Тема 8 загальні властивості металів. Електрохімічні процеси

Приклад 1. Чим відрізняються кристалічні гратки металів від: а) йонних; б) атомних?

Відповідь:

Кристалічні гратки металів утворюються тільки позитивними йонами. Йонні – як позитивними, так і негативно зарядженими йонами. Тип зв’язку в кристалічних гратках металів – металічний, а в атомних – ковалентний.

Будова кристалічних граток металів обумовлюється їх фізичними і хімічними властивостями. Завдяки рухливим електронам метали мають високу тепло- і електропровідність. Поскільки метали легко віддають зовнішні електрони, тому вони є сильними відновниками.

Питання 2. Які загальні фізичні властивості металів? Поясніть ці властивості, ґрунтуючись на уявленнях про металічний зв’язок.

Відповідь:

Фізичні властивості металів: металічний блиск, висока тепло- і електропровідність, ковкість і пластичність. Провідність тепла і електрики пояснюється рухом вільних електронів в кристалічній гратці металів. Ковкість і пластичність металів пояснюється рухом окремих шарів йонів один відносно іншого. Густина металів, температури їх плавлення і кипіння відрізняються і залежать від міцності металічного зв’язку.

Питання 3. Чому деякі метали пластичні (наприклад, мідь), а інші – крихкі (наприклад, стибій)?

Відповідь:

Атоми крихких металів мають число вільних електронів від п’яти до семи. Ці електрони забезпечують міцну взаємодію між окремими шарами йонів і запобігають їх ковзанню один відносно іншого. Взаємодія між йонними шарами у пластичних металів мала, оскільки число вільних електронів між шарами менше, ніж у крихких металів.

Приклад 4. На основі вчення про будову атомів поясність, чим метали за хімічними властивостями відрізняються від неметалів.

Відповідь:

Основна відмінність металів від неметалів та, що атоми металів легко віддають свої валентні електрони, тобто є сильними відновниками. Метали окиснюються окисниками: киснем, воднем, галогенами, сіркою, гідроген-іонами та йонами інших металів.

Приклад 5. Чому метали взаємодіють з неметалами? Напишіть рівняння реакцій, вкажіть які продукти реакцій утворюються.

Відповідь:

Хімічні властивості металів визначаються здатністю їх атомів легко віддавати валентні електрони і перетворюватись на позитивні йони внаслідок низьких значень електронегативностей, які обумовлені невеликими енергіями йонізації та спорідненістю до електрона (часто від’ємною). Приклади взаємодії металів з неметалами:

Реагент (неметал)	Рівняння реакцій	Продукти реакцій
Кисень	2Ca + O2 → 2CaO 4Fe + 3O2 →2 Fe2O3 2Na + O2 → Na2O2	оксид або пероксид

(з киснем реагують усі метали, крім золота, срібла, платинових металів).

Сірка

Fe + S → FeS

сульфід

(з сіркою реагують усі метали, крім золота та платини).

Хлор

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 2Au + 3Cl2 → 2AuCl3

хлорид

(реагують - всі).

Азот

6Na + N2 → 2Na3N

нітрид

(реагують тільки лужні, магній та лужноземельні).

Фосфор

3Mg + 2P → Ca3P2 3Na + P → Na3P

фосфід

(реагують майже всі)

Вуглець

4Al + 3C → Al4C3 3Fe + C → Fe3C

карбід

(реагують майже всі)

Кремній

2Ca + Si → Ca2Si

силіцид

(реагують майже всі)

Водень

2La + 3H2 → 2LaH3

гідрид

(реагують майже всі).

Приклад 6. Як взаємодіють метали з водою? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

Відповідь:

По відношенню до води та водних розчинів метали діляться на активні, пасивуючі та інертні. Всі метали, які знаходяться в ряду активності до водню повинні витісняти його з води. В дійсності - витісняють тільки активні метали, решта не витісняють, тому що:

1. Метали покриваються оксидною плівкою, яка захищає їх від розчинення.

2. Ряд активності справджується для 1 моль∙екв./лрозчинів, а концентрація йонів H⁺ у воді тільки 10^-7 моль/л, надзвичайно мала.

З водою при звичайній температурі взаємодіють лужні та лужноземельні метали і талій. При цьому утворюються відповідні гідроксиди і виділяється водень. Наприклад:

2Tl + 2H₂O = 2TlOH + H₂

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

При нагріванні з водою взаємодіють також магній та берилій:

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂

Be + 2H₂O = Вe(ОН)₂ + H₂

Метали підгрупи скандію і лантаноїди теж реагують з водою, хоча іповільно:

2Sc + 6H₂O = 2Sc(OH)₃ + ЗH₂↑

При взаємодії калію з водою загоряється водень, реакція Rb і Cs супроводжується вибухом.

Алюміній, галій, індій, германій, олово, свинець, стибій і бісмут при високих температурах взаємодіють з водяною парою, при цьому виділяється водень і утворюються відповідні оксиди, в яких метали проявляють свої стійкі ступені окиснення.

Наприклад: Pb + H₂O = PbO + H₂

Деякі метали здатні взаємодіяти зводою не витісняючи з неї водню. Це пояснюється тим, що вони утворюють погано розчинні у воді гідроксиди, які осідають на поверхню металу і утворюють на ній захисні плівки. Наприклад, магній, який спочатку взаємодіє з водою, потім покривається нерозчинним гідроксидом:

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂↑

Якщо ж гідроксид нестійкий, то він на поверхні металу розпадається і утворює захисну плівку оксиду, наприклад, Al₂O₃, Сr₂О₃, на цинку у вигляді ZnO і т.д. Зменшення активності металу за рахунок утворення захисних плівок називається пасивацією. При видаленні захисної плівки метал реагує з водою.

З металів побічних підгруп, з водою, при нагріванні взаємодіють тільки елементи третьої побічної підгрупи. При цьому виділяється водень і утворюються практично нерозчинні у воді гідроксиди:

2La + 6H₂О = 2La(ОH)₃ + ЗН₂

Інші d -метали, за винятком найменш активних (технецію, ренію, металів родини платини, металів побічної підгрупи першої групи та ртуті), взаємодіють при високих температурах з водяною парою. При цьому виділяється водень і утворюються відповідні оксиди або гідроксиди:

2Cr + ЗН₂О = Сr₂О₃ +3H₂

Mn + 2H₂O = Mn(OH)₂ + Н₂

При нагріванні лантаноїди взаємодіють з водою, при цьому утворюються нерозчинні у воді гідроксиди:

2Ln + 6H₂O = 2Ln(OH)₃ + 3H₂,

де Ln - атом лантаноїду. Цей процес краще відбувається з металами церієвої групи. Уран і торій взаємодіють з водяною парою при температурі 200-300⁰C, при цьому водень, щоутворюється, реагує з металом, утворюючи гідрид:

U + 2H₂O = UO₂ + 2Н₂↑

2U + 3H₂ = 2UH₃

Приклад 7. Як взаємодіють метали з лугами? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

Відповідь:

3 лугами взаємодіють тільки ті метали, оксиди якихволодіють амфотерними властивостями. При дії лугу на цинк одержується сіль цинкової кислоти - цинкат з виділенням водню, яке пов’язується з взаємодією атомів металу з молекулами води

Zn + Н₂О = Zn(OH)₂ + Н₂

Роль лугу полягає в розчиненні захисної плівки

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O

Сумарно записують:

Zn + 2NaОН + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

2Al + 2NaОН + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

або 2Al + 2NaОН + 2H₂O= 2NaAlO₂ + 3H₂↑

Берилій, алюміній, галій, індій, олово й свинець розчиняються у лугах, причому олово й свинець краще, при нагріванні, з утворенням відповідних гідроксосолей:

Be + 2KОН + 2H₂O = K₂[Be(OH)₄] + H₂↑

2Al + 2KОН + 6H₂O= 2K[Al(OH)₄] + 3H₂↑

Pb + 2KОН + 2H₂O = K₂[Pb(OH)₄] + H₂↑

Sn + 2KОН + 4H₂O = K₂[Sn(OH)₆] + 2H₂↑

Всі інші елементів головних підгруп у лугах нерозчинні.

Деякі метали побічних підгруп добре розчинні у лугах, зокрема цинк. Титан, цирконій, а також ванадій, ніобій і тантал повільно взаємодіють при нагріванні з концентрованими розчинами лугів, окиснюючись до вищих ступенів окиснення і утворюючи солі відповідних кислот:

Ti + 2KOH + H₂O = K₂TiO₃ +2H₂

2V + 2KOH + 4H₂O = 2KVO₃ + 5H₂

Хром, вольфрам, реній і метали родини платини взаємодіють при високій температурі з розтопленими лугами в присутності окисників (кисню, калій нітрату KNO₃, калій перхлорату KClO₄ тощо):

W + 2KOH + 3KNO₃ = K₂WO₄ + KNO₂ + H₂O

З лугами за звичайних умовлантаноїди й актиноїди не взаємодіють.

Приклад 8. Як реагують метали з найбільш вживаними кислотами HCl, HNO₃, H₂SO₄?

Відповідь:

Майже всі метали окиснюються кислотами. Характер взаємодії з кислотою залежить від активності металу, його властивостей, а також від концентрації кислоти.

При взаємодії безоксигенової кислоти з металом, роль окислювача відіграє йон гідрогену Н⁺. Якщо ж з металом реагує оксигеновмісна кислота, то в ролі окислювача виступає Н⁺, або аніон кислотного залишку.

Хлоридна кислота HCl сильна кислота (α = 99%), вона містить 38% HCl у водному розчині (більше гідроген хлориду у воді не розчиняється).

Хлоридна кислота – слабкий окисник за рахунок йонів Н⁺ , тому вона взаємодіє лише з металами, які стоять в ряду стандартних електродних потенціалів перед воднем, наприклад:

2 HCl + Mg → MgCl₂ + H₂↑

HCl + Cu ≠

Схема взаємодії сульфатної кислоти з металами:

Приклади:

Під час взаємодії з активними металами (наприклад, із магнієм) в залежності від концентрації і температури паралельно відбуваються кілька реакцій з утворенням сполук сірки, в яких сірка має різні ступені окиснення (S⁺⁴O₂, S⁰,
H₂S^-2); однак переважають реакції з утворенням S⁰ і H₂S.

+ = + + 2H₂O

– 2e →		відновник
+ 2e →	окисник

8 8

3 + = 3 + + 4H₂O

– 2e →			відновник
+ 6e →		окисник

16 16

4 + = 4 + + 4H₂O

– 2e →			відновник
+ 8e →		окисник

20 20

Внаслідок взаємодії з малоактивними металами (наприклад, міддю) утворюються сіль та сульфур (ІV):оксид

Cu + 2H₂SO₄(к) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

У випадку розведеної сульфатної кислоти метали реагують з нею аналогічно хлоридній кислоті, тобто виділяється водень:

Zn + H₂SO₄ (р) → ZnSO₄ + H₂↑

Нітратна кислота – сильний окисник. Внаслідок взаємодії з металами водень не виділяється, він окислюється з утворенням води.

Схема взаємодії нітратної кислоти з металами:

Приклади:

a) + 4 = + 2 + 2H₂O

– 2e →			відновник
+ e →		окисник

12 12

б) + 10Н _(к) = 4 + + 5H₂O

– 2e →			відновник
2 + 8e → 2		окисник

30 30

в) + 4H O_3(р) = 3 NO₃ + O + 2H₂O

–e →			відновник
+ 3e →		окисник

12 12

г) 4 + 10 H O_{3 (Р)} = 4 + + 3H₂O

– 2e →			відновник
+ 8e →		окисник

30 30

Не реагує нітратна кислота з платиною (Pt), золотом (Au), родієм (Rh), талієм (Tl), іридієм (Ir), пасивує (при звичайній температурі): алюміній (Al), хром (Cr), залізо (Fe).

Приклад 9. Як можна встановити, що при горінні металічного натрію утворюється не оксид, а пероксид?

Відповідь:

Натрій пероксид, на відміну від оксиду, сильний окисник, він окислює йодиди в кислому середовищі до йоду.

.

Натрій оксид реагує не з , а із .

.

Приклад 10. Атоми яких елементів є більш сильними відновниками – лужні метали чи водень? Підвердіть відповідь рівняннями реакцій.

Відповідь:

Лужні метали – більш сильні відновники, ніж водень. Це підтверджується тим, що вони витісняють водень із води і кислот:

;

.

Приклад 11 Чому у фотоелементах використовують переважно цезій а не літій?

Відповідь:

Енергія йонізації атома цезію – найменша серед всіх лужних металів (за виключенням радіоактивного францію), тому при опроміненні цезію з його поверхні легко відриваються електрони, які використовуються у фотоелементах.

Приклад 12. Напишіть рівняння реакцій, які дозволяють здійснити наступні перетворення:

.

Відповідь:

1) натрій утворюються під час електролізу розплаву натрій хлориду

;

2) натрій реагує із воднем:

.

3) натрій гідрид повністю гідролізується:

.

4) при пропусканні надлишку сульфур (IV) оксиду через розчин натрій гідроксиду утворюється натрій гідросульфіт

.

Приклад 13. Напишіть рівняння реакцій:

.

Відповідь:

;

;

;

;

↑.

Приклад 14. У вашому розпорядженні натрій хлорид і вода. Які речовини можна отримати із цих речовин, використовуючи необхідні прилади?

Відповідь:

1) ;

2) .

3) .

4) .

5) .

6) .

7) .

8) .

9) .

10) .

11) .

Приклад 15. Напишіть рівняння реакцій взаємодії лужних металів з киснем

Відповідь:

Всі лужні метали легко окиснюються киснем повітря, причому літій утворює оксид:

;

натрій пероксид:

;

калій, рубідій та цезій – надпероксиди

.

Приклад 16. Металічний кальцій твердіший за літій, але м’якший від берилію. Як це можна пояснити, ґрунтуючись на вченні про будову кристалічних ґраток.

Відповідь:

Кальцій твердіший за літій, оскільки він має два електрони на зовнішньому рівні, а літій – один, і тому в утворенні металічного зв’язку в кальцію беруть участь більше число електронів, ніж у літію. Значить, металічний зв’язок в кальцію міцніший, ніж у літію, тому кальцій твердіший.

Атом берилію має менший радіус, ніж атом кальцію, тому в металічного берилію шари йонів міцніше зв’язані один з одним, ніж у металічного кальцію. Значить, берилій твердіший, ніж кальцій

Ці приклади свідчать про те, що твердість металу однозначно пов’язана з міцністю металічного зв’язку.

Приклад 17. Яким чином характеризує хімічні властивості металів електрохімічний ряд напруг?

(Див. додаток Л).

Відповідь:

1) Чим більш негативний електродний потенціал металів, тим більша його відновна властивість.

2) Кожний метал витісняє (відновлює) із розчинів солей ті метали, які розміщені в ряду напруг металів після нього. Винятком є лише лужні і лужноземельні метали, які не будуть відновлювати йони інших металів із розчинів їх солей. Це пов'язано з тим, що в даних випадках з більшою швидкістю протікають реакції взаємодії металів з водою.

3) Всі метали, які мають негативний стандартний електродний потенціал, тобто знаходяться в ряді напруг металів лівіше водню, здатні витісняти його із розчинів кислот.

Електрохімічний ряд напруг металів характеризує поведінку металів і їх солей тільки у водних розчинах, поскільки потенціали враховують особливості взаємодії того чи іншого йону металу з молекулами розчинника. Тому ряд починається з літію. Це пов'язано із винятково високою енергією процесу гідратації йонів літію в порівнянні із йонами інших лужних металів.

Приклад 18. Який пристрій використовують для перетворення енергії хімічної реакції в електричну?

Відповідь:

Система або пристрій для безпосереднього перетворення енергії хімічної реакції в електричну називається гальванічним елементом.

Прикладом такої системи є гальванічний елемент Даніеля – Якобі (рис 8.1):

Рисунок 8.1 – Гальванічний елемент Даніеля - Якобі

Гальванічний елемент Даніеля - Якобі складається із цинкового і мідного електродів, занурених відповідно у розчини сульфатів цинку і купруму, які розділені пористою перегородкою (рис.8.1).

Під час роботи цинк окислюється

Zn = Zn²⁺ + 2ē (окиснення),

а йони купруму відновлюються

Cu²⁺ + 2е = Cu (відновлення).

Сумарний процес:

Zn + Cu²⁺= Cu + Zn²⁺

Ця реакція є оборотною, оскільки рівновага зміщується вліво, якщо пропускати електричний струм від зовнішнього джерела у протилежному напрямку.

Електрод, на якому відбувається окиснення, називається анодом (Zn). Електрод, на якому відбувається відновлення – катодом (Cu).

Схематично гальванічний елемент Даніеля – Якобі зображають так:

(—) Zn ׀ Zn²⁺ ׀׀ Cu ׀ ⁺² Cu (+)

На цинковому електроді відбувається розчинення цинку з перетворенням його атомів на йони, (процес окиснення), а вивільнені електрони по провіднику переходять на мідний електрод, де відбувається розрядження катіонів купруму, що супроводжується виділенням металічної міді (процес відновлення).

Електричний струм, що виникає в гальванічному елементі, здатний виконувати корисну роботу. Величина роботи, яку можна виконати внаслідок перетворення хімічної енергії окисно-відновної реакції, що відбувається в гальванічному елементі, залежить від величини струму, який виникає в цьому елементі.

Максимальне значення напруги гальванічного елемента, що відповідає перебігу реакції в прямому і зворотному напрямках називається напругою елемента (раніше – електрорушійною силою гальванічного елемента). Вона дорівнює різниці потенціалів між його електродами.

Приклад 19. На яких окисно-відновних процесах базується робота акумуляторів?

Відповідь:

Акумулятори — це прилади для накопичування хімічної енергії, яка в разі потреби може перетворюватися в електричну енергію.

Вони здатні перетворювати нагромаджену хімічну енергію на електричну (при розрядженні), а електричну – на хімічну (при зарядженні).

Найбільше поширення і практичне застосування мають свинцевий і лужні акумулятори.

Свинцевий, або кислотний, акумулятор складається з двох електродів, занурених у розчин сульфатної кислоти (22–28 %-й). Один електрод (спресований PbO₂) є позитивним полюсом, а другий (решітчаста пластина металічного свинцю) – негативним полюсом акумулятора. Схему свинцевого акумулятора можна записати так:

A (-) Pb ‌‌ ׀ H⁺, SO₄^2- ׀ PbO₂ (+) K

Під час зарядження, коли через акумулятор пропускають постійний електричний струм, на електродах відбуваються такі електрохімічні процеси:

Рисунок 8.2 - Схема роботи свинцевого акумулятора при заряджанні (а) та розряджанні (б)

На катоді (-): PbSO₄ + 2ē → Pb + SO₄^{2 -}.

На аноді (+): PbSO₄ + 2H₂O — 2ē → PbO₂ + 4H⁺ + SO₄^2-

Під час розряджання акумулятора на електродах відбуваються протилежні процеси (рис.8.2):

На аноді (-): Pb + SO₄^2- — 2ē → PbSO₄ φ° = 0,36 В.

На катоді (+): PbO₂ + 4H⁺ + SO₄^2- + 2ē → PbSO₄ + 2H₂O
φ° = 1,68 В.

Загальне рівняння реакції роботи свинцевого акумулятора має вигляд:

розрядження

Pb + 2H₂SO₄ + PbO₂ PbSO₄ + 2PbSO₄ + 2H₂O.

напруга акумулятора

Е° = φ°_кат. - φ°_ан. = +1,68 - (-0,36) = + 2,04 В.

Якщо при експлуатації акумулятора напруга зменшується до 1,85 В, то його треба зарядити, під'єднавши до зовнішнього джерела постійного струму.

До лужних акумуляторів належать залізно-нікелевий, кадмієвий і срібно-цинковий акумулятори. Електролітом для них є 20 - 30 %-й розчин лугу KOH і LiOH.

Зарядження і розрядження лужного залізо-нікелевого акумулятора відбувається за схемою:

розрядження

Fe + 2Ni(OH)₃ Fe(OH)₂ + 2Ni(OH)₂.

Негативним електродом є спресований порошок заліза з добавками меркурій пероксиду тощо, а позитивним електродом - Ni(OH)₃, (точніше, гідратований нікель оксид Ni₂O₃ ∙ H₂O, або NiO(OH), тобто

(-) Fe ׀ K⁺, OH^- ‌ ׀ ‌ Ni(OH)₃ (+)

Залізо-нікелевий акумулятор має напругу 1,36 В.

У кадмієво-нікелевому акумуляторі замість заліза катодом є губчастий кадмій. Схема такого акумулятора має вигляд:

(-) Cd ‌ ׀ K⁺, ОН^- ‌ ׀ Ni(OH)₃ (+),

а заряджається і розряджається він за рівнянням:

розряджається

Cd + 2Ni(OH)₃ Cd(OH)₂ + 2Ni(OH)₂

У срібно-цинковому акумуляторі катодом єцинк, а анодом – аргентум оксиди. Хімічні реакції, що відбуваються при розрядженні і заряджанні акумулятора наступні:

розряджається

Ag + Zn(OH)₂ AgO + Zn + H₂O.

Електрична схема такого акумулятора має вигляд:

(-) Zn ‌ ׀ K⁺, OH ^-, AgO ‌ ׀ Ag (+).

Напруга срібно-цинкового акумулятора дорівнює
1,85 В. Він має високу ємність на одиницю маси і тому останнім часом його часто використовують як автономне джерело енергії.

До акумуляторів пред’являють жорсткі технічні умови (до маси, габаритів, ємності на одиницю маси, вартості тощо), тому обмежується кількість окисно-відновних реакцій, які можна реалізувати.

Приклад 20. В яких елементах використовують перетворення енергії горіння в електричну?

Відповідь:

Останнім часом у різних країнах використовують нові джерела електричного струму - паливні елементи. В них електричний струм виникає в результаті хімічної взаємодії горючих речовин (водню, коксу, природного газу, бензину тощо) з окисниками (кисень, повітря, хлор, фтор), які безпосередньо подаються ззовні до електродів, а продукти реакції відводяться.

Технічно впроваджувати паливні елементи складно, однак дуже важливо, оскільки ККД їх ~ 100% (рис. 8.3). Прикладом може бути лужний воднево-кисневий паливний елемент, в якому здійснюється електрохімічне окиснення водню. Цей елемент складається з дрібнопористих вугільних або нікелевих електродів, занурених у лужний розчин електроліту. На електродах відбуваються такі електрохімічні процеси:

Анод 2H₂ + 4OH^- - 4ē= 4H₂O

Катод O₂ + 2H₂O + 4ē = 4OH^-

2H₂ + O₂ = 2H₂O

Рисунок 8.3 - Схема роботи воднево-кисневого паливного елемента

Водень дифундує крізь пористий електрод з каталізаторами (Pt, Pd, Ni), кисень - крізь другий електрод зі змішаними каталізаторами (Co, Al або Fe, Mn і Ag). ККД воднево-кисневого елемента становить 60 - 70 %.

Приклад 21. Під дією чого відбувається електроліз? Що відбувається на електродах?

Відповідь:

Електроліз - це сукупність окисно-відновних електрохімічних процесів. Вони відбуваються під впливом електричного струму на електродах, занурених у розчин або розплав електроліту. Під дією джерела струму на одному з електродів утворюється надлишок електронів ("-" електрод), на другому - нестача електронів ("+" електрод). Під час проходження електричного струму через електроліт виникає спрямований рух йонів. Катіони переміщуються до негативного електроду, аніони - до позитивного.

Йони, які перебувають поблизу негативного електроду, приймають електрони, тобто відновлюються. Електрод, на якому відбувається реакція відновлення, називають катодом. Йони, які перебувають поблизу позитивного електрода, віддають електрони, тобто окиснюються. Такий електрод називається анодом (рис. 8.4).

Рисунок 8.4 – Схема роботи електролізера

Приклад 22. Із яких матеріалів виготовляють електроди?

Відповідь:

Важливу роль в процесі електролізу відіграє матеріал, з якого виготовлено електроди, особливо анод, який може окиснюватись. У зв'язку з цим розрізняють електроліз з інертними і активними анодами. Для інертних анодів використовують графіт, вугілля, платину, а як активні - будь-який метал.

Приклад 23. Поясніть суть електролізу водних розчинів.

Відповідь: Під час електролізу водних розчинів з інертними електродами поряд з катіонами та аніонами в електрохімічних реакціях беруть участь молекули води.

Дата добавления: 2015-07-17