1. На главную
  2. Электронные версии
  3. Журнал физической химии
  4. T. 94, № 8, 2020

Журнал физической химии, 2020, T. 94, № 8, стр. 1179-1184

Образование глицинатных комплексов железа(II) при различных ионных силах раствора

М. Рахимова a, *, Г. Б. Эшова a, Дж. А. Давлатшоева a, Л. В. Квятковская a, Ф. Мираминзода a

a Таджикский национальный университет
Душанбе, Таджикистан

* E-mail: muboshira09@mail.ru

Поступила в редакцию 23.09.2019
После доработки 04.12.2019
Принята к публикации 10.12.2019

Полный текст (PDF)

Аннотация

Процессы комплексообразования в системе Fe(0)–Fe(II)–глицин–Na(H)ClO4–H2O при температуре 298.15 K, ионных силах раствора 0.1–1.0 (NaC104), СFe(II) = 1 × 10–3 и CHL = 3 × 10–3 моль/л в интервале pH 0.8–8.0 изучены методом окислительного потенциала Кларка–Никольского. Получены экспериментальные кривые зависимости ЭДС системы от концентрационных параметров: рН, pCFe(II), рСHL. Для расчета констант образования комплексов использован метод последовательного приближения теоретической и экспериментальной окислительной функций с применением программы Excel. Зависимость константы образования комплексов от ионной силы раствора рассчитана на основе теории Дебая–Хюккеля и по программе “SigmaPlot-10.0”. Установлено, что при возрастании ионной силы раствора значения констант образования формирующихся координационных соединений уменьшаются.

Ключевые слова: железо(II), комплексообразованиe, константа образования, ионная сила, раствор, электродвижущая сила

Координационные соединения переходных металлов обладают уникальными свойствами: биологической, каталитической, акустической активностями, поэтому широко применяются во многих областях науки, техники, промышленности, медицины, фармакологии, косметологии.

Глицин (аминоуксусная кислота) служит модельным объектом при изучении комплексообразования с 3d-переходными металлами, так как применяется в лечебных целях несколько десятилетий. Эта аминокислота входит в состав белков растительного и животного происхождения. В жидкостях и тканях может находиться в свободном состоянии. Глицин – составная часть некоторых биологически активных соединений: глутатиона, антибиотиков, нейропептидов, содержится в составе муреина клеточных стенок бактерий. Обычно входящие во внутреннюю сферу комплекса компоненты изменяют его химические свойства и биологическую активность, следовательно, становятся причиной появления других свойств и новых возможных аспектов применения.

Цель настоящей работы – изучение процессов комплексообразования в системе Fe(0)–Fe(II)–глицин–Na(H)ClO4–H2O при СFe(II) = 1 × × 10–3 моль/л и CHL = 3 × 10–3 моль/л в интервале pH 0.8–8.0, температуре 298.15 K и ионных силах раствора 0.1–1.0 моль/л. Закономерности зависимости констант устойчивости комплексов от ионной силы можно установить по изменению коэффициентов активности сосуществующих ионов в растворе [1].

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

При проведении экспериментов использовали перхлорат железа(II), исходную концентрацию которого определяли бихроматометрическим методом [2, 3]. Концентрацию NaClO4 после предварительной очистки перекристаллизацией определяли весовым методом [4, 5]. Хлорную кислоту HClO4 марки “х. ч.” использовали без предварительной очистки. Концентрацию гидроксида натрия определяли методом прямого титрования 0.1 М раствором соляной кислоты HCl из фиксонала [6, 7].

Нами изучена гетерогенная система Fe(0)–Fe(II)–глицин–вода методом оксредметрии [8, 9], которая предусматривает снятие экспериментальных зависимостей электродвижущей силы (Е, мВ) от следующих концентрационных переменных рН(–lg h), pCFe(II)(–lg CFe(II)) и рСL(‒lg СНL), где h – активность ионов водорода, а СНL – концентрация глицина.

При выполнении экспериментов использовали специальную герметичную установку [9] с аэробными условиями в токе очищенного азота или аргона, что исключало окисление Fe(II) и образование железа(III), а также позволяло хорошо перемешивать рабочий раствор. Методика проведения эксперимента заключается в измерении ЭДС двух гальванических элементов I и II:

(I)
${\text{F}}{{{\text{e}}}^{0}}{\text{/исследуемый раствор//С}}{{{\text{l}}}^{--}},{\text{AgCl/Ag}},$
(II)
$\begin{gathered} {\text{Ag}},{\text{AgCl/HCl/стекло/исследуемый }} \\ {\text{раствор//KCl/AgCl}},{\text{Ag}}. \\ \end{gathered} $
В качестве металлического электрода использовали нержавеющую сталь, которая устойчива к коррозии на воздухе, в воде, а также в некоторых агрессивных средах. Марка электрода: сталь 10 (низкоуглеродистая), с содержанием железа 90%. Измерения ЭДС гальванических элементов проводили на иономере ЭВ-74 с точностью ±1 мВ. Значение рН в исследуемых растворах контролировали стеклянным электродом по калибровочной кривой, составленной по значениям рН стандартных буферных растворов с точностью ±0.05 единицы рН. Значения потенциала хлоридсеребряного электрода и величина ν = 2.303RT/F при температуре 298.16 K взяты из справочника [3].

ОБСУЖДЕНИЕ РЕЗУЛЬТАТОВ

Ранее [10–12] были изучены процессы комплексообразования в системах Fe(II)–Fe(III)–глицин–Na(H)ClO4–H2O и Fe(0)–Fe(II)–глицин–Na(H)ClO4–H2O при температуре 298.16 K, ионных силах раствора 0.1–1.0 (NaC104) при различных концентрациях металла и лиганда в интервале pH 0.8–8.0 методом окислительного потенциала Кларка–Никольского.

Следует отметить, что использованный классический метод окислительного потенциала Кларка–Никольского является высокочувствительным, и малейшее изменение концентрации Fe(II) (часть катионов идет на образование комплексов) или его окисление и формирование Fe(III) сразу влияет на величины ЭДС или окислительного потенциала системы согласно уравнению Нернста.

Реакцию комплексообразования железа(II) со всеми формами глицина с учетом гидролиза можно представить уравнением:

(1)
$\begin{gathered} q{{[{\text{Fe}}{{({{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{O}})}_{6}}]}^{{2 + }}} + l{{{\text{H}}}_{s}}{\text{L}} + k{{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{O}} = \\ = {{[{\text{F}}{{{\text{e}}}_{q}}{{({{{\text{H}}}_{s}}{\text{L}})}_{l}}{{({\text{OH}})}_{k}}{{({{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{O}})}_{j}}]}^{{2q--k--l + s}}} + \\ + \;k{{{\text{H}}}_{{\text{3}}}}{{{\text{O}}}^{ + }} + l{{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{O}}, \\ \end{gathered} $
где q – ядерность комплексов железа(II), l – число лигандов (L–), k – число координированных ОН–-групп, s – число протонов в лиганде. Указанные частицы являются базисными, так как они все сосуществуют в исследуемой системе и оказывают влияние друг на друга.

Для определения предположительного состава координационных соединений, образующихся в исследуемой системе, а также значений базисных частиц (q, s, l, k), согласно теории метода оксредметрии, были получены экспериментальные зависимости ЭДС (Е, мВ) от рН раствора в интервале ионных сил 0.1–1.0 моль/л (рис. 1).

Рис. 1.

Зависимости ЭДС от рН в системе Fe(0)–Fe(II)–глицин–Na(H)ClO4–H2O при 298.16 K, СFe(II) = = 1 × 10–3 и CHL = 3 × 10–3 моль/л и различных значениях ионных сил раствора: 1 – 0.75, 2 – 0.25, 3 – 0.50, 4 – 0.10, 5 – 1.00 моль/л.

Вид полученных кривых свидетельствует о том, что в кислой области ЭДС не изменяется, следовательно, процесс комплексообразования железа начинается с рН > 2.0 и идет до 8.0. Концентрация комплексообразующих ионов глицина зависит от ионной силы раствора. Из рис. 1 следует, что при меньших ионных силах начало комплексообразования сдвигается в сторону увеличения рН.

Рассмотрим более подробно экспериментальную зависимость Е от рН при CFe(II) = 1 × 10–3, CGly = 3 × 10–3 и ионной силе 0.5 моль/л (рис. 2). Согласно теории метода оксредметрии, последовательное формирование линейных участков с тангенсами углов наклона равными: 0, –ν/2, –ν свидетельствует о ступенчатом комплексообразовании Fe(II). Зависимости Е–рН позволяют определить общее количество координированных лигандов вокруг центрального иона комплексообразователя.

Рис. 2.

Зависимость ЭДС от рН для системы Fe(0)–Fe(II)–глицин–Na(H)ClO4–H2O при CFe(II) = 1 × 10–3, CНL = 3 × 10–3 и I = 0. 5 моль/л.

Анализ наклонов всех полученных экспериментальных кривых позволил составить матрицу значений угловых коэффициентов [13], с помощью которых определены предположительные составы образующихся координационных соединений (табл. 1).

Таблица 1.  

Экспериментальные значения угловых коэффициентов зависимостей ЭДС от концентрационных переменных системы Fe(0)–Fe(II) – глицин–Na(H)ClO4–H2O при температуре 298.15 K, I = 0.50, СFe(II) = 1 × 10–3 и СНL = 3 × 10–3 моль/л

Область существования комплексов по шкале рН Зависимость ЭДС от концентрационных параметров Предположительный состав комплексов
рH рСFe(II) pСL
1.0–2.8 0 – – [Fe(H2O)6]2+
1.0–3.4 –ν/2 –ν/2 – [Fe(OH)(H2O)5]+
1.0–4.2 –ν/2 –ν/2 ν/2 [FeHL(H2O)5]2+
1.2–6.2 –ν –ν/2 ν [Fe(HL)(OH)(H2O)4]+
2.2–4.8 –ν –ν/2 – [Fe(OH)2(H2O)4]0
2.8–8.2 –ν –ν/2 ν [Fe(HL)L-(H2O)4]+

Для расчета констант равновесия использована окислительная функция Юсупова [14]. По экспериментальным значениям ЭДС на ее зависимости от рН сначала рассчитаны величины экспериментальной окислительной функции ƒЭ по уравнению:

(2)
$f_{Э}^{0} = {{C}_{{\text{r}}}}{\text{/}}{{C}_{{\text{o}}}}\operatorname{e} хp(E - {{E}^{0}})n{\text{/}}\nu ,$
где Е – экспериментально измеренное значение ЭДС, Е0 – значение стандартной ЭДС, Cr и Co – концентрации восстановленной и окисленной форм железа соответственно. Теоретическое значение ƒт рассчитывалось с учетом установленных составов координационных соединений и выражается уравнением:
(3)
$\begin{gathered} f_{{\text{т}}}^{0} = 1000{{h}^{3}}{\text{/}}\{ {{h}^{3}} + {{\beta }_{{1001}}}{{h}^{2}} + {{\beta }_{{1110}}}{{K}_{1}}{{C}_{{{\text{a1}}}}}{{h}^{2}} + \\ + \;{{\beta }_{{1111}}}{{K}_{1}}{{C}_{{{\text{a1}}}}}h + {{\beta }_{{1120}}}K_{1}^{2}{{K}_{2}}C_{{{\text{a1}}}}^{2} + {{\beta }_{{1002}}}h\} . \\ \end{gathered} $
Общим анализом наклонов экспериментальных кривых от концентрационных параметров определены составы образующихся координационных соединений: [Fe(H2O)6]2+, [Fe(OH)(H2O)5]+, [FeHL(H2O)5]2+, [Fe(HL)(OH)(H2O)4]+, [Fe(OH)2(H2O)4]0, [Fe(HL)L–(H2O)4]+ при I = 0.5 и CFe(II) = 1 × 10–3, CGly = 3 × 10–3 моль/л. Методом итерации экспериментальной окислительной функции с теоретической, выведенной нами, рассчитаны их константы образования (рис. 3). Основное преимущество этого метода в том, что хорошее приближение, совпадение двух кривых происходит только при правильном определении состава комплексов.

Рис. 3.

Зависимости логарифмических значений экспериментальной fэ (1) и теоретической fт (2) окислительных функций от рН для системы Fe(0)–Fe(II)–Gly при температуре 298.15 K, I = 0.5, CFe(II) = 1 × 10–3 и CGly = 3 × 10–3 моль/л.

Как видно из рис. 3, кривые дали хорошее приближение при указанных в табл. 1 составах.

Были попытки осуществить приближение теоретической и экспериментальной окислительной функций без гидроксокомплексов [FeOH]+ и [Fe(OH)2]0. При этом получено слишком большое расхождение кривых, что, согласно теории метода [8, 9], свидетельствует о неправильно определенных составах комплексов. Кроме того, как показывают полученные нами данные из диаграмм их распределения (рис. 4) мольные доли или максимальные их степени накопления в системе составляют всего лишь ∼7.63% [FeOH]+ (кривая 2 рис. 4) и ∼3.99% для [Fe(OH)2]0 (кривая 5 рис. 4). Как было отмечено выше, метод Кларка–Никольского высокочувствительный, что позволило уловить такие незначительные изменения. При использовании других методов исследования мольная доля, составляющая 5–7%, обычно находится в пределах ошибки опыта.

Рис. 4.

Зависимости степени накопления комплексов (1 – [Fe(H2O)6]2+, 2 – [Fe(OH)(H2O)5]+, 3 – [FeHL(H2O)5]2+, 4 – [Fe(HL)(OH)(H2O)4]+, 5 – [Fe(OH)2(H2O)4]0, 6 – [Fe(HL)L–(H2O)4]+) от рН для системы Fe(II)–Glу–H2O при 298.15 K, I = 0.50, CFe(II) = 1 × 10–3, CGly = 3 × 10–3 моль/л.

Аналогичные расчеты проведены при различных ионных силах раствора (табл. 2).

Таблица 2.  

Значения констант устойчивости (lg βqslk) комплексов железа(II) системы Fe(0)–Fe(II)–глицин–Na(H)ClO4–H2O при температуре 298.15 K и различных ионных силах раствора (I, моль/л), СFe(II) = 1 × 10–3, СHL = 3 × 10–3 моль/л

Комплекс I = 0.10 I = 0.25 I = 0.50 I = 0.75 I = 1.00
[FeHL(H2O)5]2+ 3.50 ± 0.06 3.46 ± 0.05 3.32 ± 0.07 3.11 ± 0.05 2.90 ± 0.04
[Fe(OH)(H2O)5]+ –2.37 ± 0.08 –2.39 ± 0.06 –2.44 ± 0.05 –2.47 ± 0.05 –2.51 ± 0.04
[Fe(OH)2(H2O)4]0 –5.29 ± 0.08 –5.33 ± 0.09 –5.39 ± 0.06 –5.42 ± 0.05 –5.48 ± 0.05
[Fe(HL)(OH)(H2O)4]+ 0.97 ± 0.04 0.92 ± 0.05 0.80 ± 0.06 0.57 ± 0.07 –0.01 ± 0.06
[Fe(HL)L–(H2O)4]+ 9.91 ± 0.05 10.96 ± 0.05 10.92 ± 0.05 10.71 ± 0.05 8.91 ± 0.04

Установлено, что константы протолитических равновесий лиганда изменяются в зависимости от количества фонового электролита, следовательно, ионной силы раствора. Это приводит к различным выходам протонированных форм глицина. При увеличении ионной силы от 0.1 до 1.0 моль/л логарифмы констант образования (lg βqslk) комплексов (табл. 2) постепенно уменьшаются, что связано с изменением коэффициентов активности ионов раствора [13].

Известно, что зависимость концентрационной константы равновесия координационных соединений от ионной силы раствора выражается по теории Дебая–Хюккеля [15] уравнением:

(4)
$\lg {{\beta }_{{\text{C}}}} = \lg {{\beta }_{0}} + \Delta {{z}^{2}}A\surd {\kern 1pt} I{\text{/}}(1 + Bа\surd {\kern 1pt} I) + bI,$
где A и B – константы (при 25°С для водных растворов А = 0.509 и В = 0.328); Δz2 – алгебраическая сумма квадратов зарядов ионов, I – ионная сила раствора, b – эмпирическая константа, характеризующая изменение диэлектрической постоянной среды вблизи иона; а – переменный параметр, равный среднему эффективному диаметру гидратированного иона, выраженному в ангстремах (а = 0.49 нм = 4.9 Å), β0 – термодинамическая константа, βC – концентрационная константа образования комплекса.

Полученные прямые линии при экстраполяции на нулевое значение ионной силы дают отрезки на оси ординат, численно равные lg β0 (табл. 3). Угловой коэффициент полученных кривых позволил определить величину эмпирической константы b уравнения (4), которые приведены в табл. 3.

Таблица 3.  

Величины термодинамической (lg β0) и эмпирической (b) констант для комплексов Fe(II) образующихся в системе: Fe(0)–Fe(II)–глицин–Na(H)ClO4–H2O при 298.15 K, СFe(III) = СFe(II) = 1 × 10–3 и CHL = 3 × 10–3 моль/л (I – значения, полученные экстраполяцией, II – расчет по программе “SigmaPlot-10.0”)

Комплекс lg β0(I) lg β0(II) b (I) b (II)
[FeHL(H2O)5]2+ 2.86 3.54 –0.54 –0.36
[Fe(OH)(H2O)5]+ –2.80 –2.37 –0.3 –0.06
[Fe(OH)2(H2O)4]0 –5.56 –5.29 –0.28 0.03
[Fe(HL)(OH)(H2O)4]+ 0.60 0.88 –0.6 –1.61
[Fe(HL)L–(H2O)4]+ 10.02 9.31 –0.06 –8.18

В изученной системе рассчитанные величины эмпирической константы (b) принимают отрицательные значения для всех образующихся комплексов, и тогда уравнение (4) принимает вид:

(5)
$\lg {{\beta }_{{\text{C}}}} = \lg {{\beta }_{0}} + \Delta {{z}^{2}}A\surd {\kern 1pt} I{\text{/}}(1 + 1.6\surd {\kern 1pt} I)--bI.$
С учетом рассчитанных по уравнению (5) значений констант образующимся комплексным соединениям соответствуют равенства:
(6)
$\begin{gathered} {{[{\text{FeHL}}{{({{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{O}})}_{5}}]}^{{2 + }}}{\kern 1pt} :\;\;\lg {{\beta }_{C}} = 2.86 + \\ + \;3.05\surd {\kern 1pt} I{\text{/}}(1 + 1.6\surd {\kern 1pt} I)--0.54I, \\ \end{gathered} $
(7)
$\begin{gathered} {{[{\text{Fe}}({\text{OH}}){{({{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{O}})}_{5}}]}^{ + }}{\kern 1pt} :\;\;\lg {{\beta }_{C}} = --2.8 + \\ + \;1.527\surd {\kern 1pt} I{\text{/}}(1 + 1.6\surd {\kern 1pt} I)--0.3I, \\ \end{gathered} $
(8)
$\begin{gathered} {{[{\text{Fe}}{{({\text{OH}})}_{2}}{{({{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{O}})}_{4}}]}^{0}}{\kern 1pt} :\;\;\lg {{\beta }_{C}} = --5.56 + \\ + \;1.018\surd {\kern 1pt} I{\text{/}}(1 + 1.6\surd {\kern 1pt} I)--0.28I, \\ \end{gathered} $
(9)
$\begin{gathered} {{[{\text{Fe}}({\text{HL}})({\text{OH}}){{({{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{O}})}_{4}}]}^{ + }}{\kern 1pt} :\;\;\lg {{\beta }_{C}} = 0.6 + \\ + \;1.527\surd {\kern 1pt} I{\text{/}}(1 + 1.6\surd {\kern 1pt} I)--0.6I, \\ \end{gathered} $
(10)
$\begin{gathered} {{[{\text{Fe}}({\text{HL}}){{{\text{L}}}^{--}}{{({{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{O}})}_{4}}]}^{ + }}{\kern 1pt} :\;\;\lg {{\beta }_{C}} = 10.02 + \\ + \;3.05\surd {\kern 1pt} I{\text{/}}(1 + 1.6\surd {\kern 1pt} I)--0.06I. \\ \end{gathered} $
Из уравнений (6)–(10) следует, что величина, представляющая межионное расстояние (A = = 0.509), остается постоянной, Δz2 изменяется в зависимости от заряда комплексной частицы, уравнения отличаются значениями термодинамических констант (lg β0) образования комплексов и эмпирической константы (b).

Проведены расчеты и статистическая обработка констант по уравнению (11) с использованием программы “SigmaPlot-10.0” (рис. 5, табл. 3):

(11)
$f = y + ax + b{{x}^{2}}.$
Рис. 5.

Зависимости констант образования комплексных соединений (1 – [FeHL(H2O)5]2+, 2 – [Fe(OH)(H2O)5]+, 3 – [Fe(OH)2(H2O)4]0, 4 – [Fe(HL)(OH)(H2O)4, 5 – [Fe(HL)L–(H2O)4]+ от ионной силы раствора (I, моль/л) в системе: Fe(0)–Fe(II)–глицин–Na(H)ClO4–H2O, температуре 298.15 K, СFe(II) = = 1 × 10–3 и CHL = 3 × 10–3 моль/л; расчет по программе “SigmaPlot-10.0”.

Значения логарифма термодинамических констант (lg β0) образующихся координационных соединений, полученных двумя методами (табл. 3), согласуются между собой. Значения эмпирической константы (b) уравнений (6)–(11) согласуются между собой в пределах ошибки метода расчета.

Константы образования координационных соединений, рассчитанные по экспериментальным данным, полученным методом итерации, и вычисленные с помощью соответствующих уравнений (6)–(10), а также с применением программы “SigmaPlot-10.0” (уравнение (11)) хорошо согласуются между собой (табл. 4), что свидетельствует о достоверности полученных результатов.

Таблица 4.  

Значения концентрационных констант образования (lg βС) комплексов Fe(II) системы: Fe(0)–Fe(II)–глицин–Na(H)ClO4–H2O при 298.15 K, СFe(III) = СFe(II) = 1 × 10–3 и CHL = 3 × 10–3 моль/л (I – расчет по уравнениям (6)–(10); II – полученные экспериментально)

I, моль/л [FeHL(H2O)5]2+ [Fe(OH)(H2O)5]+ [Fe(OH)2(H2O)4]0 [Fe(HL)(OH)(H2O)4]+ [Fe(HL)L–(H2O)4]+
I (6) II I (7) II I (8) II I (9) II I (10) II
0.10 3.45 3.50 –2.51 –2.37 –5.37 –5.29 0.86 0.97 10.3 9.91
0.25 3.57 3.46 –2.45 –2.39 –5.35 –5.33 0.87 0.92 10.4 10.96
0.50 3.60 3.32 –2.44 –2.44 –5.36 –5.39 0.81 0.79 10.5 10.92
0.75 3.56 3.11 –2.47 –2.47 –5.40 –5.42 0.70 0.57 10.5 10.71
1.00 3.49 2.90 –2.51 –2.51 –5.45 –5.48 0.59 –0.05 10.5 8.91

Список литературы

  1. Бек М. Исследование комплексообразования новейшими методами. М.: Мир, 1989. 405 с.

  2. Гиллебранд В.Ф. и др. Практическое руководство по неорганическому анализу. М.: Химия, 1966. 1111 с.

  3. Пршибил Р. Комплексоны в химическом анализе. М.: Изд-во иностр. лит., 1960. С. 383–386.

  4. Кольтгоф И.М. и др. Объемный анализ. М.: Госхимиздат, 1961. Т. 3. 840 с.

  5. Шарло Г. Методы аналитической химии. Количественный анализ неорганических соединений. М.: Химия, 1965. 930 с.

  6. Сусленникова В.М. Руководство к приготовлению титрованных растворов. Л.: Химия, 1968. С. 45–71.

  7. Коростелев П.П. Приготовление растворов для химико-аналитических работ. М.: Изд-во АН СССР, 1962. С. 311.

  8. Никольский Б.П. и др. Оксредметрия. Л.: Химия, 1975. 304 с.

  9. Якубов Х.М. Применение оксредметрии к изучению комплексообразования. Душанбе: Дониш, 1966. 121 с.

  10. Davlatshoeva J.A., Eshova G.B., Rahimova M.M. et al. // Amer. J. Chem. 2017. V. 7(2). P. 58.

  11. Эшова Г.Б., Давлатшоева Дж.А., Рахимова М. и др. // Журн. неорган. химии. 2018. Т. 63. № 4. С. 525.

  12. Эшова Г.Б., Давлатшоева Дж.А., Рахимова М. и др. // Там же. 2018. Т. 63. № 6. С. 736.

  13. Эшова Г.Б., Давлатшоева Дж.А., Рахимова М., Квятковская Л.В. // Вестник ТНУ. Душанбе, 2016. 1/4(216). С. 235.

  14. Пат. Республики Таджикистан № ТJ 295, (51) 7 G 01 N 27/26, С 25 В 3/12. Способ определения состава и констант образования координационных соединений / З.Н. Юсупов; заявитель и патентообладатель Таджикский государственный национальный университет. № 97000501; заявка от 16.12.1997. Бюлл. № 21. 2000. С. 8.

  15. Васильев В.П. Термодинамические свойства растворов электролитов. М.: Высшая школа, 1982. 317 с.

Дополнительные материалы отсутствуют.

Инструменты

следующая статья выпуска предыдущая статья выпуска содержание выпуска

Журнал физической химии

Архивы выпусков Информация о журнале Отправить рукопись в журнал