ЛКАО-МО на модели XVI, в которой метильные группы были замещены на атомы фтора (XVII), при сохранении гибридизации атома азота и общей конформации молекулы. Эта конформация типа II была сравнена с конформацией типа I, в которой была сохранена та же гибридизация по азоту, а группы ГгК повернуты на 90° вокруг N — 8-связи. Различие в суммарной орбитальной энергии показало, что конформация типа II является более устойчивой, и эта устойчивость обеспечивается -орбитальными взаимодействиями. В случае конформации типа I конкуренция между неподеленной парой электронов на азоте и неподеленной парой на кислороде за взаимодействие с -орбиталью больше, чем для конформации типа И. [c.84]

Четырехвалентные углерод и кремний образуют четыре равноценные связи, расположенные относительно друг друга под углом 109,5° и направленные к вершинам правильного тетраэдра. Поскольку ковалентность означает просто обобществление неспаренных электронов, эти элементы с конфигурацией внешнего электронного слоя s pxPy должны иметь ковалентность 2, а угол между связями должен составлять 90°. Очевидно, внешний электронный слой атомов углерода и кремния перестраивается, что приводит к возникновению четырех равноценных тетраэдрически направленных орбиталей. Этот процесс, названный гибридизацией, состоит в том, что один из спаренных внешних s-электронов переходит на р-орбиталь и три р-элек-трона смешиваются с оставшимся неспаренным s-электроном, образуя гибридизованное состояние sp . Гибридизация характерна для атомов в связанном состоянии и поэтому определяется природой других атомов или групп, связанных с центральным атомом. [c.30]

Гибридизация одной s- и трех р-орбиталей (sp -гибридизация), как уже указывалось, объясняет валентности углеродного атома. Образование sp -гибридных связей характерно также и для аналогов углерода — кремния и германия валентности этих элементов также имеют тетраэдрическую направленность. Может возникнуть вопрос — если гибридные орбитали обеспечивают большую концентрацию электронного облака между ядрами и, следовательно, более прочную связь, то почему они не возникают в НаО л NH3 На да шый вопрос следует ответить, что направленность связей в этих соединениях также можно объяснить sp -гибридизацией. Такой подход является даже более точным, чем изложенный на стр. 161 и 162. Не следует, однако, забывать, что оба подхода являются приближенными. При образовании молекулы HjO атом кислорода люжет приобретать конфигурацию наружного слоя где Ф2, Фз и — sp -гибридные волновые функции верхние индексы указывают количество электронов, занимающих данную орбиталь. Таким образом, две из четырех гибридных орбиталей атома кислорода заняты неспаренньши электронами и могут образовать химические связи угол между этими связями должен составлять 109,5°. Это значение ближе к экспериментальному (104,5°), чем величина 90°, даваемая схемой, рассмотренной на стр. 161. Однако если на стр. 161—162 пришлось объяснять отклонение теоретической величины от экспериментальной для молекулы HjO, то здесь нужно объяснить, почему углы между связями у аналогов воды HjS, HaSe и НаТе заметно отличаются от 109,5°. Это объясняется действием ряда факторов. В частности, в соединениях, содержащих большие атомы, связь слабая и выигрыш энергии в результате образования связи гибридными орбиталями не компенсирует некоторое возрастание энергии s-электронов, обусловленное их переходом на sp -гнбридные орбитали. Это препятствует гибридизации. Кроме того, как показали точные расчеты, при образовании связи Э—Н 25-орбитали кислорода (и азота) сильнее перекрываются с ls-орбиталями водорода, чем 2р-орбита-ли. Для аналогов кислорода, наоборот, сильнее перекрываются р-орбитали. Это обусловливает больший вклад s-состояний (гибридизацию) в образование химической связи в молекуле Н О, чем в ее аналогах. Поэтому валентные углы в H2S, HjSe и НаТе близки к 90°. [c.168]

Можно предположить, что углы между связями р -угле-родного атома всегда должны быть углами правильного тетраэдра, т. е. равняться 109°28 однако это справедливо только в тех случаях, когда углерод связан с четырьмя одинаковыми группами, как в метане, неопентане или тетрахлориде углерода. В большинстве же случаев величина валентного угла несколько отличается от значения для правильного тетраэдра например, в 2-бромопропане угол С—С—Вг составляет 114,2° [63]. Точно так же у 5р - и кр-атомов углерода обычно наблюдается небольшое отклонение от идеальных величин валентных углов 120 и 180° соответственно. Такие отклонения объясняются некоторыми различиями в гибридизации у кр -углерода, связанного с четырьмя различными атомами, эти четыре гибридные орбитали, как правило, неэквивалентны, т. е. каждая из них не содержит в точности 25 %, 5- и 75% р-электронов. Поскольку в большинстве случаев четыре атома или группы имеют разную электроотрицательность, каждый из них предъявляет свои требования к электронам углерода [64]. Чем больше электроотрицательность заместителя, тем больший р-характер проявляет атом углерода например, в хлорометане связь С—С1 имеет р-характер более чем на 75 % и за счет этого р-характер остальных трех связей понижен, так как имеются всего три р-орбитали (и одна ), которые должны быть поделены между четырьмя гибридными орбиталями [65]. В напряженных молекулах валентные углы могут очень сильно отклоняться от идеальных значений (разд. 4.23). [c.37]

Далее проводят гибридизацию орбиталей. Математически рассчитаны различные комбинации 8- и р-орбиталей, и найдены смешанные гибридные) орбитали с наибольшей степенью направленности. Чем больше атомная орбиталь сконцентрирована в направлении связи, тем больше перекрывание и тем прочнее связь, которую она может образовать. Расчеты приводят к трем очень важным результатам а) лучшая гибридная орбиталь имеет значительно более направленный характер, чем 8- или р-орбиталь б) четыре лучшие орбитали точно эквивалентны друг другу в) эти орбитали направлены к углам правильного тетраэдра — расположение, при котором орбитали максимально фалены друг от друга (вспомните принцип запрета Паули). Угол между двумя орбиталями тетраэдрический и равен 109,5° (1,911 рад) (рис. 1.5). [c.19]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология