Keemia praktikum nr4: Reaktsioonid elektrolüütide lahustes (0)

Q: Miks muudab indikaator värvust?

Vastus leiad õppematerjalist: Keemia praktikum nr4: Reaktsioonid elektrolüütide lahustes

5 VÄGA HEA

Esitatud küsimused

Miks muudab indikaator värvust?

Sissejuhatus.
Reaktsioonivõrrandeid võib esitada kahel viisil – molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid.
Täpsemini kirjeldab toimuvat ioonvõrrand, sest elektrolüüdid on vesilahuses jagunenud ioonideks ja osa ioone mingisse vastastiktoimesse ei astu.
Et eristada erinevates agregaatolekutes olevaid ja lahustunud ühendeid, on korrektne märkida olek ühendi või iooni juurde.
Ioonvõrrandite kirjutamisel jälgida järgmisi reegleid:

lahku võib kirjutada kõik tugevad elektrolüüdid
vasakul ja paremal pool korduvad ioonid jäetakse võrrandist välja (taandatakse)
kokku jäetakse:

gaasid jt mittedissotsieeruvad ühendid (CO2, NH3, SO2, MnO2 jt)
vähelahustuvad ühendid (BaSO4, AgCl, Cu(OH)2 jt)
vesi H2O ning muud vähedissotsieeruvad ühendid (H2S, HCN, HF, NH3 ⋅ H2O, CH3COOH jt)
kompleksioonid ( [Ag(NH3)2]+, [Al(OH)6]3– jt)

laengute summa võrrandi vasakul pool peab võrduma laengute summaga paremal pool

Oksüdatsiooniastmete muutuseta kulgevad reaktsioonid
Kulgemise peamised põhjused:
1. Sademe (vähelahustuva ühendi) teke.
2. Gaasi teke (CO2 karbonaatidest, H2S sulfiididest, NH3 kuumutamisel ammooniumisooladest)
3. Vähe- (või vähem) dissotsieeruva ühendi teke. Sageli tasakaalulised protsessid. Siia alla kuulub ka vee kui nõrga elektrolüüdi teke.
4. Hüdrolüüsiprotsessid (soola moodustavate ioonide vastastiktoime veega), mis kulgevad väheses ulatuses, kuid põhjustavad soolalahuste pH erinevusi.
5. Kompleksühendi teke. Kompleksühendid on keemilised ühendid, mille kristallvõres või lahuses esinevad liitosakesed – kompleksioonid, mis koosnevad tsentraalaatomist (siin näites Cu) ja sellega seotud ligandidest ( aatomid , ioonid või molekulid, siin näites NH3 molekulid). Kompleksioonid on üldjuhul lahustes väga püsivad.
Oksüdatsiooniastmete muutusega kulgevad ehk redoksreaktsioonid
Reaktsioone, mis on seotud elektronide üleminekuga ühelt aatomilt teisele, nimetatakse redoksreaktsioonideks. Ainet või iooni, mille koostises olevad aatomid loovutavad elektrone, nimetatakse redutseerijaks, see aine ise seejuures oksüdeerub (tema oksüdatsiooniaste kasvab). Ainet või iooni, mis seob elektrone, nimetatakse oksüdeerijaks, aine ise seejuures redutseerub (tema oksüdatsiooniaste kahaneb).
Ainult redutseerija ja oksüdeerija olemasolu korral ühel ajal ühes ja samas süsteemis (näiteks katseklaasis), loob võimaluse redoksreaktsiooni toimumiseks. Lihtsad ja enam levinud redoksreaktsioonid on põlemine ja metallide reageerimine hapetega.
Elektronide ülemineku skeemi koostamisel lähtutakse aatomite oksüdatsiooniastmetest.
Oksüdatsiooniastme kindlakstegemiseks lähtutakse järgmistest üldreeglitest:

Aine valemis olevate elementide aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa on null.
Lihtainete o-a loetakse nulliks (O2, H2, Fe).
Hapniku o-a ühendites on üldjuhul –II, tuntumateks eranditeks on peroksiidid (H2O2, CaO2 jt) ning ühendid F2-ga (OF2 hapniku o-a II). Peroksiidid on ühendid hapnik-hapnik sidemega –O–O– (O22–).
Vesiniku o-a ühendites on üldjuhul I, eranditeks on metallide hüdriidid NaH, CaH2 jt, milles vesiniku o-a on –I.
Perioodilisussüsteemi IA (Li, Na, K...) ja IIA (Be, Mg, Ca...) rühma elementide o-a ühendites on vastavalt I ja II; alumiiniumil III; tsingil ning kaadmiumil II.

Eksperimentaalne töö
Reaktsioonid elektrolüütide lahustes
2.1 Töö ülesanne ja eesmärk.
Elektrolüütide lahustes toimuvate reaktsioonide kulgemise peamiste põhjuste selgitamine , reaktsioonivõrrandite kirjutamine molekulaarsel ja ioon -molekulaarsel kujul, redoksreaktsioonide võrrandite tasakaalustamine.

Töövahendid.
Katseklaaside komplekt.

Kasutatud ained.
H2SO4(aq), BaCl2 (aq), Al2(SO4)3(aq), NH3⋅H2O(aq), Pb(NO3)2(aq), K2CrO4(aq), Na2CO3(aq), HCl (aq), CuSO4 (aq), Zn, Cu, HNO3 (aq), KMnO4(aq), Na2SO3 (s), H2SO4(aq), FeSO4(aq), K2Cr2O7 (aq)

Kasutatud uurimis - ja analüüsimeetodid ning metoodikad.
Kirjeldada toimuvaid muutusi (sademe teke, värvuse muutused, gaaside eraldumine jne) ning tekkivaid sademeid. Kirjutada kõiki muutusi kirjeldavad reaktsioonivõrrandid nii ioon- kui molekulaarkujul. Tasakaalustada ja lõpetada juhendis toodud reaktsioonivõrrandid. Redoksreaktsioonides märkida, milline ühend on oksüdeerija, milline redutseerija.
Oksüdatsiooniastmete muutuseta kulgevad reaktsioonid:
Sademete teke
Katse 1.
SO42 – ioone sisaldavale lahusele (0,5...1 ml) lisada tilkhaaval Ba2+ ioone sisaldavat lahust.
H2SO4 +BaCl2 → BaSO4↓ +2 HCl ( Tekkib hägune valge sade)
SO42–+Ba2+ → BaSO4 ↓
Katse 2.
Al3+ ioone sisaldavale lahusele (0,5...1 ml) lisada 2 M NH3 ⋅H2O lahust ammoniaagi lõhna püsimajäämiseni.
Al2(SO4)3 + 6NH4OH → 2Al(OH)3↓ + 3(NH4) 2SO4 (Tekkib valge sade)
2Al3+ + 3SO42- + 6NH4+ + 6OH- → 2Al(OH)3↓ + 6NH4+ +3SO42-
Al3+ + 3OH- → Al(OH)3↓
Katse 3.
Pb2+ ioone sisaldavale lahusele (0,5...1 ml) lisada CrO42– ioone sisaldavat lahust.
Pb(NO3)2 + K2CrO4 → 2 KNO3 + PbCrO4↓ (PbCrO4 sadestub ning tekkib kollane sade)
Pb2+ + 2NO3- +2K+ + CrO42- → 2K+ + 2NO3- + PbCrO4↓
Pb2+ + CrO42- → PbCrO4↓
Hüdrolüüs
Katse 4.
Võtta ühte katseklaasi 1 ml Al2(SO4)3 lahust, teise sama palju Na2CO3
lahust. Hinnata lahuste pH-d indikaatoritega (lisada 2...3 tilka).
Al2(SO4)3 + metüülpunane → punakas- roosa värvus, järelikult pH on väiksem kui 4,2…6,3
Na2CO3 + fenoolftaleiin→ roosa värvus, järelikult pH on suurem kui 8,3…9,9
Gaasi teke
Katse 5.
CO32 – ioone sisaldavale lahusele (1...2 ml) lisada mõni tilk indikaatori fenoolftaleiini lahust. Lisada tilkhaaval 1 M HCl vesilahust. Miks muudab indikaator värvust? Kas soolhappe lisamisel on näha eralduva gaasi mullikesi?
Na2CO3 + fenoolftaleiin→ roosa värvus, järelikult see on aluseline lahus, kuna happelises keskskonnas fenoolftaleiin on värvitu.
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2↑
2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2↑
CO32- + 2H+ → H2O + CO2↑
Lisades HCl lahus muutub värvusetuks, sest lahus muutub neutraalseks. Näha on eralduva gaasi mullikesi (CO2).
Kompleksühendi teke
Katse 6.
Cu2+ ioone sisaldavale lahusele (1...2 ml) lisada tilkhaaval 6 M NH3 ⋅ H2O, kuni esialgselt tekkiv sade loksutamisel lahustub ja värvus enam ei muutu.
Esialgselt katseklaasis tekkis helesinine sade Cu(OH)2:
CuSO4 + 2NH3 ⋅ H2O → Cu(OH)2↓ + (NH4)2SO4
Cu2+ + SO42- + 2NH4+ + 2OH- → Cu(OH)2↓ + 2NH4+ +
SO42-
Loksutamisel sade lahustus ning lahuse värvus muutus tumesiniseks, sellist värvust annab kompleksioon [Cu(NH3)4]2+:
CuSO4 + 4NH3 ⋅ H2O → [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O
Cu2+ + SO42- + 4NH4+ + 4OH- → [Cu(NH3)4]2+ +
SO42- + 4H2O
Cu2+ + 4NH4+ + 4OH- → [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O
Redoksreaktsioonid
Metallid, metallide pingerida
Katse 7.
Võtta ühte katseklaasi tükk metallilist tsinki ja teise vaske. Lisada katseklaasidesse lahjendatud vesinikkloriidhapet. Jälgida gaasilise vesiniku eraldumist metalli pinnal mullikestena. Kas reaktsioon toimub mõlemas katseklaasis? Põhjendada, lähtudes metallide pingereast.

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑ (reaktsioonis eraldus H2 metalli pinnal mullikestena, reaktsioon toimub, sest Zn asub vesinikust vasakul.)
Zn + 2H+ + 2Cl- → Zn2+ + 2Cl- + H2↑
Zn – 2e- → Zn2+ (redutseeria – loovutab elektrone)
2H+ + 2e-→H2 ( oksüdeeria – liidab elektrone)

Cu + HCl → reaktsiooni ei toimu
Teist reaktsiooni ei toimu, kuna lähtudes metallide pingereast Cu on vähem aktiivne kui H.
Katse 8.
Katse viia läbi ja katseklaasid hoida ning tühjendada pärast reaktsiooni täielikku lõppemist tõmbe all. Kuiva katseklaasi panna tükk vaske ja lisada ~1 ml kontsentreeritud lämmastikhapet.
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
Cu – 2e- → Cu2+ NO3- + 2H+ + e- → NO2 + H2O ‖ ⋅2
(redutseeria – loovutab elektrone) (oksüdeeria – liidab elektrone)
Cu – 2e- + 2e- + 4H+ + 2NO3- →Cu2+ + 2NO2 ↑ + 2H2O
Cu + 4HNO3 → 2NO2↑ + 2H2O + Cu(NO3)2 (vask hakkab lahustuma, eraldub pruunakas gaas (NO2), lahus muutub roheliseks)
Katse 9.
Võtta katseklaasi tükk metallilist tsinki ja lisada 1...2 ml CuSO4 lahust.
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu↓ ( Tsink värvub mustaks, pinnale sadestub vase kiht.)
Cu2+ + 2e- → Cu Zn – 2e- → Zn2+
(oksüdeeria – liidab elektrone) (redutseeria – loovutab elektrone)
Cu2+ + 2e- + SO42- + Zn – 2e- = Zn2+ + SO42- + Cu
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu↓
KMnO4 ja K2Cr2O7 reaktsioone
Katse 10.
Valada katseklaasi ~0,5 ml KMnO4 lahust ja lisada sama kogus lahjendatud H2SO4 lahust ning spaatliga tahket Na2SO3 kuni värvuse valastumiseni (värvituks muutumiseni).
KMnO4(aq) + Na2SO3(s) +H2SO4(aq) → MnSO4(aq) + 5Na2SO4(aq) + K2SO4 (aq) +3H2O(l)
Lillakas-roosa värvi lahus Na2CO3 lisamisega muutub värvusetuks.
MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O ‖⋅2 SO32- + H2O – 2e- → SO42- + 2H+ ‖⋅5
(oksüdeeria – liidab elektrone) (redutseeria – loovutab elektrone)
2MnO4 - + 16H+ + 10e- + 5SO32- + 5H2O – 10e- → 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+
2MnO4- + 6H+ + 5SO32- → 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-
2KMnO4 + 5Na2SO3 +3 H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + +3H2O
Katse 11.
Valada katseklaasi ~0,5 ml lahjendatud väävelhappelahust ning lisada 2 tilka KMnO4 lahust. Seejärel lisada tilkhaaval Fe2+-ioone sisaldavat lahust.
MnO4–(aq) + Fe2+(aq) + H+(aq) → Mn2+(aq) + Fe3+(aq) + H2O(l)
MnO4– + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O Fe2+ – e- → Fe3+ ‖⋅5
(oksüdeeria – liidab elektrone) (redutseeria – loovutab elektrone)
MnO4– + 8H+ + 5e- + 5Fe2+ – 5e- → Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+
2KMnO4 + 8H2SO4 + 10FeSO4 → 2MnSO4 + 8H2O + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4
FeSO4 lisamisel kadus lahusest permanganaatioonist tingitud värvus.
Katse 12.
K2Cr2O7 lahusele (1...2 ml) lisada ~1 ml lahjendatud väävelhappelahust ja 1...2 ml Fe2+-ioone sisaldavat lahust.
Cr2O72 –(aq) + Fe2+(aq) + H+(aq) → Cr3+(aq) + Fe3+(aq) + H2O(l)
Cr2O72– + 14H+ + 6e-→ 2Cr3+ + 7H2O Fe2+ – e- → Fe3+ ‖⋅6
(oksüdeeria – liidab elektrone) (redutseeria – loovutab elektrone)
Cr2O72– + 14H+ + 6e- + 6Fe2+ – 6e- → Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+
Cr2O72– + 14H+ + 6Fe2+ → Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+
K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6FeSO4 → Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4
Cr2O72– reageerib kui oksüdeerija, mille tulemusena kaob lahusele iseloomulik dikromaatioonist tingitud kollane värvus. Lahus muutub pruunakaks.
Järeldus.
Toimuvate reaktsioonide kulgemise peamised põhjused on sademe või gaasi teke, soola või kompleksühendite moodustamine. Reaktsioonivõrrandeid kirjaldavad nii ioon- kui molekulaarkujulised võrrandid. Reaktsiooni käiku on võimalik katseliselt jälgida, kuna on näha reaktsiooni käigus toimivaid muutusi: sademe teket, gaasi eraldumist, lahuse värvuse muutumist.

.DOCX Laadi alla originaalfail 9 lk · .docx · 31 allalaadimist

Keemia praktikum nr4-Reaktsioonid elektrolüütide lahustes #1

Keemia praktikum nr4-Reaktsioonid elektrolüütide lahustes #2

Keemia praktikum nr4-Reaktsioonid elektrolüütide lahustes #3

Keemia praktikum nr4-Reaktsioonid elektrolüütide lahustes #4

Keemia praktikum nr4-Reaktsioonid elektrolüütide lahustes #5

Keemia praktikum nr4-Reaktsioonid elektrolüütide lahustes #6

Keemia praktikum nr4-Reaktsioonid elektrolüütide lahustes #7

Keemia praktikum nr4-Reaktsioonid elektrolüütide lahustes #8

Keemia praktikum nr4-Reaktsioonid elektrolüütide lahustes #9

50 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 50 punkti.

~ 9 lehte Lehekülgede arv dokumendis

2015-10-01 Kuupäev, millal dokument üles laeti

31 laadimist Kokku alla laetud

0 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid

Natalia_N Õppematerjali autor

Reaktsioonid elektrolüütide lahustes, kontsentratsiooni määramine Täielik protokoll; arvestatud
1. Sissejuhatus.
2. Eksperimentaalne töö (katsete tulemused ja arvutused)
Järeldus.

Keemia alused Reaktsioonid elektrolüütide lahustes kontsentratsiooni määramine Täielik protokoll reaktsioon ioonid redoksreaktsioonid fenoolftaleiin Reaktsioonid elektrolüütide lahustes

Sarnased õppematerjalid

docx

Keemia aluste praktikumi Protokoll 4

Sissejuhatus Et eristada erinevates agregaatolekutes olevaid ja lahustunud ühendeid, on korrektne märkida olek ühendi või iooni juurde. aq – ühend lahuses, s – tahke ühend või sade (vahel näidatakse ka noolega ↓), l – vedelik, g – gaas (vahel märgitakse ka noolega ↑). Ioonvõrrandite kirjutamisel jälgida järgmisi reegleid:  lahku võib kirjutada kõik tugevad elektrolüüdid  vasakul ja paremal pool korduvad ioonid jäetakse võrrandist välja (taandataks)  kokku jäetakse o gaasid jt mitte dissotsieeruvad ühendid (CO2, NH3, SO2, MnO2 jt) o vähelahustuvad ühendid (BaSO4, AgCl, Cu(OH)2 jt) o vesi H2O ning muud vähe dissotsieeruvad ühendid (H2S, HCN, HF, NH3 ⋅ H2O, CH3COOH jt) o kompleksioonid ([Ag(NH3)2]+, [Al(OH)6]3– jt)  laengute summa võrrandi vasakul pool peab võrduma laengute

Keemia alused

docx

Reaktsioonid elektrolüütide lahustes

SISSEJUHATUS Reaktsioonid elektrolüütide lahustes Reaktsioonivõrrandeid võib esitada kahel viisil – molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid 2NaOH(aq) + CuSO4(aq) →Cu(OH)2(s) + Na2SO4(aq) Täpsemini kirjeldab toimuvat ioonvõrrand, sest elektrolüüdid on vesilahuses jagunenud ioonideks ja osa ioone mingisse vastastiktoimesse ei astu (selles näites SO42–ja Na+). Sama reaktsioon ioonvõrrandina 2OH–(aq) + Cu2+(aq) →Cu(OH)2(s) Et eristada erinevates agregaatolekutes olevaid ja lahustunud ühendeid, on korrektne märkida olek ühendi või iooni juurde. aq– ühend lahuses, s– tahke ühend või sade (vahel näidatakse ka noolega ↓), l– vedelik, g– gaas (vahel märgitakse ka noolega ↑). Oksüdatsiooniastmete muutusega kulgevad ehk redoksreaktsioonid Reaktsioone, mis on seotud elektronide üleminekuga ühelt aatomilt teisele,

Keemia

docx

TTÜ Keemia alused laboratoorne töö 4

Hüdrolüüs: Katse 4. Võtta ühte katseklaasi 1 ml Al2(SO4)3 lahust, teise sama palju Na2CO3 lahust. Hinnata lahuste pH-d indikaatoritega (lisada 2...3 tilka). Al3+ + H20 = AlOH2+ + H+ CO32- + H20 = HCO3- + OH- Al2(SO4)3 lisamisel metüülpunast muutus lahus punakseks. Na2CO3 ff-i lisamisel muutus lahus lillaks. Metüülpunase pöördeala on ph 4,2...6,3, lahuse pH on seega ligikaudu 4,2. Lahus on happeline st lahuses on ülekaalus H+ ioonid. Ff lisamisel Na2CO3-le muutus lahus punaseks, pH 9,9; seega on lahuses aluseline keskkond, sest ülekaalus on OH- ioonid. Gaasi teke: Katse 5. CO32 ioone sisaldavale lahusele (1...2 ml) lisada mõni tilk indikaatori fenoolftaleiini lahust. Millise reaktsiooniga (happeline, aluseline) on lahus? Miks? Lisada tilkhaaval 1 M HCl vesilahust. Miks muudab indikaator värvust? Kas soolhappe lisamisel on näha eralduva gaasi mullikesi? Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H20

Keemia alused

rtf

Keemia aluste 4. praktikumi protokoll

Reaktsioonid elektrolüütide lahustes Eksperimantaalne töö Töö eesmärk: Elektrolüütude lahustes toimuvate rektsioonide kulgemise peamiste põhjuste selgitamine, reaktsioonivõrrandite kirjutamine molekulaarsel ja ioon-molekulaarsel kujul, redoksreaktsoonide võrrandite tasakaalustamine. Töövahendid: Katseklaaside komplekt Kasutatud uurimis- ja analüüsimismeetodid: · Al2(SO4)3 lahuse pH-d hinnata metüülpunase lisamisega. Metüülpunane pöördeala (värvuse muutumise pH vahemik) pH 4,2...6,3 (sellest väiksema pH juures punane, suurema juures kollane).

Keemia alused

rtf

Reaktsioonid elektrolüütide lahustes

Keemia alused

docx

Reaktsioonid elektrolüütide lahustes

TTÜ keemiainstituut Anorgaanilise keemia õppetool YKI0020 Keemia alused Labora-toorne Töö pealkiri: töö nr. 4 Reaktsioonid elektrolüütide lahustes Õpperühm: Töö teostaja: Õppejõud: Töö Protokoll Protokoll arvestatud: Meeme teostatud: esitatud: Põldme 25.11.2011 09.12.2011 Eksperimentaalne töö 1 Töö eesmärk Elektrolüütide lahustes toimuvate reaktsioonide kulgemise peamiste põhjuste selgitamine, reaktsioonivõrrandite kirjutamine molekulaarsel ja ioon-molekulaarsel kujul, redoksreaktsioonide võrrandite tasakaalustamine. Töövahendid Katseklaaside komplekt Töö käik Kirjeldada toimuvaid muutusi (sademe teke, värvuse muutused, gaaside eraldumine jne) ning tekkivaid sademeid. Kirjutada kõiki muutusi kirjeldavad reaktsioonivõrrandid nii ioon- kui molekulaarkujul.

Keemia alused

doc

Reaktsioonid elektrolüütide lahustes.

Eksperimentaalne töö Töö ülesanne Reaktsioonid elektrolüütide lahustes. Töö eesmärk Elektrolüütide lahustes toimuvate reaktsioonide kulgemise peamiste põhjuste selgitamine, reaktsioonivõrrandite kirjutamine molekulaarsel ja ioon-molekulaarsel kujul, redoksreaktsioonide võrrandite tasakaalustamine. Sissejuhatus Reaktsioone, mis on seotud elektronide üleminekuga ühelt aatomilt teisele, nimetatakse redoksreaktsioonideks. Ainet või iooni, mille koostises olevad aatomid loovutavad elektrone, nimetatakse redutseerijaks, see aine ise seejuures oksüdeerub (tema oksüdatsiooniaste kasvab). Ainet

Keemia alused

docx

Reaktsioonid elektrolüütide lahustes

Reaktsioonid elektrolüütide lahustes Töö eesmärk Elektrolüütide lahustes toimuvate reaktsioonide kulgemise peamiste põhjuste selgitamine, reaktsioonivõrrandite kirjutamine molekulaarsel ja ioon-molekulaarsel kujul, redoksreaktsioonide võrrandite tasakaalustamine. Sissejuhatus Reaktsioonivõrrandeid võib esitada kahel viisil – molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid 2NaOH (aq) + CuSO4 (aq)→ Cu(OH)2(s) + Na2SO4 (aq)

Keemia alused

Rohkem sarnaseid