Атомная орбиталь длины связи

Резонансный интеграл характеризующий энергию взаимодействия между атомными орбиталями, зависит от расстояния между атомами. Поэтому в методе Хюккеля принимают, что для несоседних атомов резонансный интеграл равен нулю при ( х —v)>l или ([X — )<1 Яцv = 0 Для связанных (т, е, соседних) атомов резонансный интеграл имеет определенную величину. Если считать, что все длины связей между атомами углерода одинаковы, то значения различных // lv будут сравнительно близки. Поэтому в методе Хюккеля принимают все Уцv одинаковыми и равными Р [c.33]

В алмазе все атомы углерода образуют друг с другом по четыре а-связи, углы между которыми составляют по 109° из-за sp -гибридизации атомных орбиталей. Вследствие этого все атомы, образующие толщу алмаза, связаны сетью ковалентных связей длиной 0,154 нм в одну трехмерную макромолекулу (см. рис. 32, а). Это придает алмазу наивысшую твердость, высокое лучепреломление. Он не проводит электрический ток (см. табл. 24), электризуется при трении химически инертен (кислотоупорен), при прокаливании в кислороде окисляется до СОг. При нагревании свыше 2000°С (без доступа воздуха) превращается в графит. По типу гибридизации атомных орбиталей, участвующих в связях, алмаз родствен насыщенным углеводородам — гомологам метана СН4. [c.273]

Количество взаимодействующих атомных орбиталей не влияет на ширину зоны, а определяет лишь плотность ее заполнения электронами. Ширина энергетических зон в твердых телах существенно зависит от внутренней структуры их кристаллов. Эта зависимость тесно связана с волновой природой движения электронов. Перемещаться по кристаллу способны лишь те электроны, длины волн которых не укладываются целое число раз между узлами кристаллической решетки. Электроны с длиной волны, равной (2а//г), где а — постоянная решетки, будут находиться в кристалле в условиях замкнутого отражения и не способны переносить энергию. [c.83]

Все экспериментальные данные о длинах связей, углах между связя.ми, об энтальпиях и частотах колебаний связей, а также об их полярности могут быть объяснены на основе представления о том, что один или несколько электронов способны одновременно притягиваться более чем к одному ядру и располагаться на взаимопроникающих, или перекрывающихся, атомных орбиталях. Прочные связи возникают в тех случаях, когда осуществляется значительное перекрывание нескольких орбиталей (кратные связи) или когда велика степень перекрывания между конкретной парой орбиталей. Прочные связи характеризуются малой длиной и высокими частотами колебаний. Большая полярность связи указывает на то, что электроны неодинаково притягиваются ядрами атомов, образующих данную связь. У полярных связей электроны в среднем располагаются ближе к одному ядру, чем к другому. Обычно это соответствует упрочению связи и уменьшению ее длины но сравнению с неполярной связью. [c.477]

Между атомами С могут возникать прочные связи, так как малые размеры электронной оболочки благоприятствуют хорошему перекрыванию атомных орбиталей соседних атомов углерода. Благодаря этому углерод обладает уникальной способностью образовывать из одинаковых атомов длинные цепочки, составляющие углеродный скелет бесчисленных молекул органических веществ. [c.105]

Следовательно, чтобы молекула Нз реально существовала, необходимо, чтобы силы притяжения и отталкивания уравновешивали друг друга. При этом условии происходит взаимное перекрывание атомных орбиталей с антипараллельными спинами электронов. В области перекрывания, которое находится между ядрами, возникает повышенная электронная плотность. Она притягивает к себе оба ядра атомов водорода. При этом образуется достаточно прочная молекула, так как такое состояние отвечает минимуму энергии и определенной длине связи (рис. 9). [c.62]

Прочность атомной связи, характеризуемая ее длиной и энергией, зависит от степени взаимного проникновения валентных атомных орбиталей взаимодействующих атомов. С увеличением размеров атомных орбиталей полнота их взаимного перекрывания уменьшается для s-орбиталей — от водорода к литию, от лития к натрию и т. д. для /5-орбиталей — от хлора к брому, от брома к иоду. Из этого следует, что электронная плотность между ядрами атомов уменьшается и прочность связи падает. Это подтверждено экспериментальными данными (табл. 7). [c.76]

В ковалентных и металлических связях происходит сильное перекрывание внешних атомных орбиталей, поэтому атомные радиусы приближенно будут радиусами этих внешних орбиталей. Атомные радиусы [42] эмпирически получены из межатомных расстояний. Например, расстояние С—С в алмазе равно 1,54 А, расстояние Si—Si в дисилане равно 2,34A и т.д. Согласованность этого приближения показана на примере соответствия длин связей Si—С, определяемых экспериментально и рассчитываемых из соответствующих атомных радиусов. Межатомные расстояния заметно зависят от координации. Обычно с уменьшением координационного числа связи укорачиваются. Для координаций 8, 6 и 4 длины связей становятся короче на 2, 4 и 12% соответственно по сравнению с координацией 12. [c.453]

Значения длин связей, вычисленные в последние годы с помощью современных уточненных квантово-механических методов расчета молекулярных и атомных орбиталей, оказались очень близки результатам, полученным экспериментальным путем. [c.18]

Н, из атомов водорода. Каждый водородный атом имеет один электрон, который занимает 15-орбиталь. Как уже говорилось, эта 15-орбиталь имеет форму шара с атомным ядром в центре. Для образования связи два ядра должны быть сближены настолько, чтобы могло произойти перекрывание атомных орбиталей (рис. 1.3). Для водорода система наиболее стабильна в том случае, когда расстояние между ядрами составляет 0,74 А (7,4-10 нм) это расстояние называется длиной связи. При этом расстоянии стабилизующий эффект перекрывания точно уравновешен отталкиванием между одинаково заряжен- [c.17]

Из приведенных примеров видно, что ковалентная связь образуется в результате перекрывания двух атомных орбиталей с образованием орбитали связи, занимаемой парой электронов. Каждая ковалентная связь, характеризуется своей длиной и прочностью. [c.18]

Таким образом, ковалентные связи могут быть охарактеризованы не только длиной связи и энергией диссоциации, но также и углом между связями. Эти углы связей могут быть соответствующим образом связаны с расположением атомных орбиталей (включая и гибридные орбитали), участвующих в [c.20]

ПЯТЫЙ длинный период отличается от четвертого общим уменьшением электроотрицательности, усилением металлических и ослаблением неметаллических свойств. Это обусловлено ростом главного квантового числа валентных электронов и, соответственно, уменьшением энергии связи внешних электронов с ядром и увеличением размеров внешних атомных орбиталей. В целом же картина повторяется период начинается з-элементами - активными металлами рубидием и стронцием, затем следует вставная декада -элементов - второй переходный ряд элементов от иттрия до кадмия и завершается период р-элементами от индия до ксенона. [c.239]

Согласно электронной структуре, уменьшение длин связей в молекуле ацетилена объясняется повышенным 5-характером атомных орбиталей углерода в этой молекуле. Поскольку атомы углерода, образующие тройную связь, находятся в состоянии 5/ -гибридизации, 5-характер их орбиталей достигает 50% (против 25% в молекулах алканов). [c.310]

По методу МО ЛКАО в наиболее простой моле- куле — молекуле водорода На— электроны могут занимать одну связывающую и одну разрыхляющую-орбиталь. Для связывающей орбитали характерна осевая симметрия, а для разрыхляющей — узловая плоскость. В общем случае ординарные связи могут возникать вследствие взаимодействия таких АО, как 5—3, 5—р, р—р, 8—й и т. д. Связывающая МО возникает, если совпадают по фазе суперпозиции двух взаимодействующих АО при равновесной длине связи. Если взаимодействуют две не совпадающие по фазе-АО, то образуется разрыхляющая МО. Аналитическое выражение АО получают решением уравнения Шре-дингера, которое представляют в виде произведения радикальной функции на функцию, зависящую от угловых переменных. Следовательно, если электрон занимает заданную АО, то это указывает на то, что его поведение описывается волновой функцией, которая является решением уравнения Шредингера, и состояние его определяется квантовыми числами п, I, т и з. Число п называют главным, I—азимутальным, т — магнитным и 5 — спиновым квантовыми числами. Атомные орбитали в соответствии со значениям / = О, 1, 2, 3, 4. .. обозначаются как з, р, д., I, д. .. С учетом этих обозначений для атома водорода АО обозначается как 15. Однако физическое содержание имеет не сама АО, а квадрат волновой функции, который определяется как плотность вероятности обнаружения электрона в заданной области г ) Пространственное изображение плотности вероятности получают так. На радиусе-векторе выбирается точка, расстояние которой от начала координат равно модулю ф-функции при значениях углов 0 и ф, задаваемых этим радиусом-вектором. Полученные значения будут определять плотность- [c.25]

Для осуществления химической реакции между ароматическим углеводородом и олефином, приводящей к перестройке атомных и молекулярных орбиталей, молекулы олефина или ароматического углеводорода следует предварительно активировать с тем, чтобы возникли заполненные орбитали с более высокой энергией — объект электрофильной атаки — или вакантные орбитали с более низкой энергией — объект нуклеофильной атаки. Так, молекула пропилена может активироваться при соударении с сильно нагретыми стенками сосуда и при взаимодействии с каталитическими центрами, облучении, переводящем молекулу в возбужденное состояние, либо другими способами. При таком возбуждении связывающей л-орбитали двойной связи она перейдет в состояние разрыхляющей л-орбитали (рис. 9). На рисунке показано, что при возбуждении молекулы на катализаторе электроны л-МО из основного состояния переходят в л -МО — в возбужденное состояние. На такое возбуждение тре- буется энергия +Е. Возможно, что эти орбитали будут дважды вырожденными, тогда, согласно правилу Гунда, на каждой разрыхляющей орбитали будет располагаться по одному электрону. Длина связей [c.58]

Рассмотрим образование ковалентной химической связи между двумя атомами водорода (Н и Н ). При сближении атомов водорода между ними возникают разные виды взаимодействия отталкивание между ядрами, отталкивание между электронами, притяжение каждого из электрона к ядрам. Следо-вате. 1ьно, чтобы молекула реально существовала, необходимо, чтобы силы притяжения и отталкивания уравновешивали друг друга. При этом условии происходит взаимное перекрывание атомных орбиталей с антипараллельными спинами электронов. В области перекрывания, которое находится между ядрами, возникает повышенная электронная плотность. Она притягивает к себе оба ядра атомов водорода. При этом образуется достаточно прочная молекула, так как такое состояние отвечает минимуму энергии и определенной длине связи (рис. 8). [c.70]

Г = 1 атомные единиць.1 (1 атомная единица длинй равна = 0,529 А), на которой вероятность обнаружения электрона всюду равна нулю. Плотность вероятности принимает максимальное значение на расстоянии 4 атомных единиц от ядра, что совпадает с радиусом боровской орбиты при и = 2. Электрон на 2 -орбитали может быть с большой вероятностью обнаружен на расстояниях от ядра ближе или дальше чем г = 2, но на поверхности сферы с радиусом г — 2 вероятность его обнаружения точно равна нулю (рис. 8-20). 3 -Орбиталь имеет две такие сферические узловые поверхности, а 4 -орбиталь-три. Однако эти особенности не играют столь важной роли при объяснении химической связи, как то обшее свойство [c.369]

В рабочий язык химии прочно вощли льюисовы представления и элек-тронно-точечные структурные формулы. Если известна льюисова структура молекулы, можно кое-что сказать об устойчивости, порядке, энергиях и длинах связей этой молекулы. А если воспользоваться методом ОВЭП, часто удается предсказать и геометрическое строение молекулы. В данной главе будет показано, что можно продвинуться еще дальще в определении электронного строения молекул, исходя из рассмотрения пространственной направленности и энергии валентных атомных орбиталей, принимающих участие в образовании химической связи. Этот более глубокий метод анализа известен под названием теории молекулярных орбиталей. [c.509]

Литий. Атом лития имеет один валентный электрон, поэтому молекула может иметь не больше двух связывающих электронов. Эти электроны спарены на низшей доступной для них молекулярной орбитали, о,. Следовательно, в молекуле Li2 имеется одна ковалентная связь. Длина этой связи (2,67 А) превышает длину связи в молекуле Н2 (0,74 А), потому что в молекуле лития связь образуется более протяженными атомными орбиталями сп = 2, анесп = 1. По этой же причине связь в слабее, чем в Н2 энергия связи в 2 равна ПО кДж мoль , а в Н2-432 кДж моль Ч Ядра атомов лития расположены дальше друг от друга, электронное облако распределено в большем объеме и силы притяжения между электронами и ядрами соответственно ослаблены. [c.525]

Гибридные орбитали атомов углерода, пере- углерода, крываясь с такими же орбиталями других атомов углерода и с 15-А0 атомов водорода, образуют жесткий скелет молекулы из 3-х связей С-С и 6-ти связей С-Н. Оставшиеся 4 электрона каждого из атомов углерода описываются атомными орбиталями р-типа, контуры которых располагаются над и под плоскостью, образованной всеми ядрами молекулы. Экспериментальные данные показывают, что связи С(1)-С(2) и С(з)-С(4) несколько короче (длина [c.147]

Сокращение длины связей 81—О и 81—С1 можно объяснить исходя из валентных возможностей атомов кремния, хлора и кислорода. Известно, что атом кремния, валентное состояние которого описывается Ззр -гибридизацией, обладает акцепторными свойствами. У него все Зй-орбитали вакантны. Атомы кислорода и хлора обладают донорными свойствами. Они имеют неподеленные пары электронов.В процессе образования ЗЮЦ, 81(ОСгН5)4 и других подобных молекул неподеленная пара электронов донора переходит на Зй-орбиталь акцептора, которая становится общей как для донора, так и для акцептора. В результате этого возникает дополнительная связь между ними. Логично считать, что в подобных молекулах ковалентные связи атома 81 с атомами О или С1 усилены донорно-акцепторным взаимодействием. При такой двоесвязности сумма атомных радиусов близка к экспериментальному значению. Таким образом, наблюдаемое укорочение связей 81—0, 51—С1 и 81—С теоретически обосновано. Эти примеры показывают, что предсказать заранее значение той или иной длины связи не всегда возможно. Следовательно, экспериментальное определение геометрических параметров молекул является задачей весьма актуальной. С другой стороны, при интерпретации опытных значений длин связей необходим учет всех валентных возможностей взаимодействующих атомов. [c.212]

Направленный характер р-орбиталей способствует гораздо лучшему перекрыванию. Экспериментально установлено, что для гибридных орбиталей, образованных из 5- и р-атомных орбиталей, наибольшее перекрывание достигается при гибридизации типа зр. В табл. 9 приведены данцые для длин и энергий связей С—Н в различных соединениях. [c.110]

В двухзтомнои молекуле, соответствует группе Сооо. Вырождение атомных энергетических уровней в молекуле частично снимается, как при эффекте Штарка. Уровни с нулевыми значениями квантового числа т являются невырожденными, а уровни с большими значениями т — дважды вырожденными. Направление молекулярной оси определяет ось квантования г следовательно, орбитали с нулевым значением квантового числа т должны быть ориентированы вдоль этой оси. Чем больше значения т для других орбиталей, тем большие углы образуют максимумы их распределения с молекулярной осью. При межъядерных расстояниях порядка длины связи перекрывание, а значит, и взаимодействие орбиталей, больше всего направленных [c.226]

Эта новая связывающая молекулярн ая орбиталь носит название л-орбитали, а находящиеся на ней электроны называются л-электронами. Образованная таким образом новая связь, называемая я-связью, сближает атомы углерода (длина связи С —С в этилене равна 1,33 А, тогда как длина связи С—С в этане составляет 1,54А). Боковое перекрывание атомных р-орбиталей, обусловливающее образование я-связи, значительно менее эффективно, чем перекрывание вдоль главных осей, имеющее место при образовании а-связи, в связи с чем я-связи оказываются значительно менее прочными, чем а-связи. Это проявляется, в частности, в том, что энергия двойной углерод-углеродной связи [c.24]

К связыванию электрона на 2р-орбитаЛи, он будет изменяться при пере-ходе от углерода к гетероатомам в л-системе параллельно разнице в электроотрицательностн между ними, В рассматриваемом случае, когда все атомы представляют собой атомы углерода, кулоновский интеграл считается постоянным. Резонансный интеграл р относится к энергии электрона в поле двух или более ядер и зависит от степени перекрывания атомных орбиталей в том смысле, что он предполагается равным пулю, если ядра разведены па расстояние, превышающее нормальную длину связи. Как а, так н (> — отрицательные числа. [c.33]

Длина связей в соединениях переходных элементов. Было отмечено, что для соединений переходных элементов некоторые длины связи, рассчитанные методами квантовой химии, не согласуются с экспериментальными данными [23, 33]. Поскольку расчет дает равновесную структуру, ожидалось, что вычисленные длины связей будут меньше соответствующих экспериментальных значений. Эксперимент проводился при повышенных температурах, которые активизируют валентные колебания, что в свою очередь ведет к некоторому удлинению связей. Д.ия МпС сравнение таково экспериментальная длина связи, полученная электронографически, равна 2,205 (5) А [16], а теоретические результаты заключены в интервале 2,267-2,294 А они получены с хорошими базисными наборами [23]. Интересно, что более грубые теоретические оценки с минимальными базисами давали величины 2,149-2,208 А, лучше согласующиеся с экспериментальными. Высококачественный теоретический расчет [33] для молекулы ферроцена, (С5Нз)2ре, приводит к расстоянию металл-кольцо, равному 1,89 А, а экспериментальные данные таковы 1,66 А (электронография [34]), 1,64 А (нейтронография [35] и 1,65 А (рентгеноструктурный анализ [36]). Трудно найти объяснение такому расхождению, но одной из возможных причин может быть выбор базисного набора, т.е. тех атомных орбиталей, которые используются для построения МО [33]. [c.310]

Как следствие делокалнзацин молекулярных орбиталей по многим (возможно, даже всем) атомным центрам молекулы может не существовать достаточно четкой взаимосвязи между молекулярными орбиталями химически родственных молекул. Например, не очевидно, что орбитали метана аналогичны орбиталям этана или циклогексана. Однако имеется масса химических и физических данных, которые указывают на большое сходство связей СН в этих соединениях. Для углеводородов длина связи СН всегда составляет примерно 1,06 А, ее силовая постоянная, как правило, порядка 500 Н м , а энергия, необходимая для разрыва связи, равна приблизительно 400 кДж-моль . Аналогично всегда приближенно постоянны длина, силовая постоянная [c.166]

Интеграл а, называемый кулоноеским интегралом, представляет собой энергию электрона на С2/ -орбнтали. Если рассматривать лишь чисто углеродные системы, то иредположеине, что для всех атомов Щ одинаковый, является хорошим приближением при введении в молекулу 7т -системы гетероатома а уже не является постоянной величиной. Интеграл р обьшно назьшают резонансным интегралом. Он представляет собой энергию взаимодействия двух атомных орбиталей на соседних атомах ] и к. Предположение, что интеграл р всегда одинаков, довольно сомнительно, так как в сопряженных углеводородах степень взаимодействия двух АО может сильно меняться. Например, в бутадиене (рис. 1.23) взаимодействие между первьш и вторым атомами углерода будет ршьш, чем взаимодействие между двумя внутренними атомами, так как длины связей между этими атомами сильно различаются. [c.59]

Существуют два различных способа образования связывающих орбиталей из р-орбиталей. Если лепестки р-орбиталей направлены вдоль межъядерной оси, то образуются две а-орбитали. В противоположность другим волновым функциям волновая функция связывающей орбитали отрицательна. Если лепестки р-орбиталей перпендикулярны межъядерной оси (ру и pz), то они могут перекрываться сбоку и образовывать я-орбитали. Орбиталь Яи2р способствует связыванию, потому что она соответствует электронной плотности, которая сближает два ядра, даже если она находится не на межъядерной оси. Образуются две связывающие (ям2р) и две разрыхляющие (я 2р) орбитали, поскольку на двух ядрах имеются две руорбитали и две рг-орбитали. Таким образом, из шести 2р-орбиталей на двух ядрах образуется шесть молекулярных орбиталей три связывающие и три разрыхляющие. Орбитали с еще более высокой энергией могут образовываться из атомных орбиталей 2s, Зр, 3d и т. д., но мы рассмотрим этот процесс лишь в той мере, в какой это необходимо для обсуждения гомоядерных двухатомных молекул от Нг до Ыег- Этот простой метод молекулярных орбиталей позволяет выяснить, в каких случаях образуются устойчивые молекулы, и дает некоторую информацию об относительных значениях энергии связей и длины связей. [c.438]

Электронная структура молекул может быть рассмотрена при помощи принципа построения (разд. 12.25), который применяется при объяснении периодической таблицы. Следуя принципу Паули, согласно которому на одной орбитали могут находиться только два электрона, электроны размещаются по орбиталям, начиная с самой низкой. Для оценки относительных энергий различных молекулярных орбиталей гомоядерных двухатомных молекул удобна корреляционная диаграмма, приведенная на рис. 14.8. При построении этой диаграммы предполагалось, что два удаленных друг от друга атома в указанном электронном состоянии сблил<аются до тех пор, пока их ядра не совпадут, другими словами — до тех пор, пока не образуется объединенный атом с удвоенным зарядом ядра. Диаграмма на рис. 14.8 основана на том представлении, что энергия орбиталей изменяется гладко при переходе от разделенных атомов к объединенным. Абсцисса представляет собой длины связей гомоядерных двухатомных молекул. При проведении линий к объединенному атому следовали принципу, согласно которому молекулярные орбитали с данным угловым моментом соединяются с атомными орбиталями объединенного атома с тем же угловым [c.438]

При известных длинах ординарных связей СМ и СО с различными гибридизациями атомных орбиталей можно получить зависимости между тс-порядком СМ и СО и изменением их длин только за счет тс-электронов (тс-электронное укорочение). Эти зависимости вместе с зависимостью для связи С-С представлены на рис. П.4-П 6 (кривые П). Из 8-образного характера кривых П следует, что длины трех рассматриваемых связей неодинаково чувствительны к изменению тс-порядка от О до 2,0. Увеличение л-порядка в интервале 0-0,3 вызывает небольшие сокращения длин связей (< 0,01 А), укладывающиеся в пределы экспериментальных ошибок Длины связей СС, СМ и СО наиболее чувствительны к тс-порядку при Изменении его в области 0,3-1,0 (-0,14 А), причем зависимость здесь практически линейна Изменение тс-порядка от 1,0 до 2,0 привсэдит к значительно меньшим укорочениям связей, чем от О до 1,0 (-0,03 А). Обращает внимание близость для трех связей кривых тс-электронного укорочения. Если совпадение не случайно, то оно свидетельствует об изоэлектрон-ности тс-связей СС, СМ и СО В этом случае аналогия не должна ограничиваться только межатомными расстояниями, а проявляется также между теми свойствами рассматриваемых связей, которые в основном определяются тс-электронным слоем К таким свойствам прежде всего относятся [c.147]

Требование планарности ароматического цикла вытекает из необходимости параллельности осей атомных / -орбиталей для их эффективного перекрывания (топология Хюккеля, подробнее см. гл. 25, ч. 3). В плоских ароматических углеводородах длины углерод-углеродной связи существенно отличаются от межатомного расстояния в соединениях с локализованными углерод-угле-родными связями. Напомним, что дпина простой связи между атомами углерода в зависимости от типа гибридизации составляет - Су 1,544 А (в алмазе и алканах). Су - Су 1,504 А (в пропилене), Су-Су 1, 466 А (в бутадиене-1,3) и 1,475 А (в цик-л ооктатетраене). [c.363]

Так же как тетраэдрическая гибридизация оказалась необходимой для описания тетраэдрического состояния, для описания этиленоподобного состояния нужна тригональная гибридизация. Из экспериментальных данных известно, что в этилене все шесть атомов лежат в одной плоскости и значения углов не сильно отличаются от 120°. Поэтому связь в такой молекуле должна иметь следующий характер [157] (рис. 8.6). Орбитали двух атомов углерода А и В гибридизованы тригонально, причем орбитали А1 и В1 перекрываются орбитали Лг, Аз, В2 и В3 перекрываются с четырьмя соответствующими водородными орбиталями. Это дает шесть а-связей остаются, кроме того, две несмешанные атомные орбитали атомов Л и В. Эти орбитали перекрываются, что приводит к образованию я-связи, как изображено на рис. 4.9. Данные соображения позволяют написать формулу Н2С = СН2 и сделать заключение, что двойная связь С = С образуется в результате суперпозиции а-орбитали, образованной двумя тригональными АО, и я-орбитали, образованной двумя рг-АО. Такая трактовка приводит непосредственно к двум важным выводам. Прежде всего, чтобы связь была возможно сильнее, перекрывание несмешанных орбиталей р должно быть максимальным. Это требует, чтобы молекула была плоской и длина связи С = С (1,34 А) была короче, чем в случае простой связи (1,54 А). Далее, из нашей трактовки следует, что [c.217]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология