Строение электронных оболочек атома и периодический закон Д.И. Менделеева

Размещено на http://www.allbest.ru/

Строение электронных оболочек атома и периодический закон Д.И. Менделеева

План

1. Развитие представлений о строении атома

2. Квантовые числа

3. Электронные формулы и электронно-структурные схемы атомов

1. Развитие представлений о строении атома

До конца 19 века атом считался конечной неделимой частицей материи. Однако в конце 19 века были сделаны следующие открытия:

открытие катодных лучей (1879 г.);

открытие радиоактивности (1896 г.);

рентгеновских лучей (1895 г.);

электролиза и фотоэлектрического эффекта;

открытие электрона (1897 г.).

Все эти открытия свидетельствовали о том, что атом - это сложная частица и состоит из более мелких частиц. Поэтому был предложен ряд моделей строения атома.

Модель атома Томсона (1903 г.).

По Томсону атом состоит из положительного заряда, равномерно распределенного по всему объему атома. Этот положительный заряд нейтрализуется электронами, которые колеблются внутри этого положительного заряда.

Эта модель была опровергнута опытами Резерфорда, который создал ядерную модель атома.

Ядерная модель атома Э.Резерфорда (1911 г.).

Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. В ядре находится подавляющая часть массы атома (93-99%). Размеры ядра очень малы по сравнению с размерами атома в целом: диаметр атома равен примерно 10^-10 м, а диаметр ядра равен 10^-15 - 10^-14м. Вокруг ядра вращаются электроны по электронным орбитам подобно тому, как планеты вращаются вокруг Солнца (поэтому эта модель еще называется планетарной).

Эта модель была усовершенствована Нильсом Бором (Дания).

Модель атома Бора (1913 г.).

Нильс Бор создал модель атома. Основные положения теории Бора следующие:

Электрон в атоме может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определенным круговым орбитам, которые называются стационарными.

Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает и не поглощает энергии.

Поглощение или излучение атомом энергии происходит только при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом энергия испускается или поглощается в виде кванта электромагнитного излучения.

Следующим этапом в развитии теории строения атома явилась квантовая механика, которая изучала движение микрочастиц (электрон, фотон, нейтрон и др.).

Основным положением квантовой механики является корпускулярно-волновая двойственность микрочастиц (электрона, фотона, нейтрона и других маленьких частиц), т.е. микрочастица обладает и свойствами частицы, и свойствами волны.

Впервые корпускулярно-волновая двойственность была доказана для света. С одной стороны свет состоит из микрочастиц (фотонов), переносящих кванты энергии. С другой стороны свет распространяется как волна и характеризуется длиной волны л. Явления дифракции и интерференции света доказывают его волновую природу. В то же время свет обладает массой, энергией, давлением, вызывает фотоэффект, т.е. проявляет свойства частицы.

Энергия фотона выражается уравнением Планка (1900 г.):

Е = h · ,

где h - постоянная Планка,

- частота колебания света.

В то же время фотон с энергией Е обладает и массой "m" в соответствии с уравнением Эйнштейна (1905 г.), которое справедливо как для макротел (больших тел), так и для микрочастиц:

Е = mс²,

где с - скорость света.

Отсюда получаем: h = mс².

Так как = с/ (где - длина волны света), то получим: h с/ = mс². После сокращений получим:

= h/mс (1)

В 1924 г. Луи де Бройль предположил, что корпускулярно-волновые свойства имеют не только фотоны света, но и все микрочастицы (в том числе и электрон). Поэтому для электрона можно записать уравнение, аналогичное уравнению (1):

= h/mх (2) - уравнение де Бройля.

Согласно этого уравнения, микрочастице (например, электрону) массой “m” и движущейся со скоростью х, соответствует волна длиной . Другими словами: каждая движущаяся микрочастица одновременно обладает свойствами волны.

Предположение де Бройля о наличии у электрона волновых свойств была подтверждена на опыте, когда в 1927 г. было установлено для электрона явление дифракции, причем длина волны электрона совпадала с рассчитанной по уравнению де Бройля и равна 10^-10 м, т.е. соизмерима с размерами атомов.

В 1926 г. австрийский физик Э.Шредингер предложил волновое уравнение:

(²/х²) + (²/у²) + (²/z²) + (8²m/h²) (E - U) = 0,

где - (ПСИ) - волновая функция, описывающая волновое движение электронов в атоме,

х, у, z - координаты трехмерного пространства,

h - постоянная Планка,

m - масса электрона,

Е - полная (общая) энергия электрона,

U - потенциальная энергия электрона.

Таким образом, волновое уравнение Шредингера связывает волновую функцию с энергией электрона Е и с координатами электрона в атоме (х, у, z). Волновая функция соответствует амплитуде волны (но до конца физический смысл не установлен),поэтому может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Важный физический смысл имеет квадрат волновой функции, а именно ² · ДV - это произведение представляет собой вероятность нахождения электрона в малом объеме атома ДV. Решая уравнение Шредингера, можно для данного значения энергии электрона Е и заданных значений х, у, z рассчитать значение , а значит и ², т.е. найти вероятность нахождения электрона в данной точке атома с координатами х, у, z. Рассчитывая при других значениях энергии Е, можно описать движение электрона в атоме.

Корпускулярно-волновую двойственность электрона объясняет установленный В.Гейзенбергом (1927 г.) принцип неопределенности: невозможно одновременно точно определить местонахождение (координату х) электрона и его скорость v, т.е. Дх • Дх ? h/m, т.е. произведение неопределенностей координаты Дх и скорости Дх никогда не может быть меньше h/m, т.е. некоторой постоянной величины (где m - масса электрона, h - постоянная Планка).

Чем точнее определены координаты электрона в атоме (т.е. чем меньше неопределенность Дх), тем менее точно определена скорость х электрона (т.е. больше Дх) и наоборот. Так, если положение электрона определено с точностью Дх = 10^-12 м, т.е. довольно точно, то неопределенность в скорости Дх будет равна 58 000 км/сек (при скорости электрона примерно 2000 км/сек), т.е. ошибка в определении скорости в 29 раз больше, чем сама скорость, поэтому скорость мы не определили.

На основании принципа неопределенности характер движения электрона в атоме не может быть точно установлен. Поэтому представления об электроне только как о материальной точке, движущейся в атоме по определенным орбитам (с точки зрения ядерной модели атома Э. Резерфорда), неправильно. Правильнее рассматривать лишь вероятность нахождения электрона в том или ином месте атома (и эта вероятность пропорциональна ш²). Поэтому рассматривают изображение электрона “размазанного” (распределенного) по всему объему атома в виде электронного облака. Чем плотнее расположены точки в том или ином месте атома, тем больше величина ш² Дх, т.е. больше вероятность нахождения электрона в этом месте атома, тем больше плотность электронного облака.

Таким образом, электронное облако - это модель, описывающая состояние электрона в атоме с точки зрения квантовой механики. Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно пребывание электрона в атоме, называется атомной орбиталью.

2. Квантовые числа

Для энергетической характеристики электрона в атоме необходимо указать значения четырех квантовых чисел: главного, побочного, магнитного и спинового квантовых чисел. Разберем их в отдельности.

Главное квантовое число “n” характеризует энергию электрона в атоме, размеры электронного облака и его удаленность от ядра. Оно принимает значения целых чисел, т.е. n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7...

Состояние электрона в атоме, которое характеризуется определенным значением главного квантового числа “n”, называется энергетическим уровнем электрона в атоме. Если n = 1, то электрон находится на первом энергетическом уровне; если n = 2, то на втором уровне и т.д. При этом чем больше значение “n” (т.е. больше номер энергетического уровня), тем больше энергия электрона в атоме, тем больше размер электронного облака, а значит больше облако удалено от ядра.

Номер главного квантового числа “n” совпадает с номером периода, в котором находится данный элемент в таблице Д.И.Менделеева.

Побочное (или орбитальное) квантовое число “l” характеризует форму электронного облака. Оно принимает значения целых чисел от 0 до (n - 1), т.е. l = 0, 1, 2, 3... (n -1).

Cостояние электрона в атоме, которое характеризуется определенным значением побочного квантового числа l, называется энергетическим подуровнем электрона в атоме. Если 1 = 0, то это s-подуровень, если l = 1, то р-подуровень и т.д. s-электронное облако имеет форму шара, р-электронное облако имеет форму гантели или объёмной восьмерки.

Таким образом, “l” характеризует форму электронного облака и распределение электронов данного энергетического уровня по подуровням. Число подуровней на данном уровне равно номеру этого уровня, т.е. на первом уровне - один s-подуровень, на втором уровне - два подуровня (s- и р-подуровни), на третьем уровне - три подуровня (s, p, d - подуровни) и на четвертом уровне - четыре подуровня (s, p, d, f - подуровни).

Магнитное квантовое число m_l (или просто m) характеризует расположение орбиталей (электронных облаков) в пространстве. Оно принимает значения всех целых чисел от - 1 до +1, включая ноль. Магнитное квантовое число m_l характеризует число орбиталей в данном подуровне. Так, если S - подуровень (l = 0), то m_l = 0, т.е. принимает одно значение. Это значит, что на s-подуровне находится одна s-орбиталь. Если l = 1 (т.е. р - подуровень), то m_l = -1, 0, +1, т.е. принимает 3 значения. Это значит, что на р-подуровне находится 3 орбитали: одна орбиталь расположена по оси х, другая - по оси у и третья орбиталь - по оси z.

Если l = 2 (т.е. d - подуровень), то m_l = -2, -1, 0, +1, +2, т.е. на d - подуровне 5 орбиталей. Аналогично на f - подуровне (l = 3) будет 7 орбиталей.

Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями квантовых чисел n, l, m_l называется атомной орбиталью. Например, 2 р_х - орбиталь - это состояние электрона в атоме, для которого

n = 2, l = 1 и m_l = +1.

4) Спиновое квантовое число m_s (или просто S) характеризует вращение электрона вокруг собственной оси (электрон может вращаться вокруг своей оси или по часовой стрелке или против часовой стрелки). Поэтому m_s принимает только два значения: +1/2 или -1/2. Графически спин электрона обозначается стрелкой. Обоначение v^ показывает, что это два электрона с антипараллельными спинами, т.е. у одного электрона m_s = +1/2, а у другого электрона m_s = -1/2.

Электроны с параллельными спинами обозначаются ^^. У этих электронов m_s или +1/2 или у обоих электронов m_s = -1/2.

атом электрон оксид химический

3. Электронные формулы и электронно-структурные схемы атомов

Электроны в атоме распределяются в соответствии со значениями их четырех квантовых чисел и с учетом следующих правил (или принципов):

1) Принцип Паули (1925 г.). В атоме не может быть даже двух электронов, у которых все четыре квантовых числа (n, l, m_s, m_l) были бы одинаковыми.

Из принципа Паули следует, что на одной атомной орбитали, которая характеризуется определенными значениями n, l, m_l может находиться не более двух электронов с антипараллельными спинами ^v (т.е. у одного электрона m_s = +1/2, а у второго электрона m_s = -1/2).

2) Правило Хунда. При устойчивом (невозбужденном) состоянии атома абсолютное значение суммарного спина электронов в пределах энергетического подуровня должно быть максимальным (т.е. орбитали данного подуровня заполняются сначала неспаренными электронами).

Например, возьмем р-подуровень, на трех орбиталях которого надо разместить три электрона. Это можно сделать тремя способами:

Абсолютное значение суммарного спина равна:

а) ¦^¦^¦^¦ а) ¦1/2 + 1/2 + 1/2¦ = 3/2

б) ¦^¦v¦^¦ б) ¦1/2 - 1/2 + 1/2¦= 1/2

в) ¦^v¦^¦ ¦ в)¦1/2 - 1/2 + 1/2¦= 1/2.

Абсолютное значение суммарного спина больше всех для способа (а), когда электроны распределяются по одному на каждой орбитали и спины у них параллельны (все стрелки направлены вверх или вниз). Опыт как раз и подтверждает, что самому устойчивому (невозбужденному) состоянию атома будет соответствовать схема “а”

3) Принцип наименьшей энергии. Электроны в атоме заполняют сначала орбитали с меньшей энергией, затем орбитали с большей энергией, затем еще с большей энергией, т.е. электроны дополняют орбитали по мере увеличения их энергии. При этом атом в целом будет обладать наименьшим значением энергии, т.е. атом будет находиться в самом устойчивом (основном) состоянии.

В соответствии с принципом наименьшей энергии энергетические подуровни в порядке увеличения энергии располагаются в следующий ряд:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p< 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ? 4f < 6p < 7s < 6d ? 5f < 7p.

В такой же последовательности электроны будут заполнять орбитали подуровней в атомах.

Распределение электронов в атоме, т.е. электронную структуру атома, можно выразить в виде электронной формулы или электронно-структурной схемы.

Электронные формулы показывают распределение электронов в атоме по уровням и подуровням, например, 1s² 2s² 2p³. Цифры 1 и 2 перед буквами показывают номера энергетических уровней. Буквы s и р - это подуровни. Верхние цифры 2 и 3 показывают число электронов в подуровнях.

Электронно-структурная схема атома показывает распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям. Здесь также показаны значения энергии электронов в подуровнях. Приняты следующие обозначения ¦^¦^¦ ¦: клетка или квантовая ячейка обозначает орбиталь, стрелка обозначает электрон, направление стрелки (вверх или вниз) обозначает ориентацию спина электрона. Пустая клетка обозначает свободную орбиталь.

Составим, например, электронную формулу и электронно-структурную схему атома калия. Заряд ядра атома калия равен +19. Значит, в атоме находится 19 электронов, которые надо распределить по уровням, подуровням и орбиталям, используя принцип наименьшей энергии и принцип Паули. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ - электронная формула (подчеркнут валентный электрон).

Калий является s-элементом, так как в последнюю очередь электронами заполняется 4s-подуровень (одним электроном). Он находится в 4 периоде периодической системы элементов, так как у него 4 энергетических уровня (n = 4) и в 1 группе (так как у него один валентный электрон, т.е. 4s¹).

4s ¦^¦

3d ¦ ¦ ¦ ¦ ¦ ¦

3p ¦^v¦^v¦^v¦

3s ¦^v¦

2p ¦^v¦^v¦^v¦

2s ¦^v¦

1s ¦^v¦

Возьмем атом углерода, его электронная формула 1s²2s²2p², т.е. всего 6 электронов, в том числе 4 валентных электрона (2s²2p²).

¦^¦^¦ ¦

¦^v¦ 2р

¦^v¦2s

1s

Электронно-структурная схема атома углерода, соответствуюет основному состоянию атома углерода, т.е. электроны распределены по орбиталям в соответствии с принципом наименьшей энергии. Это будет самое устойчивое состояние атома углерода.

При получении энергии атом углерода переходит в возбужденное состояние, т.е. один электрон с 2s-орбитали переходит на свободную 2р-орбиталь, энергия которой больше, чем энергия 2s-орбитали, поэтому возбужденное состояние атома менее устойчивое, чем основное состояние.

¦^¦^¦^¦

¦^¦ 2р

¦^v¦2s

1s

Существует также ионизированное состояние атома. Так, атом натрия может отдать один валентный электрон, превратившись в положительный ион Na⁺:

Na^o - 1e > Na⁺.

В этом случае электронные формулы атома Na^o и иона Na⁺ будут следующие: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ - для атома Na^o, 1s² 2s² 2p⁶ 3s^o - для иона Na⁺.

Атомы неметаллов могут принимать электроны, превращаясь при этом в отрицательный ион, например, S^o + 2e > S^2-. В этом случае электронные формулы атома S^o и иона S^2- будут иметь вид:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ - для атома S^o; 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ - для иона S^2-.

В таблице Д.И.Менделеева все элементы распределены по периодам и группам.

Период - это последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания положительного заряда ядра атомов и начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся инертным элементом (инертным газом).

Номер периода характеризует число энергетических уровней в атоме и совпадает с номером внешнего энергетического уровня. В ПСЭ находится 7 периодов. Первые три периода называются малыми, а остальные называются большими периодами. Большие периоды состоят из двух рядов элементов.

Каждый период начинается с двух s-элементов и заканчивается (кроме первого) шестью р-элементами (седьмой период еще не завершен). Кроме того, в больших периодах, начиная с 4 периода, между двумя s-элементами и шестью р - элементами находятся семейства d-элементов (в каждом семействе d-элементов содержится по 10 d-элементов). Всего 4 семейства d-элементов. Кроме того, в ПСЭ находятся два семейства f-элементов (лантаноиды и актиноиды), причем в каждом семействе содержится по 14 f-элементов).

Элементы в ПСЭ делятся также на группы. Всего в таблице Д.И. Менделеева 8 групп. Каждая группа делится на 2 подгруппы: главную и побочную. В главных подгруппах расположены s- и р - элементы, у которых валентные электроны расположены на внешнем энергетическом уровне и их число совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент. В побочных подгруппах находятся d-элементы, у которых валентными электронами будут электроны внешнего энергетического уровня, а также d-подуровня предпоследнего уровня (например, у марганца валентные электроны имеют формулу 3d⁵4s², т.е. всего 7 валентных электронов).

Длиннопериодный и короткопериодный варианты ПСЭ.

Короткопериодный вариант ПСЭ - есть малые и большие периоды, причем большие периоды состоят из двух рядов, а два f-семейства (лантаноиды и актиноиды) вынесены из таблицы и помещены отдельно.

Длиннопериодный вариант ПСЭ - каждый период, в том числе и большие, состоит из одного ряда. В этом варианте f-элементы отдельно не выносятся, а находятся в 6 и 7 периодах ПСЭ.

Периодический характер изменения свойств атомов элементов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность.

Периодическая система элементов есть наглядный пример проявления различного рода периодичности в свойствах элементов, которая соблюдается по горизонтали (в периоде слева направо), по вертикали (в группе, например, сверху вниз), по диагонали, т.е. какое-то свойство атома усиливается или уменьшается, но периодичность сохраняется.

Рассмотрим, как изменяются некоторые свойства атомов в периодах и группах.

1) Радиус атома. Радиус атома определяет размер атома и удаленность внешних электронов от ядра. В периоде слева направо (например, от атома Na к аргону для элементов 3 периода) радиус атома уменьшается, так как положительный заряд ядра от Na к аргону увеличивается, поэтому внешние электроны сильнее притягиваются к ядру, т.е. ближе будут к ядру, отчего радиус (размер) атома уменьшается.

В главных и побочных подгруппах сверху вниз радиус атома увеличивается, так как увеличивается число энергетических уровней в атоме и увеличивается поэтому удаленность внешних электронов от ядра. Но в главных подгруппах радиус атома сверху вниз (например, от лития к францию для элементов 1 группы) увеличивается сильно, а в побочных подгруппах (например, от меди Сu к золоту Аu) радиус атома увеличивается мало.

2) Энергия ионизации (J) или потенциал ионизации атома - это то количество энергии, которое необходимо затратить для отрыва электрона от атома (т.е. для превращения атома Э^о в положительный ион Э⁺), т.е. Э^о + J > Э⁺ + е или Na^o + J > Na⁺ + e или Na^o - 1e > Na⁺ - J. Чем легче атом отдает электрон, тем меньше значение энергии ионизации (т.е. меньше надо затратить энергии на отрыв электрона), тем сильнее выражены восстановительные (металлические) свойства атома.

В периоде слева направо (>) значение энергии ионизации увеличивается, так как положительный заряд ядра увеличивается, а радиус атома уменьшается, поэтому электрон все труднее оторвать от атома. Так, атом натрия будет иметь наименьшую энергию ионизации из всех элементов 3 периода, поэтому он будет самым сильным восстановителем и самым активным металлом. В главных подгруппах сверху вниз (например, от азота к висмуту в 5 группе) значение энергии ионизации уменьшается, так как сильно увеличивается радиус атома. Поэтому восстановительные свойства атомов сверху вниз увеличиваются.

Энергия сродства к электрону (или сродство к электрону) - это энергия, которая выделяется или затрачивается при присоединении электрона к нейтральному атому Э^о с превращением его в отрицательный ион Э^-, т.е.: Э^о + 1е > Э^- ± Е. Например, Сl^o + 1e > Cl^- + E. Энергия сродства к электрону может быть как положительна (если она выделяется), так и отрицательна (если она затрачивается). Наибольшим сродством к электрону обладают галогены (F, Cl, Br, J), т.е. при присоединении к атомам галогенов электрона выделяется больше всех энергии. И, наоборот, сродство к электрону атомов большинства металлов отрицательно, т.е. энергия в этом случае затрачивается, т.е. присоединение электрона к атомам металла в большинстве случаев энергетически невыгодно.

4) Электроотрицательность элементов - это способность атома данного элемента оттягивать к себе электроны от других атомов в данной молекуле (в данном соединении). Таким образом, при образовании связи между двумя атомами разных элементов общая электронная пара смещается к более электроотрицательному элементу, причем это смещение электронов будет тем больше, чем больше различаются электроотрицательности атомов. Например, в молекуле НСl общая электронная пара (Н:Сl) смещена к более электроотрицательному атому хлора.

Электроотрицательность (ЭО) элементов в ПСЭ тоже изменяется периодически. В периодах слева направо (>) ЭО элементов увеличивается, а в главных подгруппах ЭО уменьшается. Чем более типичным металлом является элемент, тем меньше его ЭО. И, наоборот, чем больше ЭО элемента, тем сильнее он проявляет неметаллические свойства. Наибольшая ЭО у фтора, поэтому он самый активный неметалл.

Периодический характер изменения свойств простых веществ и оксидов элементов.

В периоде слева направо (>) увеличиваются окислительные и неметаллические свойства элементов, а восстановительные и металлические свойства уменьшаются. Так, из всех элементов 3 периода натрий будет самым активным металлом и самым сильным восстановителем, а хлор - самым сильным окислителем.

Свойства оксидов элементов тоже изменяются: в периоде слева направо усиливается кислотный характер оксидов, а основной характер уменьшается.

В главных подгруппах сверху вниз основной характер оксидов увеличивается, а кислотный характер (кроме элементов I-II групп) уменьшается.

Литература

1. Аналитическая химия. Физические и физико-химические методы анализа. / Под ред. О.М. Петрухина. - М., 2005

2. Артеменко А.И. Органическая химия. - М., 2006

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М., 2003

4. Биологическая химия./Под ред. Ю.Б. Филипповича, Н.И. Ковалевская, Г.А. Севастьяновой. - М., 2005

5. Биохимия /Под редакцией В.Г. Щербакова. - СПб., 2003

6. Вольхин В.В. Общая химия. Избранные главы. - СПб, М, Краснодар., 2008

7. Вольхин В.В. Общая химия. Основной курс. - СПб, М, Краснодар., 2008

8. Гельфман М.И., Юстратов В.П. Химия. - СПб, М, Краснодар., 2008

9. Глинка Н.Л. Общая химия. - М., 2005

10. Говарикер В.Р., Васванатхан Н.В., Шридхар Дж.М. Полимеры. - М., 2000

11. Гранберг И.И. Органическая химия. - М., 2002

12. Дорохова Е.Н., Прохорова К.В. Аналитическая химия. Физико-химические методы. - М., 2004

13. Евстратова К.И., Купина Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия. - М., 1990

14. Зимон А.Д., Лещенко Н.Ф. Коллоидная химия. - М., 2003

15. Зимон А.Д. Физическая химия. - М., 2003

16. Ипполитов Е.Г., Артемов А.В., Батраков В.В. Физическая химия.- М., 2005

17. Ким А.М. Органическая химия. - Новосибирск, 2007

18. Коржуков Н.Г. Общая и неорганическая химия. - М., 2004

19. Коровин И.В. Общая химия. - М., 2005

20. Кругляков П.М., Лещенко Н.Ф. Физическая и коллоидная химия. - М., 2007

21. Нейланд О.Я. Органическая химия.- М., 1990

22. Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. - СПб., 2005

23. Петров А.А., Бальян Х.В., Трощенко А.Т. Органическая химия. - СПб., 2006

Размещено на Allbest.ru

...