Задачи на дом 2 страница

Элемент, для атомов которого отдача электронов при взаимодействии с другими атомами практически невозможна, это фтор F. По Полингу, у атома фтора значение ЭО самое большое и равно 4,0. Если значение ЭО атомов элемента находится в пределах от 2,0-2,1 до 4,0, то такой элемент относят к числу неметаллов. К их числу принадлежат кислород (3,5), хлор и азот (по 3,0). Значения электроотрицательности атомов некоторых элементов приведены в табл. 3.

Таблица 3. Значения ЭО атомов некоторых элементов по шкале Полинга

Химический элемент	Атомный номер	Значение ЭО	Химический Элемент	Атомный номер	Значение ЭО
Водород		2,1	Калий		0,8
Литий		1,0	Кальций		1,0
Углерод		2,5	Хром		1,6
Азот		3,0	Марганец		1,5
Кислород		3,5	Железо		1,8
Фтор		4,0	Медь		1,9
Натрий		0,9	Цинк		1,6
Магний		1,2	Бром		2,8
Алюминий		1,5	Серебро		1,9
Кремний		1,8	Иод		2,5
Фосфор		2,1	Барий		0,9
Сера		2,5	Свинец		1,9
Хлор		3,0

Примечание. Названия неметаллов в таблице выделены курсивом

Если во взаимодействие между собой вступают атомы, разность значений ЭО которых составляет 2,3-3 (например, натрий и фтор, кальций и кислород), то происходит следующее. Атом элемента с небольшой ЭО (например, атом натрия) отдает свой электрон атому с большей ЭО. В результате оба первоначально нейтральных атома превращаются в заряженные атомы – ионы.

Положительно заряженные ионы принято называть катионами, а отрицательно заряженные – анионами. Между катионами и анионами действует сила притяжения (а между одинаково заряженными ионами – сила отталкивания). Силу взаимодействия F двух электрических зарядов q₁ и q₂ передает закон Кулона:

F = f (q₁ q₂. / r ²),

где f – коэффициент пропорциональности, а r – расстояние между центрами заряженных частиц. Силы взаимодействия заряженных частиц часто называют кулоновскими (или электростатическими).

Если в результате взаимодействия двух атомов один из них стал катионом, а другой – анионом, то между этими ионами возникает химическая связь, которую называют ионной. Ионная связь обусловлена кулоновским взаимодействием между катионами и анионами.

Химическую связь часто характеризуют энергией, которая выделяется при возникновении соответствующей связи. Энергия, отвечающая образованию 1 моль соединения с ионной связью, обычно составляет от 300 до 700 кДж/моль*⁾. Отметим, что энергия ван-дер-ваальсовой связи составляет от 1-5 до 10-15 кДж/моль.

Силы притяжения между разноименно заряженными ионами (и отталкивания между одноименно заряженными ионами) действуют по всем направлениям пространства, быстро убывая с ростом расстояния между заряженными частицами. Поэтому ионная связь – связь ненаправленная. И совершенно неважно, сколько, например, отрицательно заряженных ионов окружают данный катион – он будет притягиваться ко всем расположенным вокруг него анионам в соответствии с законом Кулона. Аналогично любой анион будет притягиваться ко всем расположенным вокруг него катионам.

*Напомним, что в 1 моль содержится столько же структурных элементов материи, сколько содержится атомов в 12 г нуклида углерод-12. Экспериментально найдено, что в 1 моль содержится 6,02.10²³ атомов (протонов, нейтронов, электронов или др. структурных элементов материи). Число 6,02.10²³ называют числом Авогадро, обозначение N_A.

Таким образом, ионная связь – связь и ненаправленная, и ненасыщаемая. При переходе от нейтрального атома к положительно заряженному иону размер микрочастицы заметно сокращается (диаметр на 20-30%). Напротив, при переходе от нейтрального атома к отрицательно заряженному иону размер частицы заметно увеличивается. В результате размер катионов значительно меньше размера анионов, и в ионных соединениях катионы располагаются между анионами, попадая в возникающие между анионами пустоты.

Нужно иметь в виду, что при образовании ионных связей и катионы, и анионы приобретают электронные конфигурации, сходные с электронными конфигурациями инертных газов. Так, электронная конфигурация иона Na⁺ аналогична электронной конфигурации атома инертного газа неона Ne, а электронная конфигурация хлорид-иона Cl^– аналогична электронной конфигурации атома аргона Ar.

Примеры соединений с ионным типом химической связи: LiBr, NaCl, CsI, BaO и др. Соединения с ионным типом химической связи нелетучи, не имеют запаха. Многие из них плавятся при достаточно высоких температурах (700^оС и выше).

Отметим, что основная часть энергии, отвечающей образованию ионной связи, выделяется при сближении в пространстве положительно и отрицательно заряженных ионов.

Геометрическое строение соединений с ионным типом химической связи определяется соотношением размеров катионов и анионов и стремлением к максимальному сближению катионов и анионов в этих соединениях.

Задание на дом

1. Запишите в тетради примеры пяти соединений с ионным типом химической связи. Из каких ионов эти соединения состоят?

2. Почему у соединений с ионным типом связи нет запаха?

3. Как изменяется размер частиц при переходе от нейтрального атома к положительно заряженному иону? А при переходе от нейтрального атома к отрицательно заряженному иону?

4. Суммарный объём каких частиц – катионов или анионов – в поваренной соли больше?

5. Линейный размер катиона оказался на 20% меньше линейного размера нейтрального атома. Во сколько примерно раз объём катиона меньше объема нейтрального атома?

6. Сколько молей воды в 1 л воды?

7. Сколько всего электронов в 1 л воды?

8. Масса электрона примерно в 1800 раз меньше массы протона. Какова масса всех электронов в 1 л воды?

Задачи на массовую долю вещества в растворе

1. В каком соотношении по массе надо смешать 60%-ую серную кислоту и 40%-й олеум, чтобы получить 10%-й олеум?

2. Сколько граммов 20%-го раствора сульфата натрия надо прилить к 300 г 5%-го раствора хлорида бария, чтобы получить: а) 3%-й раствор хлорида бария; б) 3%-й раствор хлорида натрия; в) 3%-й раствор сульфата натрия?

Тема 6. Ковалентная связь. Направленность и насыщаемость ковалентных связей атома. Молекулы. Структурные формулы. Модель минимальной энергии взаимодействия электронных пар атома (модель Гиллеспи). Геометрия простейших молекул. Молекулярные орбитали и энергия образования простейших двухатомных молекул

Химическая связь может возникать не только путем перехода электрона от одного атома к другому и притяжения возникших противоположно заряженных ионов, но и путем обобществления электронов, первоначально принадлежавших разным атомам. При этом первоначально неспаренные электроны каждого атома образуют электронные пары. Они притягиваются одновременно к ядрам двух исходных атомов, за счет чего и возникает химическая связь между этими атомами. Такой тип связи получил название ковалентной.

Например, в атоме водорода есть один неспаренный электрон. Когда два атома водорода образуют одну ковалентную химическую связь, возникает новая микрочастица – двухатомная молекула водорода Н₂. Ковалентную связь отображают двумя точками или черточкой (рис. 8).

Рис. 8. В молекуле Н₂ одна ковалентная связь,
а в молекуле N₂ их три

Молекула азота N₂ возникает за счет образования между атомами азота трех ковалентных связей. В каждом атоме азота три неспаренных электрона, и связь между двумя атомами азота реализуется за счет трех электронных пар. Тройная связь прочнее одинарной – она заметно короче одинарной. При возникновении тройной связи выделяется больше энергии, чем при возникновении двойной или одинарной связи.

Если ковалентная связь возникла между одинаковыми атомами (двумя атомами водорода, двумя атомами азота и т.д.), то электронная пара принадлежит каждому атому в равной степени, и связь будет неполярной. Но общая электронная пара может возникнуть между близкими, но все же разными по ЭО атомами, причем ЭО каждого атома составляет от 2-2,5 до 4 (примеры: HCl, H₂O, CCl₄ и др.). В этом случае более электроотрицательный атом частично перетягивает на себя общую электронную пару, и каждый атом приобретает небольшой электрический заряд (более электроотрицательный – отрицательный, а менее электроотрицательный – положительный). Такую связь называют полярной ковалентной.

Так как для образования ковалентных связей обычно нужно, чтобы у атомов были неспаренные электроны, то число ковалентных связей одного атома ограничено. Поэтому ковалентная связь, в отличие от ионной, насыщаемая.

При описании ковалентной связи постулировано, что такая связь образуется в том направлении от центра атома, где имеет место наибольшее перекрывание электронных облаков двух атомов. Если в образовании ковалентной связи участвуют p - или d -электроны хотя бы одного из двух атомов (облака которых не имеют центральной симметрии), то форма этих облаков во многом определяет геометрию образующихся молекул. Таким образом, ковалентная связь, в отличие от ионной, связь направленная.

В случае соединений с ковалентной связью (как неполярной, так и полярной) связи между атомами в одной группе атомов значительно прочнее, чем между атомами, относящимися к другим группам. Такие обособленные группы атомов называют молекулами. Примерами веществ с молекулярным строением могут служить водород H₂, кислород O₂, азот N₂, вода H₂O, хлороводород HCl, аммиак NH₃, метан CH₄, этиловый спирт C₂H₅OH и др. Вещества с молекулярным строением часто летучи при комнатной температуре или сравнительно небольшом нагревании, многие обладают запахом и сравнительно низкими температурами кипения и плавления.

Строение соединений с молекулярным строением принято передавать с помощью структурных формул, в которых связь между атомами передают черточками. Каждая черточка в таких формулах отвечает одной электронной паре (рис. 9).

Рис. 9. Примеры структурных формул молекулярных соединений

Для описания геометрии молекул в последнее время широко используют модель минимальной энергии взаимного отталкивания электронных пар, в разработку которой большой вклад внес Р.Гиллеспи. В этой модели принимают, что в молекуле, состоящей, например, из атомов двух разных элементов, один атом – центральный, к которому присоединены атомы другого элемента (в случае метана CH₄ центральный атом – это атом углерода, в случае хлорида бора BCl₃ – атом бора и т.д.). Электронные пары, которыми центральный атом связан с атомами второго элемента, имеют одинаковый отрицательный заряд и отталкиваются друг от друга. Поэтому в пространстве эти электронные пары (и связи, которые обусловлены ими) располагаются так, чтобы энергия взаимного отталкивания была минимальна.

В результате в молекуле BeCl₂ (существующей в парах этого соединения), атомы хлора расположены на одной прямой по разные стороны от атома бериллия, строение молекулы BCl₃ отвечает равностороннему треугольнику, в центре которого находится атом бора, а строение молекулы CH₄ – тетраэдру, в вершинах которого расположены атомы водорода (рис.10).

Рис. 10. Строение молекул BeCl₂, BCl₃ и CH₄

Атомы в молекуле BeCl₂ расположены на одной прямой, атомы хлора в молекуле BCl₃ по вершинам равностороннего треугольника, а атомы Н в молекуле CH₄ —по вершинам тетраэдра

Электронная пара может состоять из электронов двух атомов, а может состоять из электронов центрального атома, не участвующих в образовании химической связи. Так, в молекуле воды около атома О имеются две электронные пары, отвечающие связям О — Н, в формировании которых

участвуют электроны второго слоя атома О. 4 электрона этого слоя, не участвующие в образовании химических связей, также располагаются около центрального атома О. Таким образом, в молекуле воды атом кислорода окружен четырьмя электронными парами. Они расположены по направлениям от атома О к вершинам тетраэдра. Поэтому угол Н – О – Н в молекуле воды, равный 104,5^o, близок к тетраэдрическому (рис.11).

Рис.11.Строение молекулы Н₂О

Модель Гиллеспи широко используют при описании геометрии как неорганических, так и органических соединений различного состава.

Еще одна важная задача при рассмотрении соединений с ковалентными связями – это анализ прочности связи, ее энергии. Для этой цели наиболее пригоден метод молекулярных орбиталей. Детальное изложение этого метода выходит за рамки школьной программы, мы рассмотрим далее только самые простые случаи. В основе метода молекулярных орбиталей (общепринятое обозначение – МО) лежит представление о том, что все электроны, входящие в состав данной молекулы, принадлежат всем атомам и образуют единое электронное облако. В этом молекулярном облаке электроны, как и в атоме, расположены на определенных молекулярных орбиталях.

Число молекулярных орбиталей в молекуле равно сумме атомных электронных орбиталей атомов, образующих эту молекулу. Молекулярные орбитали подразделяются на два вида – связывающие и разрыхляющие. В простейших двухатомных молекулах число этих орбиталей одинаково. Различия этих типов орбиталей состоят в том, что при переходе с атомной орбитали на связывающую молекулярную орбиталь энергия выделяется, а на разрыхляющую – понижается (рис.12).

Рис.12. Схема МО молекулы водорода Н₂, иона Н₂⁺ и молекулы N₂

Заполнение электронами молекулярных орбиталей происходит аналогично заполнению атомных орбиталей (сначала заполняются электронами орбитали с наименьшей энергией, потом – орбитали с более высокой энергией и т.д.). При заполнении орбиталей с одинаковой энергией действует правило Гунда и т.д.

Так, при образовании молекулы водорода Н₂ число молекулярных орбиталей равно 1+1=2. Одна из орбиталей – связывающая, а другая – разрыхляющая. В молекуле водорода электроны расположены только на связывающей орбитали. Использование модели МО позволило объяснить существование довольно устойчивого молекулярного иона Н₂⁺. В нем единственный электрон находится на связывающей орбитали (рис.11).

Если в очень грубом приближении принять, что в образовании молекулы азота N₂ участвуют только 2 р -электроны каждого атома азота, и таких электронов всего 6 (3+3), то понятно, что все эти электроны разместятся на трех связывающих МО, и поэтому молекула азота будет очень прочна. В случае молекулы СО 2 р -электронов атомов С и О также 6 (2+4), и число молекулярных орбиталей для их размещения также 6. Это объясняет, почему энергия связи атомов в молекуле СО (915 кДж/моль) близка к энергии связи атомов в молекуле N₂.

В молекуле фтора F₂ 2 p -электронов 10. Они заполняют три связывающие орбитали и две разрыхляющие. Выигрыш в энергии при образовании такой молекулы невелик, и ее прочность не очень велика. А в случае инертного газа гелия у каждого атома два электрона, а орбиталь всего одна. Поэтому молекул Не₂ не существует – никакого выигрыша энергии при ее образовании из атомов Не нет (два электрона могли бы занять связывающую орбиталь, а два – разрыхляющую). А вот молекулярный ион Не₂⁺ может существовать (и наблюдается экспериментально): в этом ионе два электрона занимают связывающую орбиталь, а на разрыхляющей орбитали находится только один электрон. Поэтому небольшой выигрыш в энергии при образовании иона Не₂⁺ имеется.

Модель МО позволила объяснить наличие парамагнитизма молекулярного кислорода и молекул NO, а также объяснить и предсказать многие другие характеристики веществ молекулярного строения. В настоящее время для предсказания с ее помощью строения и свойств молекул широко используют современные быстродействующие компьютеры.

Задание на дом

1. Составьте графические формулы оксида серы(VI), серной кислоты, ортофосфорной кислоты, углекислого газа.

2. Приведите формулы трех соединений с полярными ковалентными связями.

3. Укажите, какие химические связи представлены в молекуле серной кислоты.

4. Приведите примеры трех соединений, в которых одновременно были бы и ионные, и полярные ковалентные связи.

5. Какова геометрия молекулы СО₂? В чем отличие геометрии этой молекулы и молекулы сернистого газа SO₂?

6. Какова геометрия иона аммония NH₄⁺?

7. Как объяснить, что устойчивость молекулярного иона Н₂⁺ значительно выше, чем молекулярного иона Н₂^-?

Задачи на содержание растворенного вещества в растворе

1. Сколько граммов воды надо добавить к 400 г 40%-го раствора серной кислоты, чтобы получить раствор с массовой долей 20%?

2. Сколько литров сероводорода (н.у.) надо пропустить через 500 г 6%-го раствора хлорида меди(II), чтобы получить 4%-ый раствор этого хлорида?

3. Сколько граммов кристаллогидрата ВаСl₂.2H₂O надо добавить к 500 г 8%-го раствора сульфата калия, чтобы получить 4%-й раствор: а) сульфата калия; б) хлорида бария?

Тема 6А. Донорно-акцепторный механизм формирования ковалентной связи. Водородная связь.

Образование полярной ковалентной связи может происходить не только путем объединения двух неспаренных электронов, первоначально принадлежавших атомам с разными значениями ЭО, но и за счет передачи электронной пары от одного атома (атома-донора) к другому атому (атому-акцептору). Например, рассмотрим молекулу аммиака NH₃. Валентный слой атома азота содержит пять электронов. Три из них участвуют в образовании пар с валентными электронами трех атомов водорода. Остаются два электрона, которые образуют электронную пару. Эта электронная пара принадлежит атому азота.

Рис.13. Полярные ковалентные связи в ионе аммония NH₄⁺

Но представим себе: аммиак оказался в водной среде, куда добавлена сильная кислота. Кислота в водной среде диссоциирована на катион (катионы) Н⁺ и анион кислотного остатка. Катион водорода – это «голый» протон, несущий положительный заряд. Он «прилипает» к свободной электронной паре атома N, и между атомами азота и водорода возникает четвертая полярная ковалентная связь. Донорно-акцепторный механизм возникновения этой связи не такой, как трех других связей атома N с атомами H. Но все четыре связи атома N с атомами H в ионе аммония NH₄⁺ совершенно одинаковы и направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится атом N (рис. 13). По аналогичному донорно-акцепторному механизму возникают полярные ковалентные связи в самых разных соединениях.

С участием атомов водорода реализуется еще один вид межатомного взаимодействия – так называемая водородная связь. Этот тип связи реализуется чаще всего при межмолекулярном взаимодействии, но известны и случаи внутримолекулярной водородной связи.

Водородная связь – это связь, в которой атом водорода связывает атомы двух электроотрицательных элементов X и Y, располагаясь между ними на одной прямой (рис.14). В качестве атомов X и Y прежде всего

Рис.14. Схема водородной связи между атомами X и Y.

X и Y – атомы с большим значением ЭО, чем ЭО атома Н

могут выступать атомы фтора и кислорода (а также азота, хлора и некоторые другие с большими значениями ЭО). В водородной связи X и Y могут быть атомами как двух разных элементов, так и одного и того же.

Еще раз подчеркнем: при возникновении водородной связи три атома: X, H и Y расположены на одной прямой. Обусловлено это тем, что атом Н, лишенный электрона, имеет очень маленький размер, а отрицательно заряженные электронные оболочки более электроотрицательных атомов X и Y взаимно отталкиваются друг от друга. По прочности водородная связь занимает промежуточное положение между ван-дер-ваальсовой и химической связью. Водородная связь имеет важнейшее значение для свойств воды, плавиковой кислоты HF, аммиака NH₃ и других веществ, содержащих атомы Н и атомы наиболее электроотрицательных элементов. Так, в воде водородные связи обеспечивают сильное межмолекулярное взаимодействие и, в частности, то, что вода при замерзании расширяется, характеризуется высокой температурой кипения, высокой теплоемкостью. Водородные связи играют важную роль в биохимических процессах.

Тема 7. Тепловой эффект химических реакций. Закон Гесса. Теплоты (энтальпии) образования сложных веществ из простых.

Протекание химических реакций обычно сопровождается выделением теплоты в окружающую среду или поглощением теплоты из окружающей среды. Выделение или поглощение теплоты при протекании химической реакции называют тепловым эффектом реакции и обозначают буквой Q. Уравнения химических реакций, в которых приведен тепловой эффект реакции, называют термохимическими.

Реакции, при протекании которых теплота выделяется и передается окружающей среде, называют экзотермическими, а те, при протекании которых теплота поглощается из окружающей среды, называют эндотермическими. Экзотермическим реакциям отвечает положительный тепловой эффект + Q, а эндотермическим – отрицательный тепловой эффект - Q. Примеры экзотермических реакций:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q; СН₄+ О₂ = СО₂ + 2Н₂О + Q; СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

Примеры эндотермических реакций:

СаСО₃ = СаО + Н₂О – Q; N₂ + О₂ = 2NO – Q

Численное значение теплового эффекта Q химической реакции зависит от следующих факторов:

1. Природы реагирующих веществ. Нет однозначной связи теплового эффекта с природой реагирующих веществ, например, с молекулярной массой реагентов или их составом. Поэтому значения тепловых эффектов для разных веществ трудно (а иногда и невозможно) предсказать теоретически, вследствие чего важными оказываются экспериментальные результаты, которые получают при изучении тепловых эффектов специалисты – термохимики.

2. Массы реагирующих веществ. Чем больше масса реагирующих веществ, тем больше тепловой эффект. Для того, чтобы можно было сравнивать тепловые эффекты разных реакций, их значения принято относить к 1 моль одного из исходных веществ или одного из продуктов реакции. По этой причине в термохимических уравнениях часто используют дробные коэффициенты. Так, термохимическое уравнение горения алюминия в кислороде имеет вид:

2Al + 1,5 O₂ = Al₂O₃+ 1675 кДж/моль

Если понятие «моль» к реагенту неприменимо (бензин, природный газ, каменный уголь, дрова, солома и др.), то в таких случаях используют понятие теплоты сгорания. Теплота сгорания – это теплота, выделяющаяся в окружающую среду при сгорании 1 кг твердого или жидкого вещества или при сгорании 1м³ горючего газа. Так, при сгорании 1 кг бензина окружающая среда получит 25,5-26,2 МДж/кг, 1 кг торфа – 24 МДж/кг. Теплота сгорания природного газа составляет 31-38 МДж/м³.

3. Температуры исходных веществ и продуктов реакции. Связано это с тем, что на нагревание продуктов реакции может быть израсходована значительная часть теплоты реакции. Для стандартизации договорились относить тепловые эффекты к условиям, отвечающим температуре 25^оС как исходных веществ, так и продуктов реакции.

Для некоторых веществ тепловой эффект химических реакций зависит также от:

4. Аллотропной модификации реагирующих или образующихся веществ. Например, теплота реакции с кислородом углерода в виде графита отличается от теплоты реакции с кислородом алмаза (теплота сгорания графита больше), поэтому в соответствующем термохимическом уравнении надо указывать аллотропную модификацию реагента:

С (графит) + О₂ = СО₂ + 393,5 кДж

5. Агрегатного состояния исходных веществ и продуктов реакции. Агрегатное состояние нужно учитывать, если при 25^оС вещество может быть, например, и в виде пара, и в виде жидкости (или твердого тела). К таким веществам относится, например, вода, этиловый спирт, нафталин и многие другие. В таких случаях в термохимических уравнениях указывают агрегатное состояние реагента, например:

СН₄ +2О₂ = СО₂ + 2Н₂О (пар)

В 1840 г. работавший в Петербурге химик Г.И.Гесс экспериментально установил, что тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния реагирующих веществ, но зависит от того, через какие промежуточные стадии осуществляется реакция. Это – термохимический закон Гесса. Примером его применимости может служить следующий пример. При сгорании 1 моль графита до СО₂ в окружающую среду попадает 393,5 кДж теплоты. А вот при окислении 1 моль графита до СО в окружающую среду выделится 110,5 кДж:

С (графит) +½ О₂ = СО + 110,5 кДж

Если 1 моль СО окислить далее до СО₂, то выделится еще 283 кДж:

СО + ½ О₂ = СО₂ + 283 кДж

Обе реакции обеспечивают получение тех же 110,5 + 283 = 393,5 кДж. Закон Гесса – фактически это частный случай закона сохранения энергии при протекании химических реакций.

Из закона Гесса следует, что тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной реакции, но взятому с обратным знаком. Так, если тепловой эффект экзотермической реакции

СаО + СО₂ = СаСО₃ + 178, 5 кДж

равен 178,5 кДж, то тепловой эффект эндотермической реакции

СаСО₃ = СаО + СО₂ – 178, 5 кДж

Еще одно следствие из закона Гесса – тепловой эффект реакции равен алгебраической сумме теплот образования веществ, участвующих в реакции, из простых веществ. Так, зная значения теплот образования из простых веществ (Са, С и О₂) карбоната кальция СаСО₃ (аллотропная модификация кальцит, 1207 кДж/моль), оксида кальция СаО (635 кДж/моль) и углекислого газа СО2 (393,5 кДж/моль), можно найти теплоту эндотермической реакции

СаСО₃ (кальцит) = СаО + СО₂

как разность суммы теплот образования СаО и СО₂ и теплоты образования СаСО₃ (кальцит)

Q = 635 + 393 – 1207 = – 178,5 кДж/моль

При расчетах принимают, что при 25^оС теплоты образования простых веществ равны 0 (той аллотропной модификации, которая устойчива при 25^оС).

Дата добавления: 2015-01-03