Chemia wody – część a wstęp: Woda – niezwykła ciecz 1




Pobierz 404.17 Kb.
NazwaChemia wody – część a wstęp: Woda – niezwykła ciecz 1
strona7/11
Data konwersji04.09.2012
Rozmiar404.17 Kb.
TypDokumentacja
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11

Stany skupienia wody


Woda występuje w przyrodzie we wszystkich trzech stanach skupienia – stałym (lód), ciekłym i gazowym (para wodna) – różniących się przede wszystkim stopniem upakowania cząsteczek, a co za tym idzie, naturą oddziaływań występujących między molekułami.

W stanie pary odległości między cząsteczkami H2O są największe, dzięki czemu oddziaływania są znikome i molekuły mają praktycznie całkowitą swobodę ruchu. Para łatwo zmienia zarówno kształt, jak i objętość.

W stanie ciekłym odległości międzycząsteczkowe są mniejsze, co umożliwia powstawanie silniejszych oddziaływań (takich, jak tworzenie wiązań wodorowych). Ruch cząsteczek jest w sporym stopniu ograniczony.

W krysztale lodu cząsteczki znajdują się w węzłach sieci krystalicznej, przez co ich ruch jest w zasadzie ograniczony do drgań wokół położeń równowagowych. W przeciwieństwie do gazu i cieczy, w stanie stałym lód nie zmienia ani objętości, ani kształtu. Tzw. płynięcie lodu, umożliwiające przemieszczanie się lodowców, zasadza się przede wszystkim na tym, że pod wpływem dużego ciśnienia ich dolne warstwy częściowo topnieją i lodowiec spływa po warstewce wody, jaka tworzy się między nim a podłożem. To samo zjawisko leży u podstaw jazdy na sankach, nartach i łyżwach, i jest przyczyną tego, że lód wydaje się śliski.

Przemiany fazowe wody


Trzy stany skupienia wody tworzą odrębne fazy; istnieje także wiele substancji chemicznych, tworzących różne fazy o odmiennej strukturze nawet w tym samym stanie skupienia. Można tu przypomnieć zjawisko alotropii pierwiastków, na przykład węgla, występującego w postaci diamentu, grafitu, karbinu i fullerenów. Odmiany takie w odpowiednich warunkach mogą przechodzić jedna w drugą – są to przemiany fazowe, obejmujące także zmiany stanu skupienia.

Przemiana ciała stałego w ciecz nazywa się topnieniem, a bezpośrednio w gaz – sublimacją. Przemiana cieczy w ciało stałe nazywa się krzepnięciem, a w gaz – parowaniem (wrzeniem, jeśli zachodzi w całej objętości cieczy). Wreszcie przemiana gazu w ciecz nazywa się skraplaniem (kondensacją), zaś bezpośrednio w ciało stałe – resublimacją.



Mechanizm przemiany fazowej zasadza się na zmianach energii poszczególnych cząsteczek substancji. Na przykład w krysztale lodu cząsteczki H2O oscylują wokół położeń równowagowych, a amplituda tych drgań zależy od posiadanej przez nie energii, czyli – mówiąc najprościej – od temperatury. Ze wzrostem temperatury rośnie energia cząsteczek i amplituda ich drgań, aż w pewnym momencie drgania te prowadzą do zerwania części wiązań międzycząsteczkowych i zwiększenia stopnia swobody cząsteczek. Sieć kryształu zostaje zniszczona (przynajmniej częściowo, ponieważ lokalne asocjaty wody nadal mogą istnieć) i lód topnieje. Przemiana taka zachodzi w stałej temperaturze, ponieważ dostarczana energia jest zużywana na zrywanie oddziaływań międzycząsteczkowych, a nie na dalsze zwiększenie amplitudy drgań (czyli dalsze ogrzanie substancji).

Fakt zachodzenia przemian fazowych w stałej temperaturze, mimo ich powszechnie wykorzystywany w życiu codziennym (na przykład przy chłodzeniu napojów lodem), często umyka fizykochemicznym laikom. Taki właśnie błąd popełnili scenarzyści filmu Epoka lodowcowa w scenie, kiedy bohaterowie idą po lodowcu, pod którym znajduje się wybuchający wulkan. W pewnym momencie leniwiec Sid stwierdza, że lód parzy go w stopy, jakoby w wyniku podgrzania przez wypływającą ku powierzchni magmę. Jest to oczywiście niemożliwe, ponieważ ogrzewanie lodu, jak by nie było intensywne, może pod stałym ciśnieniem jedynie przyspieszyć jego stopienie, a wzrost temperatury rozpocznie się dopiero po zakończeniu przemiany fazowej – topnienia – i będzie trwać aż do osiągnięcia temperatury następnej przemiany fazowej – wrzenia.

Parowanie cieczy jest konsekwencją faktu, że zawsze pewna liczba cząsteczek zyskuje w wyniku zderzeń taką energię, która wystarcza na pokonanie sił międzycząsteczkowych i opuszczenie fazy ciekłej. Wzrost temperatury prowadzi do zwiększenia energii kinetycznej cząsteczek w fazie ciekłej, a zatem i łatwiejszego uzyskiwania energii potrzebnej do opuszczenia cieczy. Z uwagi na to prężność (ciśnienie) pary nad cieczą rośnie, a w chwili, gdy zrówna się z ciśnieniem zewnętrznym, dochodzi do wrzenia. Warto zwrócić uwagę na fakt, że chwila rozpoczęcia wrzenia, a zatem i temperatura wrzenia, zależy od ciśnienia zewnętrznego. Woda wrze w temperaturze 100 ºC pod ciśnieniem standardowym, czyli na poziomie morza (bo ciśnienie zależy od wysokości), ale mieszkańcy rejonów wysokogórskich (na przykład Tybetu) mogą się raczej pożegnać z dobrze zaparzoną kawą, ponieważ ich wrzątek będzie mieć niższą temperaturę (ogrzewana woda pod niższym ciśnieniem zaczyna wrzeć wcześniej). Zaletą tej sytuacji jest z kolei oszczędność na opale.

Wszystkim przemianom fazowym towarzyszy pochłanianie lub wydzielanie energii (ciepła). Lód ma niższą energię niż powstająca z niego w wyniku topnienia ciecz, a ta z kolei ma energię niższą od wytworzonej z niej pary; innymi słowy przeprowadzenie lodu w wodę, a potem w parę wodną, wymaga określonego nakładu energii (zużywanego przede wszystkim na pokonanie sił międzycząsteczkowych). Z kolei energia układu składającego się z pary maleje, gdy para skrapla się, a potem przechodzi w lód – układ taki wydziela energię w wyniku tworzenia określonych wiązań międzycząsteczkowych. Energia ta w życiu codziennym jest zwykle stopniowo odprowadzana, stąd jej nie dostrzegamy. Jeśli jednak stopimy bardzo czystą sól, a potem ochłodzimy ją łagodnie poniżej temperatury krzepnięcia (czyli przechłodzimy), to proces krystalizacji będzie mógł się rozpocząć pod wpływem drobnego bodźca zewnętrznego (na przykład wstrząsu). Gdy krzepnięcie się rozpocznie, wydzieli się energia wynikająca z powstawania wiązań sieci krystalicznej, a krystalizująca sól błyskawicznie ogrzeje się do temperatury krzepnięcia (ponieważ przemiany fazowe pod danym ciśnieniem zachodzą zawsze w takiej samej temperaturze).

Energie wydzielane lub pochłaniane podczas przemian fazowych nazywa się ciepłem przemiany (molowym lub właściwym). Energia potrzebna do przeprowadzenia 1 kg cieczy w parę o tej samej temperaturze (czyli energia samej przemiany). nazywa się właściwym ciepłem parowania, a potrzebna do przeprowadzenia 1 mola cieczy w parę o tej samej temperaturze – molowym ciepłem parowania. Pozostałe ciepła przemian są definiowane w analogiczny sposób. Należy podkreślić, że za każdym razem faza końcowa przemiany ma taką samą temperaturę, jak faza początkowa – ciepło przemiany dotyczy wyłącznie samej przemiany, a nie doprowadzenia fazy do temperatury odpowiadającej tej przemianie!

Molowe ciepło parowania substancji (L) to ilość energii potrzebna do przeprowadzenia jednego mola cieczy w jeden mol pary nasyconej w stałej temperaturze i pod ciśnieniem pary nasyconej. Odpowiada to zmianie entalpii, przez co wielkość ta jest nazywana także molową entalpią parowania:

H2O(ciecz) → H2O(gaz, 1013,25hPa) = 40,75 kJ·mol–1 ( 0)

Molowe ciepło topnienia (Lt) substancji to ilość energii potrzebnej do przeprowadzenia 1 mola substancji ze stanu stałego w stan ciekły w warunkach równowagi obu faz, w stałej temperaturze i pod stałym ciśnieniem (czyli dotyczy przemiany izotermicznej i izobarycznej). Jest ono nazywane także molową entalpią topnienia i dla wody wynosi 6,02 kJ·mol–1 (w temperaturze topnienia/krzepnięcia i pod ciśnieniem 1013,25 hPa).

Wartość bezwzględna molowego ciepła topnienia jest równa wartości bezwzględnej molowego ciepła krzepnięcia, zaś wartość bezwzględna molowego ciepła parowania – wartości bezwzględnej molowego ciepła skraplania.

Przemiany fazowe wody można zatem zapisywać jak zwykłe reakcje chemiczne z uwzględnieniem ich efektów cieplnych:

H2O(para) → H2O(ciecz) ± L ( 0)

H2O(ciecz) → H2O(lód) ± Lt ( 0)

Molowe ciepło parowania maleje ze wzrostem temperatury i osiąga zero w temperaturze krytycznej (co jest logiczne, ponieważ w temperaturze krytycznej woda nie może już istnieć w postaci cieczy i lodu, i żadna przemiana fazowa, w tym parowanie/skraplanie, nie jest już możliwa).



Duże ciepło parowania i krzepnięcia wody (w porównaniu z innymi cieczami) wynika z asocjacji cząsteczek H2O, czyli z obecności sił oddziałujących między dipolami wody. Wysokie wartości ciepła właściwego oraz ciepeł przemian fazowych odgrywają ważną rolę w zdolności wody (zbiorników wodnych, zwłaszcza mórz i oceanów) do magazynowania energii słonecznej i zmniejszania nierównomierności jej rozkładu w różnych rejonach Ziemi. Woda spełnia tę funkcję w każdej fazie jej obiegu w przyrodzie, w każdym stanie skupienia. Ciepło jest pochłaniane przez opady atmosferyczne, a także przez oceany, które latem absorbują nadmiar energii słonecznej, zmniejszając możliwości przegrzania biosfery, a zimą oddają tę energię, łagodząc mrozy.

Znacznie ciepło topnienia lodu sprawia, że na wiosnę śniegi topnieją stosunkowo wolno. Powodzie następują głównie tam, gdzie wycięto większość lasów i biocenoza nie hamuje szybkiego wypływu wody. Natomiast przy kilkakrotnie mniejszej wartości ciepła topnienia w strefie klimatu umiarkowanego powodzie następowałyby regularnie i przebierałyby trudne do przewidzenia, ale zawsze katastrofalne rozmiary.

Diagram fazowy wody


Diagram fazowy substancji jest wykresem przedstawiającym stany równowagi pomiędzy poszczególnymi fazami tej substancji (w układzie jednoskładnikowym – w postaci krzywych wykreślonych w układzie współrzędnych temperatura bezwzględna-ciśnienie). Należy zwrócić uwagę, że układ może znaleźć się w każdym stanie określonym dowolnymi dodatnimi wartościami ciśnienia i temperatury. Położenie punktu określającego stan (temperaturę i ciśnienie) układu umożliwia określenie, w postaci jakiej fazy będzie wtedy występować dana substancja.

Równowagą fazową jest stan równowagi ustalający się pomiędzy dwiema lub więcej fazami układu wielofazowego, w którym nie zachodzą żadne reakcje chemiczne. W układzie jednoskładnikowym składającym się z wody może ustalić się stan równowagi między dwiema lub trzema fazami, stanowiącymi odrębne stany skupienia. Diagram fazowy wody ma postać przedstawioną na rysunku. Warto przy tym zauważyć, że przebieg krzywej równowagi lód-woda (AC) jest anomalny, co jest związane z faktem, że gęstość wody osiąga maksimum w temperaturze wyższej od temperatury krzepnięcia. W przypadku bardziej typowych substancji krzywa ta rośnie w prawo, a nie w lewo.



Krzywa AB, czyli krzywa parowania cieczy, przedstawia zależność prężności pary nasyconej od temperatury cieczy. Krzywa ta kończy się w punkcie B, nazywanym inaczej temperaturą krytyczną (Tc); powyżej temperatury krytycznej nie można skroplić pary, nawet pod bardzo wysokim ciśnieniem. Praktycznie rzecz biorąc w takich warunkach zanika różnica między tymi fazami, ponieważ ze wzrostem temperatury gęstość cieczy maleje, a gęstość pary wzrasta. W punkcie B gęstości obydwu zrównują się, a napięcie powierzchniowe cieczy maleje do zera, wskutek czego menisk cieczy (jej powierzchnia) zanika. Powyżej temperatury krytycznej ruch cząsteczek jest tak intensywny, że niezależnie od ciśnienia wypełniają one całą objętość naczynia i nie tworzą powierzchni swobodnej; prężność par w tym przedziale zależy od temperatury zgodnie z prawami gazowymi. Stan ten bywa nazywany stanem cieczy nadkrytycznej.

Stan krytyczny jest określany przez zestaw parametrów krytycznych, charakterystycznych dla danej substancji: temperaturę krytyczną, ciśnienie krytyczne (pc), objętość krytyczną (Vc) itp. Temperatura krytyczna wody wynosi 647,31K, prężność pary odpowiadająca tej temperaturze, czyli ciśnienie krytyczne – 221293,8 hPa (tj. ponad 218 atm), a gęstość krytyczna – 0,323 g·cm–3. Wartość temperatury krytycznej zależy od sił międzycząsteczkowych w danej substancji, dla wody jest bardzo wysoka, ponieważ jej cząsteczki są dipolami i tworzą wiązania wodorowe.

Każdemu punktowi krzywej AB odpowiada stan równowagi dynamicznej między wodą a parą wodną – tyle samo cząsteczek odparowuje (przechodzi z fazy ciekłej do gazowej), co się skrapla. Jeśli układ znajdzie się w stanie określonym przez punkt 1, to będzie w stanie gazowym. Do skroplenia można doprowadzić na dwa sposoby: zwiększając ciśnienie (czyli przesuwając punkt pionowo w górę) lub zmniejszając temperaturę (przesuwając punkt poziomo w lewo). Jednak jeśli w wyniku takiej operacji układ znalazłby się na prawo i powyżej od punktu krytycznego B., wówczas skroplenie będzie niemożliwe (innymi słowy – będzie to niemożliwe w przypadku, gdy temperatura układu będzie wyższa od temperatury krytycznej lub ciśnienie układu będzie wyższe od ciśnienia krytycznego).

Przedłużeniem krzywej AB jest na rysunku krzywa AE, wyobrażająca quasi-trwały stan równowagi pozornej między parą a przechłodzoną wodą, współistniejącymi w temperaturach niższych od temperatury krzepnięcia. Prężność pary nad przechłodzoną cieczą jest w tym zakresie temperatur wyższa, niż prężność pary nad lodem. Jednak uzyskanie przechłodzonej wody jest bardzo trudne – przechłodzeniu zapobiegają najdrobniejsze obecne w wodzie zanieczyszczenia, działające jako zarodki krystalizacji.

Krzywa AC, czyli krzywa krzepnięcia, odpowiada stanowi równowagi między wodą (cieczą) a lodem. Jak już wspomniano, krzywa ta ma przebieg anomalny, związany z faktem, że lód zajmuje większą objętość niż woda. W rezultacie układ w punkcie 2, znajdujący się w stanie stałym, można przeprowadzić w stan ciekły dwoma sposobami – podwyższając temperaturę (przesuwając punkt 2 poziomo w prawo) lub podwyższając ciśnienie (przesuwając punkt 2 pionowo w górę). Ten drugi sposób dostępny jest w praktycznie całym zakresie temperatur, w jakim istnieje faza stała. Krzywa AC określa zatem zależność temperatury topnienia lodu od ciśnienia.

W przypadku bardziej typowych substancji diagram fazowy wygląda w uproszczeniu następująco:

i w celu przeprowadzenia fazy stałej w ciekłą należy ciśnienie obniżyć (jednak jest to możliwe wyłącznie powyżej temperatury punktu potrójnego, gdyż w przeciwnym wypadku nastąpi sublimacja do gazu). Przemiany takie zachodzą zgodnie z regułą przekory Le Chateliera-Brauna, mówiącą, że układ w stanie równowagi przeciwstawia się działaniu czynników zewnętrznych (na przykład przyłożonemu ciśnieniu), dążąc do osiągnięcia nowego stanu równowagi. W przypadku wzrostu ciśnienia przemiana ta polega na zmniejszeniu objętości, zatem lód będzie się topić, a na przykład ciekły heksan skrystalizuje.

Pod wysokim ciśnieniem (rzędu tysięcy atmosfer) normalna struktura lodu załamuje się (puste przestrzenie w sieci krystalicznej zostają zapełnione), a krzywa krzepnięcia zmienia kierunek! Staje się tym samym bardziej typowa, jak widać na poniższym rysunku:



Rzymską liczbą I oznaczony jest zwykły lód, znany nam z życia codziennego, natomiast pozostałe liczby oznaczają odmiany lodu o innych strukturach. Struktury III, V, VI i VII odznaczają się ciaśniejszym upakowaniem cząsteczek wody (wynikającym z działania przyłożonego ciśnienia), a zatem i większą gęstością w stosunku do lodu-I. Warto podkreślić, że niektóre odmiany lodu mogą osiągać gęstość większą od wody i tonąć w niej! Zjawisko takie może się pojawiać pod ciśnieniem wyższym niż ~2000 atmosfer, nie może zatem wystąpić w warunkach naturalnych na naszej planecie (mogłoby wystąpić na przykład w zbiorniku wodnym na głębokości większej niż 20 km). Najciaśniej upakowana faza VII stanowi lód topniejący w temperaturze powyżej 200 ºC (ale istnieje wyłącznie pod bardzo wysokim ciśnieniem)!

Powyższy fragment diagramu fazowego informuje poza tym, że ciekłą wodę, nie będącą odmianą metastabilną, można otrzymać najwyżej dla temperatur nie przekraczających około –15 ºC (prawa granica fazy lodu-III). Warto też zwrócić uwagę, że w każdym punkcie, w którym spotykają się krzywe równowagi, liczba graniczących ze sobą faz wynosi trzy, mimo że w układzie obecna jest większa liczba faz. Fakt ten wyjaśnia reguła faz Gibbsa (poniżej).

Krzywa AD na pierwszym diagramie jest krzywą sublimacji, czyli określa stan równowagi między lodem a parą wodną. W przypadku wody ma ona przebieg typowy – prężność pary wodnej nad lodem jest niewielka (615 Pa w temperaturze krzepnięcia/topnienia) i maleje wraz z obniżaniem się temperatury. Sublimacja może natomiast zachodzić wtedy, gdy prężność pary nad ciałem stałym przewyższa ciśnienie zewnętrzne. Istnieją substancje, dla których zjawisko takie występuje w warunkach normalnych (jod, naftalen, CO2).



Przebieg krzywych równowag fazowych CO2 sprawia, że punkt odpowiadający normalnemu ciśnieniu (1 atm) leży na krzywej sublimacji (i odpowiada temperaturze
–78,5 ºC), przez co w warunkach normalnych stały dwutlenek węgla przechodzi bezpośrednio w stan gazowy (stąd też jego nazwa „suchy lód”). Warto też zwrócić uwagę na niezwykle niską temperaturę krytyczną tego związku – zaledwie 31 ºC. Wynika to przede wszystkim z faktu, że cząsteczki CO2 są – jako liniowe – w pełni symetryczne i mają zerowy moment dipolowy. Stąd niewielkie oddziaływania międzycząsteczkowe w tym związku.

Wszystkie krzywe równowag fazowych na diagramie wody i dwutlenku węgla przecinają się w punkcie A, nazywanym punktem potrójnym. W warunkach ciśnienia i temperatury, odpowiadających temu punktowi, prężność pary nad cieczą jest równa prężności pary nad ciałem stałym, dzięki czemu wszystkie trzy fazy mogą współistnieć w równowadze.

Warunki współistnienia różnych faz (składników) układu opisuje reguła faz Gibbsa, przyjmująca postać:

f + s = n + 2 ( 0)

gdzie: f – liczba faz

n – liczba składników (w uproszczeniu – liczba związków chemicznych obecnych w układzie)

s – liczba stopni swobody, czyli liczba zmiennych wielkości fizycznych („warunków), które można dowolnie zmieniać bez zmiany liczby faz pozostających w równowadze.

W przypadku układu jednoskładnikowego, takiego jak woda:

f + s = 3 ( 0)

Dla stanu, w którym współistnieją trzy fazy (f = 3) liczba stopni swobody wynosi zero. Z uwagi na to nie można w nim zmieniać żadnych parametrów – równowaga trzech faz będzie w układzie jednoskładnikowym istnieć dla ściśle określonych wartości ciśnienia i temperatury, czyli tylko w jednym punkcie diagramu fazowego – punkcie potrójnym. Lód, woda i para wodna pozostają w równowadze ze sobą wyłącznie w temperaturze 273,16 K, gdy ciśnienie (prężność pary wodnej nad lodem i wodą) wynosi 615 Pa. Wartość ta odpowiada ciśnieniu znacznie niższemu od atmosferycznego (101325 Pa).

Z reguły faz wynika, że w układzie jednoskładnikowym mogą współistnieć w równowadze najwyżej trzy fazy równocześnie (dla f > 3 liczba stopni swobody przybiera wartości ujemne); co więcej, współistnienie to występuje wyłącznie w jednej sytuacji, to jest przy określonych, podanych wyżej wartościach ciśnienia i temperatury (stąd „punkt” potrójny). Każda zmiana temperatury lub ciśnienia likwiduje równowagę dwóch faz, powodując przejście układu w stan równowagi między dwoma fazami.

W przypadku współistnienia dwóch faz w równowadze liczba stopni swobody wynosi 1, co oznacza, że po zmianie na przykład ciśnienia układ może osiągnąć nowy stan równowagi, choć już dla innej wartości temperatury. W praktyce odpowiada to przesunięciu punktu oznaczającego stan układu po jednej z krzywych równowag fazowych (krzywej parowania AB, krzepnięcia AC lub sublimacji AD).

1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11

Powiązany:

Chemia wody – część a wstęp: Woda – niezwykła ciecz 1 iconTemat: woda- niezwykła ciecz – eksperymenty z wodą. Cel głÓwny: Rozwijanie zainteresowań badawczych dziecka

Chemia wody – część a wstęp: Woda – niezwykła ciecz 1 iconObiegu wody w przyrodzie na podstawie opowiadania pt. „Kropla wody”. Doświadczenie z wodą. Dodawanie w zakresie 12. wykonywanie postaci kropli wody. Śpiewanie piosenki pt. „W deszczowym rytmie”

Chemia wody – część a wstęp: Woda – niezwykła ciecz 1 iconWoda Scenariusz przedstawienia z okazji święta wody. Autor: Monika Lach, w tekście zostały ujęte także dwa wiersze innych autorów: E. Zechenter Spławińskiej "Woda" I Grzegorza Dobieckiego "Mokra zagadka". Pani Woda

Chemia wody – część a wstęp: Woda – niezwykła ciecz 1 iconWoda na Ziemi: od 3,8 mld lat stała ilość wody, w ciągu 11 dni wymienia się cała woda zawarta w atmosferze, w ciągu 3,5 tys lat wymienia się cała woda zawarta

Chemia wody – część a wstęp: Woda – niezwykła ciecz 1 iconCZĘŚĆ I szkło: 10 kolb stożkowych 3 biurety termometr Odczynniki: woda destylowana chloroform kwas octowy ok. 100% częŚĆ II

Chemia wody – część a wstęp: Woda – niezwykła ciecz 1 iconJerzy Masełko woda właściwości fizyczne I chemiczne wody

Chemia wody – część a wstęp: Woda – niezwykła ciecz 1 iconJerzy Masełko woda właściwości fizyczne I chemiczne wody

Chemia wody – część a wstęp: Woda – niezwykła ciecz 1 iconChemia sanitarna Ćwiczenie nr 1 kompleksometria oznaczanie twardości wody

Chemia wody – część a wstęp: Woda – niezwykła ciecz 1 iconOrganizm dorosłego człowieka zawiera ok. 50 L wody, niezbędnej mu do jego funkcjonowania. Woda wydalana jest z organizmu wraz z moczem (ok. 1,5 L dziennie)

Chemia wody – część a wstęp: Woda – niezwykła ciecz 1 iconCZĘŚĆ VI woda I roztwory wodne zagadnienia do powtórki

Umieść przycisk na swojej stronie:
Rozprawki


Baza danych jest chroniona prawami autorskimi ©pldocs.org 2014
stosuje się do zarządzania
Rozprawki
Dom