Komplexní sloučeniny

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 7. června 2022; ověření vyžaduje 1 úpravu .

Komplexní sloučeniny ( lat.  complexus  - kombinace, obvod) nebo koordinační sloučeniny ( lat.  co  - "spolu" a ordinatio  - "uspořádání") jsou sloučeniny (neutrální molekuly nebo ionty ), které vznikají v důsledku připojení k danému iontu ( nebo atom ) nazývané komplexotvorné činidlo , neutrální molekuly nebo jiné ionty nazývané ligandy . Teorie komplexních sloučenin ( teorie koordinace ) byla navržena v roce 1893  A. Wernerem .

Komplexní sloučeniny s vnější koulí se ve vodném roztoku zcela disociují na komplexní nízkodisociující kation nebo anion . Komplexní sloučeniny bez vnější koule jsou nerozpustné ve vodě (jako jsou karbonyly kovů ).

Komplexní sloučeniny jsou rozmanité a četné.

Základní pojmy

Komplexní sloučenina  je chemická látka , která obsahuje složité částice. V současné době neexistuje žádná přesná definice pojmu „komplexní částice“. Obvykle se používá následující definice.

Složitá částice , koordinační částice  - komplexní částice schopná samostatné existence v krystalu nebo roztoku , vytvořená z jiných, jednodušších částic, rovněž schopná samostatné existence. Někdy se komplexní částice nazývají komplexní chemické částice, všechny nebo část vazeb, ve kterých se tvoří podle mechanismu donor-akceptor .

Komplexotvorné činidlo  je centrální atom komplexní částice. Typicky je komplexotvorným činidlem atom prvku , který tvoří kov , ale může to být také atom kyslíku , dusíku , síry , jódu a dalších prvků, které tvoří nekovy . Komplexotvorné činidlo je obvykle kladně nabité a je pak v moderní vědecké literatuře označováno jako kovové centrum ; náboj komplexotvorného činidla může být také záporný nebo roven nule.

Ligandy (Addends)  jsou atomy nebo izolované skupiny atomů umístěné kolem komplexotvorného činidla. Ligandy mohou být částice, které před vytvořením komplexní sloučeniny byly molekulami (H 2 O, CO, NH 3 atd.), anionty (OH - , Cl - , PO 4 3 - a další), jakož i vodíkový kation H + .

Vnitřní sféra komplexní sloučeniny je centrální atom s přidruženými ligandy, tedy komplexní částice.

Vnější sféra komplexní sloučeniny je zbytek částic spojených s komplexní částicí iontovými nebo mezimolekulárními vazbami , včetně vodíkových vazeb .

Denticita ligandu je určena počtem koordinačních míst obsazených ligandem v koordinační sféře komplexotvorného činidla. Existují monodentátní (neidentitní) ligandy spojené s centrálním atomem prostřednictvím jednoho z jeho atomů, to znamená jednou kovalentní vazbou, bidentátní (spojené s centrálním atomem přes dva jeho atomy, tedy dvěma vazbami), tri-, čtyřzubý atd.

Koordinační mnohostěn  je imaginární molekulární mnohostěn s komplexotvorným atomem ve svém středu a částicemi ligandu přímo navázanými na centrální atom v jeho vrcholech.

Koordinační číslo (CN)  je počet vazeb tvořených centrálním atomem s ligandy. U komplexních sloučenin s monodentátními ligandy se CN rovná počtu ligandů a v případě polydentátních ligandů se počet takových ligandů násobí denticitou.

Typy komplexních sloučenin

Existuje několik typů komplexních sloučenin založených na různých principech.

Podle správy komplexu

1) Kationtové komplexy vznikají jako výsledek koordinace kolem kladného iontu neutrálních molekul (H 2 O, NH 3 atd.).

[Zn (NH 3 ) 4 ] Cl 2  - tetraaminchlorid zinečnatý
[Co (NH 3 ) 6 ] Cl 2  - chlorid hexaamin kobaltnatý (II)

2) Aniontové komplexy : iont s kladným oxidačním stavem působí jako komplexotvorné činidlo a jednoduché nebo komplexní anionty jsou ligandy.

K 2 [BeF 4 ] - tetrafluorberylát draselný (II)
Li[AlH 4 ] - tetrahydridohlinitan lithný (III)
K 3 [Fe (CN) 6 ] - hexakyanoželezitan draselný (III)

3) Neutrální komplexy vznikají při koordinaci molekul kolem neutrálního atomu i při současné koordinaci kolem kladného iontu  - komplexotvorné činidlo záporných iontů a molekul .

[Ni(CO) 4 ] - tetrakarbonylnikl
[Pt(NH 3 ) 2Cl 2 ] - dichlordiaminplatina (II)

Podle počtu míst obsazených ligandy v koordinační sféře

1) Monodentátní ligandy . Takové ligandy jsou neutrální (molekuly H20 , NH3 , CO, NO, atd.) a nabité ( ionty CN- , F- , Cl- , OH- , SCN- atd. ) .

2) Bidentátní ligandy . Ligandy jsou příklady: ion kyseliny aminooctové H 2 N - CH 2  - COO - , oxalátový ion - O - CO - CO - O - , uhličitanový ion CO 3 2- , síranový iont SO 4 2- , thiosíranový ion S 2 O 3 2 − .

3) Polydentátní ligandy . Například komplexony  jsou organické ligandy obsahující ve svém složení několik skupin -C≡N nebo -COOH ( kyselina ethylendiamintetraoctová  - EDTA). Cyklické komplexy tvořené některými polydentátními ligandy jsou klasifikovány jako chelátové ( hemoglobin atd.).

Podle povahy ligandu

1) Amineáty  - sloučeniny, ve kterých molekuly amoniaku slouží jako ligandy , např.: [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 , [Co(NH 3 ) 6 ]Cl 3 , [Pt(NH 3 ) 6 ]Cl 4 a další .

2) Aquakomplexy - ve kterých voda  působí jako ligand : [Co(H 2 O) 6 ]Cl 2 , [Al(H 2 O) 6 ]Cl 3 atd.

3) Karbonyly  jsou komplexní sloučeniny, ve kterých jsou molekuly oxidu uhlíku (II) ligandy : [Fe(CO) 5 ], [Ni(CO) 4 ].

4) Acidokomplexy - komplexy, ve kterých jsou zbytky kyselin  ligandy . Patří sem komplexní soli: K 2 [PtCl 4 ], komplexní kyseliny: H 2 [CoCl 4 ], H 2 [SiF 6 ].

5) Hydroxokomplexy  - komplexní sloučeniny, ve kterých jako ligandy působí hydroxidové ionty: Na 2 [Zn (OH) 4 ], Na 2 [Sn (OH) 6 ] atd.

Nomenklatura

1) V názvu komplexní sloučeniny je nejprve označena záporně nabitá část - anion , poté kladná část - kation .

2) Název složité části začíná označením složení vnitřní koule. Ve vnitřní sféře se ligandy nazývají  především anionty a ke svému latinskému názvu přidávají koncovku „o“. Například: Cl -  - chlor, CN -  - kyano, SCN -  - thiokyanato, NO 3 -  - dusičnan, SO 3 2  - - siřičitan, OH -  - hydroxo atd. V tomto případě se používají pojmy: pro koordinovaný amoniak  - amin, pro vodu  - aqua, pro oxid uhelnatý (II)  - karbonyl.

3) Počet monodentátních ligandů se označuje řeckými číslicemi: 1 - mono (často se neuvádí), 2 - di, 3 - tři, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa. Pro polydentátní ligandy (například ethylendiamin, oxalát) se používají bis-, tris-, tetrakis- atd.

4) Poté se nazývá komplexotvorné činidlo pomocí kořene jeho latinského názvu a koncovky -at, za níž je oxidační stav komplexotvorného činidla označen římskými číslicemi (v závorkách).

5) Po označení složení vnitřní koule se nazývá vnější koule.

6) V názvu neutrálních komplexních částic je komplexotvorné činidlo uvedeno v nominativním případě a jeho stupeň není uveden, protože je jednoznačně určen na základě elektrické neutrality komplexu.

Příklady:

K 3 [Fe (CN) 6 ] - hexakyanoželezitan draselný (III)

(NH 4 ) 2 [PtCl 4 (OH) 2 ] - dihydroxotetrachlorplatnatan amonný (IV)

[Сr(H 2 O) 3 F 3 ] - trifluorothriaquachrom

[Co (NH 3 ) 3 Cl (NO 2 ) 2 ] - dinitritchlortriaminkobalt

[Pt(NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2  - chlorid dichlortetraamminplatnatý (IV)

[Li(H 2 O) 4 ]NO 3  - dusičnan tetraaqualitium

Historie

Zakladatelem koordinační teorie komplexních sloučenin je švýcarský chemik Alfred Werner (1866-1919). Wernerova koordinační teorie z roku 1893 byla prvním pokusem vysvětlit strukturu komplexních sloučenin. Tato teorie byla navržena před objevem elektronu Thomsonem v roce 1896 a před vývojem elektronické teorie valence . Werner nedisponoval žádnými instrumentálními výzkumnými metodami a celý jeho výzkum se prováděl interpretací jednoduchých chemických reakcí .

Myšlenky o možnosti existence "přídavných valencí", které vznikly při studiu kvartérních aminů , Werner platí i pro "komplexní sloučeniny". Werner ve svém článku „O teorii afinity a valence“ z roku 1891 definuje afinitu jako „sílu vycházející ze středu atomu a šířící se rovnoměrně ve všech směrech, jejímž geometrickým vyjádřením tedy není určitý počet hlavních směrů, ale kulový povrch. O dva roky později v článku „O struktuře anorganických sloučenin“ Werner předložil koordinační teorii, podle níž atomy tvořící komplex tvoří centrální jádro v anorganických molekulárních sloučeninách . Kolem těchto centrálních atomů je uspořádáno ve formě jednoduchého geometrického mnohostěnu určitý počet dalších atomů nebo molekul . Počet atomů seskupených kolem centrálního jádra, Werner nazval koordinačním číslem . Věřil, že s koordinační vazbou existuje společný elektronový pár , který jedna molekula nebo atom dává druhé. Protože Werner navrhl existenci sloučenin, které nikdo nikdy nepozoroval nebo nesyntetizoval , jeho teorii nedůvěřovalo mnoho slavných chemiků, kteří věřili, že zbytečně komplikuje pochopení chemické struktury a vazeb. Werner a jeho spolupracovníci proto během následujících dvou desetiletí vytvořili nové koordinační sloučeniny, jejichž existenci jeho teorie předpovídala. Mezi sloučeninami, které vytvořili, byly molekuly, které vykazovaly optickou aktivitu , tedy schopnost odklánět polarizované světlo, ale neobsahovaly atomy uhlíku , které byly považovány za nezbytné pro optickou aktivitu molekul.

V roce 1911 Wernerova syntéza více než 40 opticky aktivních molekul neobsahujících žádné atomy uhlíku přesvědčila chemickou komunitu o platnosti jeho teorie.

V roce 1913 byla Wernerovi udělena Nobelova cena za chemii „jako uznání za jeho práci o povaze vazeb atomů v molekulách, která umožnila nový pohled na výsledky předchozích studií a otevřela nové možnosti pro výzkum. práce, zejména v oboru anorganické chemie “. Podle Theodora Nordströma , který ho zastupoval jménem Královské švédské akademie věd, Wernerova práce „dala podnět k rozvoji anorganické chemie“ a podnítila oživení zájmu o tuto oblast poté, co byla na nějakou dobu zanedbávána.

Struktura a stereochemie

Struktura komplexních sloučenin je uvažována na základě koordinační teorie navržené v roce 1893 švýcarským chemikem Alfredem Wernerem , nositelem Nobelovy ceny . Jeho vědecká činnost probíhala na univerzitě v Curychu. Vědec syntetizoval mnoho nových komplexních sloučenin, systematizoval dříve známé i nově získané komplexní sloučeniny a vyvinul experimentální metody pro prokázání jejich struktury.

V souladu s touto teorií se v komplexních sloučeninách rozlišuje komplexotvorné činidlo, vnější a vnitřní sféry. Komplexotvorným činidlem je obvykle kation nebo neutrální atom . Vnitřní koule je tvořena určitým počtem iontů nebo neutrálních molekul , které jsou pevně vázány na komplexotvorné činidlo. Říká se jim ligandy . Počet ligandů určuje koordinační číslo (CN) komplexotvorného činidla. Vnitřní koule může mít kladný, záporný nebo nulový náboj.

Zbytek iontů, které se nenacházejí ve vnitřní sféře, se nachází ve větší vzdálenosti od centrálního iontu, čímž tvoří vnější koordinační sféru .

Pokud náboj ligandů kompenzuje náboj komplexotvorného činidla, pak se takové komplexní sloučeniny nazývají neutrální nebo neelektrolytové komplexy: sestávají pouze z komplexotvorného činidla a ligandů vnitřní koule. Takovým neutrálním komplexem je například [Pt(NH 3 ) 2Cl 2 ] .

Povaha vazby mezi centrálním iontem (atomem) a ligandy může být dvojí. Na jedné straně je spojení způsobeno silami elektrostatické přitažlivosti. Na druhé straně se mezi centrálním atomem a ligandy může tvořit vazba mechanismem donor-akceptor , analogicky s amonným iontem . V mnoha komplexních sloučeninách je vazba mezi centrálním iontem (atomem) a ligandy způsobena jak silami elektrostatické přitažlivosti , tak vazbou vytvořenou v důsledku osamocených elektronových párů ligandů a volných orbitalů komplexotvorného činidla.

Komplexní sloučeniny s vnější koulí jsou silné elektrolyty a ve vodných roztocích téměř úplně disociují na komplexní iont a ionty vnější koule.

Při výměnných reakcích přecházejí komplexní ionty z jedné sloučeniny do druhé, aniž by se změnilo jejich složení.

Nejtypičtějšími komplexotvornými činidly jsou kationty d-prvků. Ligandy mohou být:

a) polární molekuly - NH 3 , H 2 O, CO, NO;
b) jednoduché ionty - F- , Cl- , Br- , I- , H + ;
c) komplexní ionty - CN - , SCN - , NO 2 - , OH - .

K popisu vztahu mezi prostorovou strukturou komplexních sloučenin a jejich fyzikálně-chemickými vlastnostmi se používají reprezentace stereochemie . Stereochemický přístup je vhodnou technikou pro reprezentaci vlastností látky z hlediska vlivu jednoho nebo druhého fragmentu struktury látky na vlastnost.

Předmětem stereochemie jsou komplexní sloučeniny, organické látky , vysokomolekulární syntetické a přírodní sloučeniny. A. Werner, jeden ze zakladatelů koordinační chemie, vynaložil velké úsilí na rozvoj anorganické stereochemie. Je to stereochemie, která je ústřední v této teorii, která stále zůstává mezníkem v koordinační chemii.

Isomerie koordinačních sloučenin

Ve statistickém aspektu stereochemie se fenomén izomerie koordinačních sloučenin ukazuje jako ústřední. Vlastnost izomerie chemických sloučenin byla známa již při vývoji klasické teorie chemické struktury . Izomerii molekul objevil v roce 1823 J. Liebig , který zjistil, že stříbrná sůl kyseliny fulminové a isokyanát stříbrný mají stejné elementární složení, ale odlišné fyzikální a chemické vlastnosti.

Pod izomerií rozumíme schopnost různého vzájemného uspořádání atomů a atomových fragmentů ve sloučeninách stejného obecného složení, určující rozdíly v chemických a fyzikálních vlastnostech odpovídajících sloučenin - izomerů . V případě koordinačních sloučenin mohou být tyto rozdíly spojeny jak se specifickým umístěním ligandů ve vnitřní koordinační sféře, tak s distribucí ligandů mezi vnitřní a vnější sférou.

Izomerie přímo souvisí s přítomností nebo nepřítomností ve spojení určitých prvků symetrie: rotační osy, zrcadlově rotační osy, střed a roviny symetrie.

Stereochemická konfigurace charakterizuje relativní prostorové uspořádání atomů nebo skupin atomů v molekule chemické sloučeniny. Význam tohoto pojmu závisí na konkrétním prostorovém uspořádání atomů ve struktuře komplexu. Používá se k popisu obrazce nebo mnohostěnu spolu s další definicí, která charakterizuje specifika prostorového uspořádání atomů. Můžeme tedy mluvit o cis- nebo trans-konfiguraci; D (d), L (l), DL (dl) - respektive pravotočivá, levotočivá konfigurace, racemát .

Existují dva typy izomerů:

1) sloučeniny, ve kterých je složení vnitřní koule a struktura koordinovaných ligandů identické ( geometrické , optické, konformační, koordinační polohy);

2) sloučeniny, u kterých jsou možné rozdíly ve složení vnitřní koule a struktuře ligandů (ionizace, hydrát, koordinace, ligand).

Prostorová (geometrická) izomerie

Tento typ izomerie je způsoben nestejným umístěním ligandů ve vnitřní sféře vůči sobě navzájem. Nezbytnou podmínkou geometrické izomerie je přítomnost alespoň dvou různých ligandů ve vnitřní koordinační sféře. Geometrická izomerie se projevuje především u komplexních sloučenin, které mají oktaedrickou strukturu, strukturu plochého čtverce nebo čtvercového jehlanu. S rostoucím počtem různých ligandů ve vnitřní sféře se zvyšuje počet geometrických izomerů.

Optická izomerie

Optická izomerie je spojena se schopností některých komplexních sloučenin existovat ve formě dvou forem, které nejsou kompatibilní v trojrozměrném prostoru a jsou navzájem zrcadlovými obrazy, jako levá ruka a pravá ruka. Optická izomerie se proto někdy také nazývá zrcadlová izomerie.


Strukturní izomerie

Hydrátová (solvátová) izomerie spočívá v odlišné distribuci molekul rozpouštědla mezi vnitřní a vnější sférou komplexní sloučeniny, v odlišné povaze chemické vazby molekul vody s komplexotvorným činidlem. Například: [Cr( H20 ) 6 ] Cl3 ( fialová), [Cr(H20 ) 5Cl ] Cl2∙ H20 (světle zelená), [Cr ( H20 ) 4Cl2 ] Cl ∙ 2H 2 O (tmavě zelená).

Ionizační izomerie je určena rozdílnou distribucí nabitých ligandů mezi vnitřní a vnější sférou komplexu a charakterizuje schopnost koordinačních sloučenin se stejným elementárním složením dávat v roztoku různé ionty . Příklady sloučenin: [Co(NH3 ) 5Br ] SO4(červenofialová), [Co(NH3 ) 5S04 ] Br ( červená) .

Koordinační izomerie je spojena s přechodem ligandů z jednoho komplexotvorného činidla na druhé: [Co(NH 3 ) 6 ][Cr(CN) 6 ] a [Cr(NH 3 ) 6 ][Co(CN) 6 ].

Elektronické vlastnosti

Barvení

Barva komplexních sloučenin závisí na typu ligandů a komplexotvorném činidle. Díky štěpení energie d-orbitalů je možné, aby elektrony při působení přecházely z podúrovní d xy , d zy , d xz do prázdných podúrovní s vyšší energií d z 2 , d z 2 -y 2 absorbovaných světelných kvant. Tyto jevy lze pozorovat pomocí elektronové spektroskopie . V závislosti na rozdílu v úrovních rozdělení absorbují komplexy světelná kvanta určitých rozsahů vlnových délek , proto mají odpovídající barvu.

Příklady komplexních sloučenin v různých barvách
FeII _ FeIII _ Co II Cu II AlIII _ CrIII _
hydratovaný iont [Fe(H 2 O) 6 ] 2+
Bledě zelená
 [Fe( H20 ) 5 (OH)] 2+
Tan
 [Co( H20 ) 6 ] 2+
růžová
 [Cu(H 2 O) 6 ] 2+
Šedomodrá
 [Al(H 2 O) 6 ] 3+
Bezbarvý
 [Cr(H 2 O) 6 ] 3+
Bledě zelená
OH- , zředěný roztok [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ]
Světle zelená
 [Fe( H20 ) 3 (OH) 3 ]
Hnědá
 [Co( H20 ) 4 (OH) 2 ]
Modrá
 [Cu( H20 ) 4 (OH) 2 ]
Modrá
 [Al( H20 ) 3 (OH) 3 ]
Bílá
 [Cr( H20 ) 3 (OH) 3 ]
Zelená
OH- , koncentrovaný roztok [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ]
Světle zelená
 [Fe( H20 ) 3 (OH) 3 ]
Hnědá
 |[Co( H20 ) 4 (OH) 2 ]
Modrá
 [Cu( H20 ) 4 (OH) 2 ]
Modrá
 [Al(OH) 4 ] -
Bezbarvý
 [Cr(OH) 6 ] 3-
Světle zelená
NH 3 , zředěný roztok [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ]
Světle zelená
 [Fe( H20 ) 3 (OH) 3 ]
Hnědá
 [Co( H20 ) 4 (OH) 2 ]
Modrá
 [Cu( H20 ) 4 (OH) 2 ]
Modrá
 [Al( H20 ) 3 (OH) 3 ]
Bílá
 [Cr( H20 ) 3 (OH) 3 ]
Zelená
NH3 , koncentrovaný roztok [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ]
Světle zelená
 [Fe( H20 ) 3 (OH) 3 ]
Hnědá
 [Co(NH 3 ) 6 ] 2+
Žlutá
 [Cu( NH3 ) 4 ( H20 ) 2 ] 2+ | Tmavě modrá

 [Al( H20 ) 3 (OH) 3 ]
Bílá
 [Cr(NH 3 ) 6 ] 3+
Bledě zelená
CO 3 2- FeCO 3
Světle zelená
 [Fe( H20 ) 3 (OH) 3 ]
Hnědá
 CoCO 3
růžová
 CuCO3 Blue _

Magnetické vlastnosti

Mezi chemickými sloučeninami, včetně komplexních, se rozlišují paramagnetické a diamagnetické, které různě interagují s vnějším magnetickým polem . Paramagnetické komplexy mají moment µ, a proto jsou při interakci s vnějším magnetickým polem do něj vtahovány. Naproti tomu diamagnetické komplexy , které nemají vlastní magnetický moment, jsou vytlačeny z vnějšího magnetického pole. Paramagnetické vlastnosti látek jsou způsobeny přítomností nepárových elektronů v jejich struktuře a v případě komplexů se vysvětlují specifickým plněním energetických hladin elektrony.

Existují dva principy, které určují zaplnění d-orbitalů rozdělených do podúrovní dε a dγ elektrony.

1. Elektrony vyplňují orbitaly tak, aby počet nepárových elektronů byl maximální ( Hundovo pravidlo ).

2. Nejprve se zaplní orbitaly s nižší energií .

Vzhledem k těmto pravidlům, kdy je počet d-elektronů v komplexotvorném činidle od 1 do 3 nebo 8, 9, 10, mohou být uspořádány v d-orbitalech pouze jedním způsobem (v souladu s Hundovým pravidlem). Při počtu elektronů od 4 do 7 v oktaedrickém komplexu je možné buď obsadit orbitaly již naplněné jedním elektronem, nebo vyplnit volné dγ orbitaly o vyšší energii. V prvním případě je zapotřebí energie k překonání odpuzování mezi elektrony umístěnými ve stejném orbitalu, ve druhém případě k přesunu na orbital s vyšší energií. Rozložení elektronů v orbitalech závisí na poměru mezi energiemi štěpení (Δ) a párování elektronů (P). Při nízkých hodnotách Δ ("slabé pole") může být hodnota Δ < P, pak elektrony budou obsazovat různé orbitaly a jejich spiny budou paralelní. V tomto případě se tvoří vnější orbitální (high-spin) komplexy, které se vyznačují určitým magnetickým momentem µ. Je-li energie mezielektronického odpuzování menší než Δ („silné pole“), tedy Δ> Р, dochází k párování elektronů na orbitalech dε a vzniku intraorbitálních (nízkospinových) komplexů, jejichž magnetický moment je µ = 0. hodnotu magnetického momentu komplexu lze určit měřením závislosti jeho magnetické susceptibility na teplotě . Při přesnějším rozboru magnetické susceptibility komplexu je nutné vzít v úvahu i diamagnetické korekce, které se tvoří ze všech atomů tvořících jeho molekulu. Tyto korekční faktory se nazývají Pascalovy konstanty .

Aplikace

Odkazy

Literatura

  1. Achmetov N. S. Obecná a anorganická chemie. - M .: Vyšší škola, 2003. - 743 s.
  2. Glinka N. L. Obecná chemie. - M .: Vyšší škola, 2003. - 743 s.
  3. Kiselev Yu.M. Chemie koordinačních sloučenin. — M.: Integral-Press, 2008. — 728 s.
  4. Ershov. Obecná chemie. - Osmé vydání, stereotypní. - Moskva: Vyšší škola, 2010. - 560 s.

Viz také

  Přejděte na položku Wikidata  Slovníky a encyklopedie
V bibliografických katalozích